Քիմիական կապ
Քիմիական կապ՝ օրգանական միացությունների մեծամասնությունը հիմնականում բաղկացած է մի քանի տարրերից՝ ածխածին, ջրածին, ազոտ, թթվածին, ծծումբ, իսկ դրանց բազմազանությունը որոշվում է մի կողմից միացությունների որակական և քանակական բաղադրությամբ, մյուս կողմից՝ ատոմների միացման կարգով և բնույթով։ Ատոմների միջև կապն իրագործվում է դրանց էլեկտրոնների փոխազդեցությամբ, հետևաբար քիմիական կապի տեսությունը պետք է լինի էլեկտրոնային տեսություն։ Քիմիական կապի տեսությունը քիմիայի կարևորագույն ուսմունքներից է, առանց որի հնարավոր չէ հասկանալ մոլեկուլների տարբեր կառուցվածքների և փոխազդունակության պատճառները։
Տեսություն
[խմբագրել | խմբագրել կոդը]Քիմիական տարրերի թիվը 118 է, այնինչ պարզ և բարդ նյութերի թիվն անցնում է 20 միլիոնից։ Դրանց զգալի բաժինն, անշուշտ, կազմում են բարդ նյութերը՝ քիմիական միացությունները։ Ատոմներն իրար հետ կապվում են որոշակի ուժերով՝ առաջացնելով քիմիական կապ։ Բնության մեջ կատարվող երևույթների ընդհանուր համաշարում քիմիական կապի առաջացումը «շահավետ» գործընթաց է, որովհետև ուղեկցվում է ջերմության անջատումով։ Մոլեկուլներն ունեն ավելի քիչ էներգիա, քան մեկուսացած ատոմների էներգիաների գումարն է։ Քիմիական կապն ընդհանուր առմամբ ունի էլեկտրաստատիկ բնույթ՝ պայմանավորված տարբեր ատոմների դրական լիցքավորված միջուկների և բացասական լիցքավորված էլեկտրոնների փոխձգողությամբ։ Քիմիական կապերի առաջացմանը մասնակցում են տարրերի վալենտային էլեկտրոնները։ Ատոմները, էլեկտրոն տալով կամ վերցնելով, ձգտում են իրենց արտաքին թաղանթը դարձնելու ութ էլեկտրոնանոց՝ ձեռք բերելով համապատասխան ազնիվ գազի էլեկտրոնային կայուն փոխդասավորություն՝ ութնյակ։ Քիմիական կապի օրինակներ են հանդիսանում իոնները՝ H2+, Li2+, Na2+, K2+, Rb2+, Cs2+[1]:
| Տարր | H | Li | Na | K | Rb | Cs |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիա | 1S1 | [He]2S1 | [Ne]3S1 | [Ar]4S1 | [Kr]5S1 | [Xe]6S1 |
| Քիմիական կապի երկարությունը մոլեկուլների իոններում xz+, Å |
1,06 | 3,14 | 3,43 | 4,18 | 4,44 | 4,70 |
| Ատոմի օրբիտալի շառավիղ, Å | 0,53 | 1,57 | 1,715 | 2,09 | 2,22 | 2,35 |
Կապի տեսակներ
[խմբագրել | խմբագրել կոդը]Ատոմների միջև առաջացող փոխձգողության առանձնահատկություններից կախված՝ զանազանում են քիմիական կապի հետևյալ հիմնական տեսակները՝
- իոնական
- կովալենտ
- ջրածնային
- մետաղային
- Վանդեր-վալսյան կապեր
Իոնական (էլեկտրավալենտ կամ հետերոպոլյար) կապ
[խմբագրել | խմբագրել կոդը]Իոնական կապն առաջանում է այն ատոմների միջև, որոնք իրենց էլեկտրաբացասականությամբ խիստ տարբերվում են։ Այս կապի առաջացման ժամանակ էլեկտրոնները մի ատոմից անցնում են մյուսին, առաջանում են տարանուն լիցքով իոններ, որոնք փոխադարձաբար ձգում են միմյանց.
- A. + .B → [A+] + [:B]-
Իոնական կապը բնորոշ է անօրգանական միացություններին, որով պայմանավորված է դրանց հալման և եռման բարձր կետերը, լավ լուծելիությունը պոլյար լուծիչներում, ռեակցիաների արագ ընթացքը, լուծույթների լավ էլեկտրահաղորդականությունը օրգանական նյութերի համեմատությամբ։
Կովալենտ (ոչ բևեռային) կապ
[խմբագրել | խմբագրել կոդը]Երբ կապն առաջանում է էլեկտրաբացասականությամբ հավասար կամ իրարից քիչ տարբերվող ատոմների միջև, էլեկտրոնների փոխանցում մեկ ատոմից մյուսին տեղի չի ունենում։ Այս դեպքում կապն առաջանում է չզույգված էլեկտրոնների ընդհանրացումով (երկու, չորս կամ վեց), որոնք մինչև կապի առաջացումը պատկանում են առանձին ատոմներին։ Էլեկտրոնային զույգից յուրաքանչյուրն առաջացնում է մեկ կովալենտ կապ, որը նշանակում են գծիկով.
- A.ֆ + ֆ.B → Aֆ։ ֆB կամ Aֆ-ֆB
| Մոլեկուլներֆ | Hֆ2ֆ | Liֆ2ֆ | Naֆ2ֆ | Kֆ2ֆ | Rbֆ2ֆ | Csֆ2ֆ |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Միջմիջուկային հեռավորություն, Å[2] | 0,74 | 2,67 | 3,08 | 3,92 | 4,10 | 4,30 |
| Կովալենտի շառավիղ, Å | 0,37 | 1,335 | 1,54 | 1,96 | 2,05 | 2,15 |
| օրբիտալի շառավիղը, Å | 0,53 | 1,57 | 1,715 | 2,09 | 2,22 | 2,35 |
| Էլեկտրոնային զույգերը կապի շառավիղը, Å | 0,379 | 0,826 | 0,755 | 0,726 | 0,852 | 0,949 |
| Անջատվող էներգիան, կՋ/մոլ | 436 | 102 | 73 | 57 | 49 | 42 |
Կովալենտ կապը օրգանական քիմիայում ամենատարածված կապն է։ Այն առաջանում է, երբ մեկ ատոմի էլեկտրոնային օրբիտալը վերածածկվում է երկրորդ ատոմի օրբիտալով։ Դրա արդյունքում առաջանում են կայուն էլեկտրոնային թաղանթներ (օկտետներ) էլեկտրոնների ընդհանրացումով և ոչ թե փոխանցումով։ Կովալենտ կապով մոլեկուլը կարող է լինել ոչ բեևեռային եթե առաջանում է նման էլեկտրաբացասականությամբ ատոմների (օրինակ ջրածնի մոլեկուլը), կամ ատոմների խմբերի միջև (H3C : CH3)։ Եթե ատոմներից մեկը էլեկտրոնի նկատմամբ ունի ավելի մեծ խնամակցություն, ապա էլեկտրոնային ամպի խտությունը տեղաշարժվում է դեպի այդ ատոմը և մոլեկուլը կամ կապը դառնում է բեևեռային։ Օրինակ կարբոնիլային խմբի մեջ՝ δ+ և δ- նշանները ցույց են տալիս, որ թթվածնի ատոմի վրա էլեկտրոնային ամպի խտությունը ավելի մեծ է (մասնակի բացասական լիցք), համապատասխանաբար ածխածնի ատոմի վրա ավելի փոքր (մասնակի դրական լիցք)։ Այսպիսով որքան մեծ է կովալենտ կապով ատոմների էլեկտրաբացասականության տարբերությունը, այնքան մոլեկուլը կամ կապը պոլյար է։ Սակայն օրգանական միացություններում կապի պոլյարությունը հաստատուն մեծություն չէ։ Այն հաճախակի փոփոխվում է մի շարք գործոնների ազդեցությամբ՝ գրոհող ռեագենտ, լուծիչի բնույթ և այլն։ Բևեռացումը շատ կարևոր հատկանիշ է և շատ դեպքերում բացատրում է օրգանական միացությունների ֆիզիկա-քիմիական հատկություններն ու վարքագիծը։ Բացի բևեռացումից, որը բնութագրում է քիմիական կապը ստատիկ վիճակում, յուրաքանչյուր կապ կարող է օժտվել նաև բևեռայնությամբ, այսինքն՝ արտաքին էլեկտրամագնիսական դաշտի ազդեցության տակ բևեռացումը փոփոխելու հատկությամբ։
| Մոլեկուլներ | LiH | NaH | KH | RbH | CsH |
|---|---|---|---|---|---|
| Միջմիջուկային հեռավորություն, Å | 1,60 | 1,89 | 2,24 | 2,37 | 2,49 |
| Անջատված էներգիան, կՋ/մոլ | 236 | 200 | 182 | 165 | 176 |
Ջրածնային կապ
[խմբագրել | խմբագրել կոդը]Ջրածնային կապն առաջանում է ջրածին պարունակող այնպիսի միացություններում, որոնցում ջրածինը միացած է խիստ էլեկտրաբացասական տարրի հետ։ Ջրածնային կապ գոյանում է նաև մի շարք օրգանական միացություններում՝ սպիրտներում, կարբոնաթթուներում, ամինաթթուներում, սպիտակուցներում։ Չափազանց կարևոր նշանակություն ունի ջրածնային կապը բուսական և կենդանական օրգանիզմներում, մասնավորապես՝ ԴՆԹ և ՌՆԹ մոլեկուլներում։ Ջրածնային կապ առաջանում է հիմնականում հեղուկ և պինդ նյութերում։ Ջրածնային կապը թույլ կապ է, մոտ 15–20 անգամ թույլ՝ կովալենտային կապից։ Դա նշում են ոչ թե գծիկով, այլ, որպես կանոն, երեք կետով։ Այդուհանդերձ, նյութի մեջ այդ կապերը խզելու և մոլեկուլներն իրարից հեռացնելու համար որոշակի էներգիա է պահանջվում։ Այդ պատճառով ջրածնային կապ ունեցող նյութերն ունեն հալման և եռման համեմատաբար բարձր ջերմաստիճաններ։ Ջրածնային կապը ազդում է հիմնականում նյութի ֆիզիկական հատկությունների վրա։
Ջրածին և ֆտոր տարրերի ԷԲ մեծ տարբերության պատճառով (տե՛ս պարբերական համակարգը) ֆտորաջրածնի մոլեկուլում կովալենտային կապը խիստ բևեռացված է, և այդ տարրերի ատոմներն ունեն դրական ու բացասական լիցքի մեծ խտություն։ Այդ պատճառով մի մոլեկուլի ջրածնի ատոմը բավական մեծ էլեկտրաստատիկ ուժով կապվում է մյուս մոլեկուլի ֆտորի ատոմի հետ։ Առաջանում է ջրածնային կապ, որի շնորհիվ երկու մոլեկուլները կապվում են իրար։
Մետաղական կապ
[խմբագրել | խմբագրել կոդը]Մետաղային տարրերի ատոմներն արտաքին էներգիական մակարդակում ունեն քիչ թվով էլեկտրոններ, հիմնականում՝ 1 կամ 2, առավել քիչ դեպքերում՝ 3 և 4 էլեկտրոններ։ Ոչմետաղների համեմատ, մետաղներն ունեն մեծ ատոմային շառավիղ, որի պատճառով վալենտային էլեկտրոնները թույլ են ձգվում միջուկների կողմից։ Անգամ քիչ էներգիայի առկայությամբ էլեկտրոնները կարող են անցնել ավելի բարձր էներգիական մակարդակներ կամ նույնիսկ հեռանալ ատոմից։ Բյուրեղային վիճակում մետաղների ատոմներն իրար կողքի լինելիս վալենտային էլեկտրոնները, ինչպես կովալենտային կապի ժամանակ, ընդհանրացվում են։ Սակայն, ի տարբերություն կովալենտային կապի, այդ ընդհանրացումը կատարվում է ոչ թե երկու ատոմների, այլ մետաղի բյուրեղում եղած բոլոր ատոմների միջև։ Oրբիտալներն ընդհանրացվելով առաջացնում են մի վիթխարի «գերօրբիտալ»՝ բացասականապես լիցքավորված «էլեկտրոնային գազ», որով կարծես ամրացվում են մետաղի դրական իոնները։ Մետաղային կապը ապատեղայնացված կապ է, գործում է ոչ թե երկու կամ իր շուրջը գտնվող մի քանի ատոմների, այլ մետաղի կտորի բոլոր ատոմների միջև։ Մետաղային կապին բնորոշ է մետաղական բյուրեղացանցը, որի հանգույցներում մետաղի դրական իոններն են՝ շրջապատված ազատորեն տեղաշարժվող վալենտային էլեկտրոններով։ Մետաղային կապին և մետաղային բյուրեղացանցին բնորոշ են պլաստիկությունը, լավ էլեկտրա– և ջերմահաղորդականությունը, մետաղական փայլը։
Ծանոթագրություններ
[խմբագրել | խմբագրել կոդը]- ↑ Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. — М.: «Химия», 1987. — С. 124. — 320 с.
- ↑ Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. — М.: «Химия», 1987. — С. 132-136. — 320 с.
Գրականություն
[խմբագրել | խմբագրել կոդը]- Маррел Дж., Кеттл С., Теддер Дж. Химическая связь Արխիվացված 2019-04-24 Wayback Machine. М.: Мир, 1980. 384 с.
- Пиментел Г., Спратли Р. Как квантовая механика объясняет химическую связь. Пер. с англ. М.: Мир, 1973. 332 с.
- Рюденберг К. Физическая природа химической связи. М.: Мир, 1964. 164 c.
- Бердетт Дж. Химическая связь. М.: Бином. Лаборатория знаний, 2008. 248 с. ISBN 978-5-94774-760-7, ISBN 978-5-03-003847-6, ISBN 0-471-97129-4
- Яцимирский К. Б., Яцимирский В. К. Химическая связь. Киев: Вища школа, 1975. 304 c.
- Краснов К. С. Молекулы и химическая связь. 2-ое изд. М: Высшая школа, 1984. 295 с.
- Татевский, Владимир Михайлович Строение молекул. М.: Химия, 1977. 512 с (Глава VIII. «Проблема химической связи в квантовой механике»)
- Татевский, Владимир Михайлович Квантовая механика и теория строения молекул. М.: Изд-во МГУ, 1965. 162 с. (§§ 30-31)
- Бейдер, Ричард Атомы в молекулах. Квантовая теория. М.: Мир, 2001. 532 c. ISBN 5-03-003363-7 Глава 7. Модели химической связи.
Արտաքին հղումներ
[խմբագրել | խմբագրել կոդը]- Ю. В. Зефиров, П. М. Зоркий, Ван-дер-ваальсовы радиусы атомов в кристаллохимии и структурной химии
- Н. Ф. Степанов, Химическая связь в простых двухатомных молекулах СОЖ, 1998.
- Chemische Bindungsarten Արխիվացված 2014-10-19 Wayback Machine mit Erklärungen und bildlichen Darstellungen.
- Videotutorials zu chemischen Bindungen(չաշխատող հղում) - hier werden in verschiedensten Videos sowohl die wesentlichen Bindungsarten als auch intermolekulare Wechselwirkungen erklärt