რა სახის ქიმიური ბმაა ნაერთებში. კოვალენტური ქიმიური ბმა

მ ქიმიური ბმის განსაზღვრა;

მ სახის ქიმიური ბმები;

ვალენტური ბმების m მეთოდი;

მ კოვალენტური ბმის ძირითადი მახასიათებლები;

m მექანიზმები კოვალენტური ბმის წარმოქმნისთვის;

მ რთული ნაერთები;

მოლეკულური ორბიტალების m მეთოდი;

მ ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედებები.

ქიმიური ბმის განსაზღვრა

ქიმიური ბმაატომებს შორის ურთიერთქმედებას უწოდებენ, რაც იწვევს მოლეკულების ან იონების წარმოქმნას და ატომების ერთმანეთთან ძლიერ შეკავებას.

ქიმიური ბმააქვს ელექტრონული ბუნება, ანუ ხორციელდება ვალენტური ელექტრონების ურთიერთქმედების გამო. მოლეკულაში ვალენტური ელექტრონების განაწილებიდან გამომდინარე, განასხვავებენ ბმების შემდეგ ტიპებს: იონური, კოვალენტური, მეტალიკი და ა.შ. იონური ბმა შეიძლება ჩაითვალოს ბუნებით მკვეთრად განსხვავებულ ატომებს შორის კოვალენტური ბმის შემზღუდველ შემთხვევად.

ქიმიური ბმის სახეები

იონური ბმა.

ძირითადი დებულებები თანამედროვე თეორიაიონური ბმა.

1.) იონური ბმა წარმოიქმნება იმ ელემენტების ურთიერთქმედების დროს, რომლებიც მკვეთრად განსხვავდებიან თვისებებით, ანუ ლითონებსა და არამეტალებს შორის.

2.) ქიმიური ბმის წარმოქმნა აიხსნება ატომების სურვილით მიაღწიონ სტაბილურ რვა ელექტრონულ გარე გარსს (s 2 p 6).

Ca: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 6 4s 2

Ca 2+: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2p 6

Cl: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 5

Cl–: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2p 6

3.) წარმოქმნილი საპირისპიროდ დამუხტული იონები ერთმანეთთან ახლოს ჩერდებიან ელექტროსტატიკური მიზიდულობის გამო.

4.) იონური ბმა არ არის მიმართული.

5.) წმინდა იონური ბმა არ არსებობს. ვინაიდან იონიზაციის ენერგია უფრო მეტია, ვიდრე ელექტრონების აფინურობის ენერგია, ელექტრონების სრული გადასვლა არ ხდება ელექტრონეგატიურობის დიდი სხვაობის მქონე ატომების წყვილის შემთხვევაშიც კი. აქედან გამომდინარე, ჩვენ შეგვიძლია ვისაუბროთ ობლიგაციების იონიურობის წილზე. კავშირის ყველაზე მაღალი იონიურობა გვხვდება s-ელემენტების ფტორებში და ქლორიდებში. ამრიგად, RbCl, KCl, NaCl და NaF კრისტალებში, ეს არის შესაბამისად 99, 98, 90 და 97%.

კოვალენტური ბმა.

კოვალენტური ბმების თანამედროვე თეორიის ძირითადი დებულებები.

1.) კოვალენტური ბმა წარმოიქმნება თვისებებით მსგავსი ელემენტებს შორის, ანუ არამეტალებს შორის.

2.) თითოეული ელემენტი უზრუნველყოფს 1 ელექტრონს ბმების ფორმირებისთვის, ხოლო ელექტრონების სპინები უნდა იყოს ანტიპარალელური.

3.) თუ კოვალენტური ბმა წარმოიქმნება იმავე ელემენტის ატომებით, მაშინ ეს ბმა არ არის პოლარული, ანუ საერთო ელექტრონული წყვილი არ არის გადატანილი არცერთ ატომზე. თუ კოვალენტური ბმა წარმოიქმნება ორი განსხვავებული ატომისგან, მაშინ საერთო ელექტრონული წყვილი გადადის ყველაზე ელექტროუარყოფით ატომზე, პოლარული კოვალენტური ბმა.

4.) როდესაც წარმოიქმნება კოვალენტური ბმა, ურთიერთმოქმედი ატომების ელექტრონული ღრუბლები ერთმანეთს ემთხვევა, რის შედეგადაც ატომებს შორის სივრცეში ჩნდება ელექტრონის გაზრდილი სიმკვრივის ზონა, რომელიც იზიდავს ურთიერთქმედება ატომების დადებითად დამუხტულ ბირთვებს და აკავებს მათ. ერთმანეთთან ახლოს. შედეგად, სისტემის ენერგია მცირდება (სურ. 14). თუმცა, ატომების ძალიან ძლიერი მიდგომით, ბირთვების მოგერიება იზრდება. ამრიგად, ბირთვებს შორის არის ოპტიმალური მანძილი ( ბონდის სიგრძე, ლრომელშიც სისტემას აქვს მინიმალური ენერგია. ამ მდგომარეობაში გამოიყოფა ენერგია, რომელსაც ეწოდება შებოჭვის ენერგია - E St.

ბრინჯი. სურ. 14. ორი წყალბადის ატომის სისტემების ენერგიის დამოკიდებულება პარალელური (1) და ანტიპარალელური (2) სპინებით ბირთვებს შორის მანძილზე (E არის სისტემის ენერგია, Eb არის შებოჭვის ენერგია, r არის მანძილი. ბირთვებს შორის, ლარის კავშირის სიგრძე).

კოვალენტური ბმის აღწერისთვის გამოიყენება ორი მეთოდი: ვალენტური კავშირის მეთოდი (BC) და მოლეკულური ორბიტალური მეთოდი (MMO).

ვალენტური ბონდის მეთოდი.

VS მეთოდი ეფუძნება შემდეგ დებულებებს:

1. კოვალენტურ ქიმიურ ბმას წარმოქმნის ორი ელექტრონი საპირისპიროდ მიმართული სპინებით და ეს ელექტრონული წყვილი ორ ატომს ეკუთვნის. ასეთი ორელექტრონული ორცენტრიანი ბმების კომბინაციები, რომლებიც ასახავს მოლეკულის ელექტრონულ სტრუქტურას, ე.წ. ვალენტური სქემები.

2. რაც უფრო ძლიერია კოვალენტური ბმა, მით უფრო მეტად ურთიერთქმედებენ ელექტრონის ღრუბლები.

ვალენტური სქემების ვიზუალური წარმოდგენისთვის ჩვეულებრივ გამოიყენება შემდეგი მეთოდი: გარე ელექტრონულ შრეში განლაგებული ელექტრონები აღინიშნება ატომის ქიმიური სიმბოლოს გარშემო მდებარე წერტილებით. ორი ატომისთვის საერთო ელექტრონები ნაჩვენებია მათ ქიმიურ სიმბოლოებს შორის მოთავსებული წერტილებით; ორმაგი ან სამმაგი ბმა აღინიშნება, შესაბამისად, ორი ან სამი წყვილი საერთო წერტილით:

N:1s2 2s 2p 3;

C:1s2 2s 2p 4

ზემოაღნიშნული დიაგრამებიდან ჩანს, რომ ელექტრონების თითოეული წყვილი, რომელიც აკავშირებს ორ ატომს, შეესაბამება ერთ ტირეს, რომელიც ასახავს კოვალენტურ კავშირს სტრუქტურულ ფორმულებში:

საერთო ელექტრონული წყვილების რაოდენობას, რომლებიც აკავშირებენ მოცემული ელემენტის ატომს სხვა ატომებთან, ან სხვა სიტყვებით რომ ვთქვათ, ატომის მიერ წარმოქმნილი კოვალენტური ბმების რაოდენობას, ე.წ. კოვალენტურობა VS მეთოდის მიხედვით. ასე რომ, წყალბადის კოვალენტობა არის 1, აზოტი - 3.

ელექტრონული ღრუბლების გადაფარვის წესის მიხედვით, არსებობს ორი სახის ბმა: s - ბმა და p - ბმა.

s - კავშირი წარმოიქმნება, როდესაც ორი ელექტრონული ღრუბელი გადახურულია ატომების ბირთვების დამაკავშირებელი ღერძის გასწვრივ.

ბრინჯი. 15. s - ბმულების ფორმირების სქემა.

p - ბმა იქმნება, როდესაც ელექტრონული ღრუბლები ერთმანეთს ემთხვევა ატომების ურთიერთქმედების ბირთვების დამაკავშირებელი ხაზის ორივე მხარეს.

ბრინჯი. 16. p-ობლიგაციების წარმოქმნის სქემა.

კოვალენტური ბმის ძირითადი მახასიათებლები.

1. ბონდის სიგრძე, ℓ. ეს არის მინიმალური მანძილი ურთიერთმოქმედ ატომების ბირთვებს შორის, რომელიც შეესაბამება სისტემის ყველაზე სტაბილურ მდგომარეობას.

2. ბონდის ენერგია, E min - ეს არის ენერგიის რაოდენობა, რომელიც უნდა დაიხარჯოს ქიმიური ბმის გასაწყვეტად და ატომების ურთიერთქმედებიდან ამოსაღებად.

3. შეერთების დიპოლური მომენტი, m=qℓ. დიპოლური მომენტი ემსახურება მოლეკულის პოლარობის რაოდენობრივ საზომს. არაპოლარული მოლეკულებისთვის დიპოლური მომენტი არის 0, არაპოლარული მოლეკულებისთვის ეს არ არის 0. პოლიატომური მოლეკულის დიპოლური მომენტი უდრის ცალკეული ბმების დიპოლების ვექტორულ ჯამს:

4. კოვალენტურ ბმას ახასიათებს ორიენტაცია. კოვალენტური ბმის ორიენტაცია განისაზღვრება ურთიერთქმედების ატომების ელექტრონული ღრუბლების სივრცეში მაქსიმალური გადახურვის საჭიროებით, რაც იწვევს უძლიერესი ბმების წარმოქმნას.

ვინაიდან ეს s-ბმები მკაცრად არის ორიენტირებული სივრცეში, მოლეკულის შემადგენლობიდან გამომდინარე, ისინი შეიძლება იყოს გარკვეული კუთხით ერთმანეთთან - ასეთ კუთხეს ეწოდება ვალენტობის კუთხე.

დიატომურ მოლეკულებს აქვთ წრფივი სტრუქტურა. პოლიატომურ მოლეკულებს უფრო რთული კონფიგურაცია აქვთ. განვიხილოთ სხვადასხვა მოლეკულების გეომეტრია ჰიდრიდების წარმოქმნის მაგალითის გამოყენებით.

1. VI ჯგუფი, მთავარი ქვეჯგუფი (ჟანგბადის გარდა), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

S 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 4

წყალბადისთვის ბმის ფორმირებაში მონაწილეობს ელექტრონი s-AO-სთან, გოგირდისთვის 3p y და 3p z. H 2 S მოლეკულას აქვს პლანშეტური სტრუქტურა 90 0 ბმებს შორის კუთხით. .

ნახ 17. H 2 E მოლეკულის სტრუქტურა

2. V ჯგუფის ელემენტების ჰიდრიდები, ძირითადი ქვეჯგუფი: PH 3, AsH 3, SbH 3.

R 1s 2 2s 2 R 6 3s 2 R 3 .

ბმების წარმოქმნაში მონაწილეობენ: წყალბადში s-AO, ფოსფორში - p y, p x და p z AO.

PH 3 მოლეკულას აქვს ტრიგონალური პირამიდის ფორმა (ფუძეზე არის სამკუთხედი).

სურათი 18. EN 3 მოლეკულის სტრუქტურა

5. გაჯერებაკოვალენტური ბმა არის კოვალენტური ბმების რაოდენობა, რომლის შექმნაც ატომს შეუძლია. შეზღუდულია, რადგან ელემენტს აქვს ვალენტური ელექტრონების შეზღუდული რაოდენობა. კოვალენტური ბმების მაქსიმალურ რაოდენობას, რომელიც მოცემულმა ატომმა შეიძლება შექმნას მიწისქვეშა ან აღგზნებულ მდგომარეობაში, ეწოდება კოვალენტურობა.

მაგალითი: წყალბადი ერთვალენტიანია, ჟანგბადი ორვალენტიანია, აზოტი სამვალენტიანია და ა.შ.

ზოგიერთ ატომს შეუძლია გაზარდოს მათი კოვალენტობა აღგზნებულ მდგომარეობაში, დაწყვილებული ელექტრონების გამოყოფის გამო.

მაგალითი. იყავი 0 1s 2 2s 2

ბერილიუმის ატომს აღგზნებულ მდგომარეობაში აქვს ერთი ვალენტური ელექტრონი 2p-AO-ზე და ერთი ელექტრონი 2s-AO-ზე, ანუ კოვალენტობა Be 0 = 0 და კოვალენტობა Be * = 2. ურთიერთქმედების დროს ხდება ორბიტალების ჰიბრიდიზაცია. ხდება.

ჰიბრიდიზაცია- ეს არის სხვადასხვა AO-ს ენერგიის გასწორება ადრე შერევის შედეგად ქიმიური ურთიერთქმედება. ჰიბრიდიზაცია არის პირობითი ტექნიკა, რომელიც შესაძლებელს ხდის მოლეკულის სტრუქტურის პროგნოზირებას AO-ების კომბინაციის გამოყენებით. იმ AO-ებს, რომელთა ენერგიები ახლოსაა, შეუძლიათ მონაწილეობა მიიღონ ჰიბრიდიზაციაში.

ჰიბრიდიზაციის თითოეული ტიპი შეესაბამება მოლეკულების გარკვეულ გეომეტრიულ ფორმას.

ძირითადი ქვეჯგუფის II ჯგუფის ელემენტების ჰიდრიდების შემთხვევაში ბმის ფორმირებაში მონაწილეობს ორი იდენტური sp-ჰიბრიდული ორბიტალი. ამ ტიპის ბმას ეწოდება sp ჰიბრიდიზაცია.

სურათი 19. Ven 2 მოლეკულა. sp ჰიბრიდიზაცია.

sp-ჰიბრიდულ ორბიტალებს აქვთ ასიმეტრიული ფორმა, AO-ს წაგრძელებული ნაწილები ბმის კუთხით 180 o მიმართულია წყალბადისკენ. აქედან გამომდინარე, BeH 2 მოლეკულას აქვს წრფივი სტრუქტურა (ნახ.).

ჰიდრიდის მოლეკულების სტრუქტურა ელემენტები IIIძირითადი ქვეჯგუფის ჯგუფები, განვიხილოთ BH 3 მოლეკულის წარმოქმნის მაგალითი.

B 0 1s 2 2s 2p 1

კოვალენტობა B 0 = 1, კოვალენტობა B* = 3.

ბმების წარმოქმნაში მონაწილეობს სამი sp-ჰიბრიდული ორბიტალი, რომლებიც წარმოიქმნება s-AO-ს და ორი p-AO-ს ელექტრონების სიმკვრივის გადანაწილების შედეგად. ამ ტიპის კავშირს ეწოდება sp 2 - ჰიბრიდიზაცია. კავშირის კუთხე sp 2-ზე - ჰიბრიდიზაცია უდრის 120 0-ს, შესაბამისად, BH 3 მოლეკულას აქვს ბრტყელი სამკუთხა სტრუქტურა.

სურ.20. BH 3 მოლეკულა. sp 2 -ჰიბრიდიზაცია.

CH 4 მოლეკულის წარმოქმნის მაგალითის გამოყენებით განვიხილოთ ძირითადი ქვეჯგუფის IV ჯგუფის ელემენტების ჰიდრიდის მოლეკულების სტრუქტურა.

C 0 1s 2 2s 2 p 2

კოვალენტობა C 0 \u003d 2, კოვალენტობა C * \u003d 4.

ნახშირბადში ოთხი sp-ჰიბრიდული ორბიტალი მონაწილეობს ქიმიური ბმის ფორმირებაში, რომელიც წარმოიქმნება s-AO-სა და სამ p-AO-ს შორის ელექტრონების სიმკვრივის გადანაწილების შედეგად. CH 4 მოლეკულის ფორმა არის ტეტრაედონი, კავშირის კუთხე არის 109 o 28`.

ბრინჯი. 21. CH 4 მოლეკულა. sp 3 -ჰიბრიდიზაცია.

ზოგადი წესიდან გამონაკლისია H 2 O და NH 3 მოლეკულები.

წყლის მოლეკულაში ბმებს შორის კუთხეებია 104,5 o. ამ ჯგუფის სხვა ელემენტების ჰიდრიდებისგან განსხვავებით, წყალს აქვს განსაკუთრებული თვისებები, ის არის პოლარული, დიამაგნიტური. ეს ყველაფერი აიხსნება იმით, რომ წყლის მოლეკულაში ბმის ტიპია sp 3. ანუ ოთხი sp - ჰიბრიდული ორბიტალი მონაწილეობს ქიმიური ბმის ფორმირებაში. ორი ორბიტალი შეიცავს თითო ელექტრონს, ეს ორბიტალი ურთიერთქმედებს წყალბადთან, დანარჩენი ორი ორბიტალი შეიცავს ელექტრონების წყვილს. ამ ორი ორბიტალის არსებობა ხსნის წყლის უნიკალურ თვისებებს.

ამიაკის მოლეკულაში, ობლიგაციებს შორის კუთხეები არის დაახლოებით 107,3 ​​o, ანუ ამიაკის მოლეკულის ფორმა არის ტეტრაედონი, ბმის ტიპია sp 3. ოთხი ჰიბრიდული sp 3 ორბიტალი მონაწილეობს აზოტის მოლეკულაში ბმის ფორმირებაში. სამი ორბიტალი შეიცავს თითო ელექტრონს, ეს ორბიტალი დაკავშირებულია წყალბადთან, მეოთხე AO შეიცავს ელექტრონების გაუზიარებელ წყვილს, რომელიც განსაზღვრავს ამიაკის მოლეკულის უნიკალურობას.

კოვალენტური ბმის ფორმირების მექანიზმები.

MVS შესაძლებელს ხდის განასხვავოს კოვალენტური ბმის ფორმირების სამი მექანიზმი: გაცვლა, დონორ-აქცეპტორი და დატივი.

გაცვლის მექანიზმი. იგი მოიცავს ქიმიური ბმის წარმოქმნის შემთხვევებს, როდესაც ორი შეკრული ატომიდან თითოეული გამოყოფს თითო ელექტრონს სოციალიზაციისთვის, თითქოს ცვლის მათ. ორი ატომის ბირთვების დასაკავშირებლად, ელექტრონები უნდა იყვნენ ბირთვებს შორის არსებულ სივრცეში. მოლეკულაში ამ უბანს ჰქვია შებოჭვის არე (არეალი, სადაც ელექტრონული წყვილი სავარაუდოდ დარჩება მოლეკულაში). იმისათვის, რომ მოხდეს ატომებში დაუწყვილებელი ელექტრონების გაცვლა, აუცილებელია ატომური ორბიტალების გადახურვა (სურ. 10.11). ეს არის გაცვლის მექანიზმის მოქმედება კოვალენტური ქიმიური ბმის ფორმირებისთვის. ატომური ორბიტალები შეიძლება გადაფარონ მხოლოდ იმ შემთხვევაში, თუ მათ აქვთ იგივე სიმეტრიული თვისებები ბირთვთაშორის ღერძის მიმართ (ნახ. 10, 11, 22).

ბრინჯი. 22. AO გადახურვა, რომელიც არ იწვევს ქიმიური ბმის წარმოქმნას.

დონორ-აქცეპტორი და დატივის მექანიზმები.

დონორი-მიმღების მექანიზმი დაკავშირებულია ელექტრონების მარტოხელა წყვილის გადაცემასთან ერთი ატომიდან მეორე ატომის ვაკანტურ ატომურ ორბიტალში. მაგალითად, იონის ფორმირება -:

ვაკანტური p-AO ბორის ატომში BF 3 მოლეკულაში იღებს წყვილ ელექტრონს ფტორის იონიდან (დონორი). მიღებულ ანიონს აქვს ოთხი კოვალენტური კავშირები B-Fსიგრძით და ენერგიით თანაბარი. თავდაპირველ მოლეკულაში სამივე B-F ბმა წარმოიქმნა გაცვლის მექანიზმით.

ატომები, რომელთა გარე გარსი მხოლოდ s- ან p-ელექტრონებისგან შედგება, შეიძლება იყვნენ ელექტრონების მარტოხელა წყვილის დონორი ან მიმღები. ატომებს, რომლებსაც აქვთ ვალენტური ელექტრონები d-AO-ზე, შეუძლიათ ერთდროულად იმოქმედონ როგორც დონორები, ასევე მიმღები. ამ ორი მექანიზმის გასასხვავებლად შემოიღეს ბმის ფორმირების დატიური მექანიზმის ცნებები.

დატივის მექანიზმის უმარტივესი მაგალითია ქლორის ორი ატომის ურთიერთქმედება.

ქლორის ორი ატომი ქლორის მოლეკულაში ქმნის გაცვლით კოვალენტურ კავშირს მათი დაუწყვილებელი 3p ელექტრონების შერწყმით. გარდა ამისა, Cl - 1 ატომი გადასცემს ელექტრონების მარტოხელა წყვილს 3p 5 - AO Cl - 2 ატომს ვაკანტურ 3d-AO-ზე, ხოლო Cl - 2 ატომი გადასცემს ელექტრონების იმავე წყვილს ვაკანტურ 3d -AO-ში. ატომი Cl - 1. თითოეული ატომი ერთდროულად ასრულებს მიმღების და დონორის ფუნქციებს. ეს არის დატივის მექანიზმი. დატივის მექანიზმის მოქმედება ზრდის კავშირის სიმტკიცეს, ამიტომ ქლორის მოლეკულა უფრო ძლიერია, ვიდრე ფტორის მოლეკულა.

კომპლექსური კავშირები.

დონორ-მიმღები მექანიზმის პრინციპის მიხედვით, კომპლექსის უზარმაზარი კლასი ქიმიური ნაერთები- რთული ნაერთები.

რთული ნაერთები არის ნაერთები, რომლებსაც აქვთ კომპლექსური იონები, რომლებსაც შეუძლიათ არსებობა როგორც კრისტალური ფორმით, ასევე ხსნარში, მათ შორის ცენტრალური იონი ან ატომი, რომელიც დაკავშირებულია უარყოფითად დამუხტულ იონებთან ან ნეიტრალურ მოლეკულებთან კოვალენტური ბმებით, რომლებიც წარმოიქმნება დონორი-მიმღები მექანიზმით.

სტრუქტურა რთული ნაერთებივერნერის მიხედვით.

რთული ნაერთები შედგება შიდა სფეროსგან (კომპლექსური იონი) და გარე სფეროსგან. შიდა სფეროს იონებს შორის კავშირი ხორციელდება დონორ-მიმღები მექანიზმის მიხედვით. მიმღებებს უწოდებენ კომპლექსურ აგენტებს, ისინი ხშირად შეიძლება იყოს დადებითი მეტალის იონები (გარდა IA ჯგუფის ლითონებისა), რომლებსაც აქვთ ცარიელი ორბიტალები. კომპლექსების წარმოქმნის უნარი იზრდება იონის მუხტის მატებასთან და მისი ზომის შემცირებით.

ელექტრონული წყვილის დონორებს ლიგანდებს ან დანამატებს უწოდებენ. ლიგანდები არის ნეიტრალური მოლეკულები ან უარყოფითად დამუხტული იონები. ლიგანდების რაოდენობა განისაზღვრება კომპლექსური აგენტის საკოორდინაციო ნომრით, რომელიც, როგორც წესი, კომპლექსური იონის ვალენტობის ორჯერ ტოლია. ლიგანდები არის მონოდენტური ან პოლიდენტური. ლიგანდის დენტანცია განისაზღვრება კოორდინაციის ადგილების რაოდენობით, რომელსაც ლიგანდი იკავებს კომპლექსური აგენტის კოორდინაციის სფეროში. მაგალითად, F - - მონოდენტატური ლიგანდი, S 2 O 3 2- - ბიდენტატი ლიგანდი. შიდა სფეროს მუხტი უდრის მისი შემადგენელი იონების მუხტების ალგებრულ ჯამს. თუ შიდა სფეროს უარყოფითი მუხტი აქვს, ეს არის ანიონური კომპლექსი, თუ დადებითია, ეს არის კათიონური კომპლექსი. კატიონურ კომპლექსებს რუსულად უწოდებენ კომპლექსური იონის სახელს, ანიონურ კომპლექსებში კომპლექსურ აგენტს ლათინურად უწოდებენ სუფიქსის დამატებით - ზე. კომპლექსურ ნაერთში გარე და შიდა სფეროებს შორის კავშირი იონურია.

მაგალითი: K 2 - კალიუმის ტეტრაჰიდროქსინკატი, ანიონური კომპლექსი.

1. 2- - შიდა სფერო

2. 2K+ - გარე სფერო

3. Zn 2+ - კომპლექსური აგენტი

4. OH - - ლიგანდები

5. საკოორდინაციო ნომერი - 4

6. გარე და შიდა სფეროებს შორის კავშირი იონურია:

K 2 \u003d 2K + + 2-.

7. ბმა Zn 2+ იონურ და ჰიდროქსილის ჯგუფებს შორის კოვალენტურია, წარმოიქმნება დონორ-აქცეპტორი მექანიზმით: OH - - დონორები, Zn 2+ - მიმღები.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+: … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

რთული ნაერთების სახეები:

1. ამიაკი - ამიაკის მოლეკულის ლიგანდები.

Cl 2 - ტეტრაამინე სპილენძის (II) ქლორიდი. ამიაკი მიიღება კომპლექსური აგენტის შემცველ ნაერთებზე ამიაკის მოქმედებით.

2. ჰიდროქსო ნაერთები - OH - ლიგანდები.

Na არის ნატრიუმის ტეტრაჰიდროქსოალუმინატი. ჰიდროქსო კომპლექსები მიიღება მეტალის ჰიდროქსიდებზე ტუტეების ჭარბი მოქმედებით, რომლებსაც აქვთ ამფოტერული თვისებები.

3. აკვაკომპლექსები - წყლის მოლეკულის ლიგანდები.

Cl 3 არის ჰექსააქქრომი (III) ქლორიდი. აკვაკომპლექსები მიიღება უწყლო მარილების წყალთან ურთიერთქმედებით.

4. მჟავა კომპლექსები - ლიგანდები მჟავების ანიონები - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - და სხვა.

K 4 - კალიუმის ჰექსაციანოფერატი (II). მიიღება ლიგანდის შემცველი მარილის ჭარბი ურთიერთქმედებით კომპლექსური აგენტის შემცველ მარილზე.

მოლეკულური ორბიტალური მეთოდი.

MVS საკმაოდ კარგად ხსნის მრავალი მოლეკულის ფორმირებას და სტრუქტურას, მაგრამ ეს მეთოდი არ არის უნივერსალური. მაგალითად, ვალენტური ობლიგაციების მეთოდი არ იძლევა დამაკმაყოფილებელ ახსნას იონის არსებობისთვის, თუმცა საკმაოდ ძლიერი მოლეკულური წყალბადის იონის არსებობა XIX საუკუნის ბოლოს დადგინდა: ბმის გაწყვეტის ენერგია აქ არის 2,65 ევ. ამასთან, ამ შემთხვევაში არ შეიძლება წარმოიქმნას ელექტრონული წყვილი, რადგან მხოლოდ ერთი ელექტრონი შედის იონის შემადგენლობაში.

მოლეკულური ორბიტალური მეთოდი (MMO) შესაძლებელს ხდის ახსნას მთელი რიგი წინააღმდეგობები, რომელთა ახსნა შეუძლებელია ვალენტური კავშირის მეთოდის გამოყენებით.

IMO-ს ძირითადი დებულებები.

1. როდესაც ორი ატომური ორბიტალი ურთიერთქმედებს, წარმოიქმნება ორი მოლეკულური ორბიტალი. შესაბამისად, n-ატომური ორბიტალების ურთიერთქმედებისას წარმოიქმნება n-მოლეკულური ორბიტალები.

2. მოლეკულაში ელექტრონები თანაბრად ეკუთვნის მოლეკულის ყველა ბირთვს.

3. ორი ჩამოყალიბებული მოლეკულური ორბიტალიდან ერთს აქვს უფრო დაბალი ენერგია, ვიდრე ორიგინალი, არის შემაკავშირებელი მოლეკულური ორბიტალი, მეორეს უფრო მაღალი ენერგია აქვს ვიდრე ორიგინალი, ეს არის ანტიმოლეკულური ორბიტალი.

4. MMO-ები იყენებენ ენერგეტიკულ დიაგრამებს მასშტაბის გარეშე.

5. ენერგეტიკული ქვედონეების ელექტრონებით შევსებისას გამოიყენება იგივე წესები, რაც ატომური ორბიტალებისთვის:

1) მინიმალური ენერგიის პრინციპი, ე.ი. ჯერ ივსება ქვედა ენერგიის მქონე ქვედონეები;

2) პაულის პრინციპი: თითოეულ ენერგეტიკულ ქვედონეზე არ შეიძლება იყოს ორზე მეტი ელექტრონი ანტიპარალელური სპინებით;

3) ჰუნდის წესი: ენერგიის ქვედონეები ისე ივსება, რომ ჯამური სპინი მაქსიმალური იყოს.

6. კომუნიკაციის სიმრავლე. კომუნიკაციის სიმრავლე IMO-ში განისაზღვრება ფორმულით:

როდესაც Kp=0, ბმა არ იქმნება.

მაგალითები.

1. შეუძლია თუ არა არსებობდეს H 2 მოლეკულა?

ბრინჯი. 23. H 2 წყალბადის მოლეკულის წარმოქმნის სქემა.

დასკვნა: H 2 მოლეკულა იარსებებს, რადგან კავშირის სიმრავლე Kp\u003e 0.

2. შეიძლება თუ არა He 2 მოლეკულა არსებობდეს?

ბრინჯი. 24. ჰელიუმის მოლეკულის He 2 ფორმირების სქემა.

დასკვნა: He 2 მოლეკულა არ იარსებებს, რადგან ბმის სიმრავლე Kp = 0.

3. შეიძლება არსებობდეს ნაწილაკი H 2 +?

ბრინჯი. 25. H 2 + ნაწილაკის წარმოქმნის სქემა.

H 2 + ნაწილაკი შეიძლება არსებობდეს, რადგან კავშირის სიმრავლე Kp > 0.

4. შეიძლება თუ არა O 2 მოლეკულა არსებობდეს?

ბრინჯი. 26. O 2 მოლეკულის წარმოქმნის სქემა.

O 2 მოლეკულა არსებობს. ნახაზი 26-დან გამომდინარეობს, რომ ჟანგბადის მოლეკულას აქვს ორი დაუწყვილებელი ელექტრონი. ამ ორი ელექტრონის გამო ჟანგბადის მოლეკულა პარამაგნიტურია.

ამრიგად, მოლეკულური ორბიტალების მეთოდი ხსნის მოლეკულების მაგნიტურ თვისებებს.

ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედება.

ყველა ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედება შეიძლება დაიყოს ორ ჯგუფად: უნივერსალურიდა კონკრეტული. უნივერსალური ჩნდება ყველა მოლეკულაში გამონაკლისის გარეშე. ამ ურთიერთქმედებებს ხშირად უწოდებენ კავშირი ან ვან დერ ვაალის ძალები. მიუხედავად იმისა, რომ ეს ძალები სუსტია (ენერგია არ აღემატება რვა კჯ/მოლ-ს), ისინი წარმოადგენენ ნივთიერებების უმეტესობის აირისებური მდგომარეობიდან თხევად მდგომარეობაში გადასვლის, მყარი სხეულების ზედაპირების მიერ აირების ადსორბციის და სხვა ფენომენების მიზეზს. ამ ძალების ბუნება ელექტროსტატიკურია.

ურთიერთქმედების ძირითადი ძალები:

1). დიპოლი - დიპოლური (ორიენტაციის) ურთიერთქმედებაარსებობს პოლარულ მოლეკულებს შორის.

რაც უფრო დიდია ორიენტაციის ურთიერთქმედება, რაც უფრო დიდია დიპოლური მომენტები, მით უფრო მცირეა მანძილი მოლეკულებს შორის და მით უფრო დაბალია ტემპერატურა. ამიტომ, რაც მეტია ამ ურთიერთქმედების ენერგია, მით უფრო მაღალია ტემპერატურა, რომელზედაც უნდა გაცხელდეს ნივთიერება, რომ ადუღდეს.

2). ინდუქციური ურთიერთქმედებახდება ნივთიერების პოლარულ და არაპოლარულ მოლეკულებს შორის კონტაქტის დროს. დიპოლი წარმოიქმნება არაპოლარულ მოლეკულაში პოლარულ მოლეკულასთან ურთიერთქმედების შედეგად.

Cl d + - Cl d - ... Al d + Cl d - 3

ამ ურთიერთქმედების ენერგია იზრდება მოლეკულების პოლარიზებადობის მატებასთან ერთად, ანუ მოლეკულების უნარი ელექტრული ველის გავლენის ქვეშ დიპოლური წარმოქმნისას. ინდუქციური ურთიერთქმედების ენერგია გაცილებით ნაკლებია, ვიდრე დიპოლ-დიპოლური ურთიერთქმედების ენერგია.

3). დისპერსიული ურთიერთქმედება- ეს არის არაპოლარული მოლეკულების ურთიერთქმედება მყისიერი დიპოლების გამო, რომლებიც წარმოიქმნება ატომებში ელექტრონის სიმკვრივის რყევების გამო.

იმავე ტიპის ნივთიერებების სერიაში, დისპერსიული ურთიერთქმედება იზრდება იმ ატომების ზომის მატებასთან ერთად, რომლებიც ქმნიან ამ ნივთიერებების მოლეკულებს.

4) მოგერიების ძალებიგანპირობებულია მოლეკულების ელექტრონული ღრუბლების ურთიერთქმედებით და ჩნდება მათი შემდგომი მიახლოებისას.

სპეციფიკური ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედება მოიცავს ყველა სახის დონორ-მიმღების ურთიერთქმედებას, ანუ ის, რაც დაკავშირებულია ელექტრონების გადაცემასთან ერთი მოლეკულიდან მეორეზე. შედეგად მოლეკულურ კავშირს აქვს ყველა დამახასიათებელი ნიშნებიკოვალენტური ბმა: გაჯერება და მიმართულება.

დადებითად პოლარიზებული წყალბადის მიერ წარმოქმნილ ქიმიურ კავშირს, რომელიც წარმოადგენს პოლარული ჯგუფის ან მოლეკულის ნაწილს და სხვა ან იგივე მოლეკულის ელექტროუარყოფით ატომს, ეწოდება წყალბადის ბმა. მაგალითად, წყლის მოლეკულები შეიძლება წარმოდგენილი იყოს შემდეგნაირად:

მყარი ხაზები არის პოლარული კოვალენტური ბმები წყლის მოლეკულებში წყალბადისა და ჟანგბადის ატომებს შორის; წერტილები მიუთითებს წყალბადის ობლიგაციებზე. წყალბადის ბმების წარმოქმნის მიზეზი არის ის, რომ წყალბადის ატომები პრაქტიკულად მოკლებულია ელექტრონულ გარსებს: მათი ერთადერთი ელექტრონები გადაადგილებულია მათი მოლეკულების ჟანგბადის ატომებზე. ეს საშუალებას აძლევს პროტონებს, სხვა კატიონებისგან განსხვავებით, მიუახლოვდნენ მეზობელი მოლეკულების ჟანგბადის ატომების ბირთვებს ჟანგბადის ატომების ელექტრონული გარსებიდან მოგერიების გარეშე.

წყალბადის ბმა ხასიათდება შებოჭვის ენერგიით 10-დან 40 კჯ/მოლამდე. თუმცა, ეს ენერგია საკმარისია გამოწვევისთვის მოლეკულების გაერთიანებაიმათ. მათი გაერთიანება დიმერებად ან პოლიმერებად, რომლებიც ზოგიერთ შემთხვევაში არსებობს არა მხოლოდ ნივთიერების თხევად მდგომარეობაში, არამედ შენარჩუნებულია, როდესაც ის ორთქლში გადადის.

მაგალითად, წყალბადის ფტორიდი აირის ფაზაში არსებობს დიმერის სახით.

რთულ ორგანულ მოლეკულებში არის როგორც მოლეკულათაშორისი წყალბადის ბმები, ასევე ინტრამოლეკულური წყალბადის ბმები.

წყალბადის შიდა ბმების მქონე მოლეკულები ვერ შედიან მოლეკულურ წყალბადურ ობლიგაციებში. მაშასადამე, ასეთი ობლიგაციების მქონე ნივთიერებები არ ქმნიან ასოციაციებს, უფრო აქროლადები არიან, აქვთ უფრო დაბალი სიბლანტე, დნობის და დუღილის წერტილები, ვიდრე მათ იზომერებს შეუძლიათ შექმნან წყალბადთაშორისი ბმები.

ქიმიური ბმა, მისი ტიპები, თვისებები, მათთან ერთად არის საინტერესო მეცნიერების ერთ-ერთი ქვაკუთხედი, რომელსაც ეწოდება ქიმია. ამ სტატიაში ჩვენ გავაანალიზებთ ქიმიური ობლიგაციების ყველა ასპექტს, მათ მნიშვნელობას მეცნიერებაში, მოვიყვანთ მაგალითებს და ბევრ სხვას.

რა არის ქიმიური ბმა

ქიმიაში, ქიმიური კავშირი გაგებულია, როგორც ატომების ურთიერთმიწებება მოლეკულაში და მიზიდულობის ძალის შედეგად, რომელიც არსებობს მათ შორის. ქიმიური ბმების წყალობით წარმოიქმნება სხვადასხვა ქიმიური ნაერთები, ეს არის ქიმიური ბმის ბუნება.

ქიმიური ბმების სახეები

ქიმიური ბმის ფორმირების მექანიზმი ძლიერ დამოკიდებულია მის ტიპზე ან ტიპზე; ზოგადად, ქიმიური ბმის შემდეგი ძირითადი ტიპები განსხვავდება:

• კოვალენტური ქიმიური ბმა (რომელიც თავის მხრივ შეიძლება იყოს პოლარული ან არაპოლარული)
• იონური ბმა
• კავშირი
• ქიმიური ბმა

მსგავსი ადამიანები.

რაც შეეხება, მას ცალკე სტატია ეძღვნება ჩვენს ვებგვერდზე და უფრო დეტალურად შეგიძლიათ წაიკითხოთ ბმულზე. გარდა ამისა, ჩვენ უფრო დეტალურად გავაანალიზებთ ქიმიურ ბმების ყველა სხვა ძირითად ტიპს.

იონური ქიმიური ბმა

იონური ქიმიური ბმის წარმოქმნა ხდება მაშინ, როდესაც ორი სხვადასხვა მუხტის მქონე იონი ელექტრულად იზიდავს ერთმანეთს. იონები, როგორც წესი, ასეთი ქიმიური ბმებით მარტივია, შედგება ნივთიერების ერთი ატომისგან.

იონური ქიმიური ბმის დიაგრამა.

ქიმიური ბმის იონური ტიპის დამახასიათებელი მახასიათებელია მისი გაჯერების ნაკლებობა და შედეგად, საპირისპიროდ დამუხტული იონების ძალიან განსხვავებული რაოდენობა შეიძლება შეუერთდეს იონს ან თუნდაც იონების მთელ ჯგუფს. იონური ქიმიური ბმის მაგალითია ცეზიუმის ფტორიდის ნაერთი CsF, რომელშიც „იონურობის“ დონე თითქმის 97%-ია.

წყალბადის ქიმიური ბმა

ქიმიური ობლიგაციების თანამედროვე თეორიის მის თანამედროვე ფორმაში მოსვლამდე დიდი ხნით ადრე, მეცნიერებმა ქიმიკოსებმა შენიშნეს, რომ წყალბადის ნაერთებს არალითონებთან ერთად აქვთ სხვადასხვა საოცარი თვისებები. ვთქვათ, წყლის დუღილის წერტილი და წყალბადის ფტორთან ერთად გაცილებით მაღალია, ვიდრე ეს შეიძლება იყოს, აი წყალბადის ქიმიური ბმის მზა მაგალითი.

სურათზე ნაჩვენებია წყალბადის ქიმიური ბმის წარმოქმნის დიაგრამა.

წყალბადის ქიმიური ბმის ბუნება და თვისებები განპირობებულია წყალბადის ატომის H უნარით შექმნას სხვა ქიმიური ბმა, აქედან გამომდინარეობს ამ ბმის სახელი. ასეთი ბმის წარმოქმნის მიზეზი ელექტროსტატიკური ძალების თვისებებია. მაგალითად, წყალბადის ფტორიდის მოლეკულაში ზოგადი ელექტრონული ღრუბელი ისეა გადაადგილებული ფტორისკენ, რომ ამ ნივთიერების ატომის გარშემო არსებული სივრცე გაჯერებულია უარყოფითი ელექტრული ველით. წყალბადის ატომის გარშემო, განსაკუთრებით მოკლებულია მის ერთადერთ ელექტრონს, ყველაფერი ზუსტად საპირისპიროა, მისი ელექტრონული ველი გაცილებით სუსტია და, შედეგად, აქვს დადებითი მუხტი. და დადებითი და უარყოფითი მუხტები, როგორც მოგეხსენებათ, იზიდავს, ასე მარტივი გზით ხდება წყალბადის ბმა.

ლითონების ქიმიური კავშირი

რა ქიმიური ბმაა დამახასიათებელი ლითონებისთვის? ამ ნივთიერებებს აქვთ ქიმიური კავშირის საკუთარი ტიპი - ყველა ლითონის ატომები არ არის განლაგებული რატომღაც, მაგრამ გარკვეულწილად, მათი განლაგების რიგს ბროლის ბადე ეწოდება. სხვადასხვა ატომის ელექტრონები ქმნიან საერთო ელექტრონულ ღრუბელს, ხოლო ისინი სუსტად ურთიერთქმედებენ ერთმანეთთან.

ასე გამოიყურება მეტალის ქიმიური ბმა.

ნებისმიერი ლითონი შეიძლება იყოს მეტალის ქიმიური კავშირის მაგალითი: ნატრიუმი, რკინა, თუთია და ა.შ.

როგორ განვსაზღვროთ ქიმიური ბმის ტიპი

მასში მონაწილე ნივთიერებებიდან გამომდინარე, თუ ლითონი და არალითონია, მაშინ ბმა იონურია, თუ ორი ლითონი, მაშინ მეტალიურია, თუ ორი არალითონი, მაშინ ის კოვალენტურია.

ქიმიური ბმების თვისებები

იმისათვის რომ შევადაროთ განსხვავებული ქიმიური რეაქციებიგამოიყენება სხვადასხვა რაოდენობრივი მახასიათებლები, როგორიცაა:

• სიგრძე,
• ენერგია,
• პოლარობა,
• ბმულების თანმიმდევრობა.

მოდით გავაანალიზოთ ისინი უფრო დეტალურად.

კავშირის სიგრძე არის წონასწორული მანძილი ატომების ბირთვებს შორის, რომლებიც დაკავშირებულია ქიმიური ბმა. ჩვეულებრივ იზომება ექსპერიმენტულად.

ქიმიური ბმის ენერგია განსაზღვრავს მის სიძლიერეს. ამ შემთხვევაში, ენერგია ეხება ძალას, რომელიც საჭიროა ქიმიური ბმის გასატეხად და ატომების განცალკევებისთვის.

ქიმიური ბმის პოლარობა გვიჩვენებს, თუ რამდენად არის გადაადგილებული ელექტრონის სიმკვრივე ერთ-ერთი ატომისკენ. ატომების უნარს, გადაიტანონ ელექტრონის სიმკვრივე საკუთარ თავზე ან, მარტივი სიტყვებით, „საბანი გადაახვიონ საკუთარ თავზე“ ქიმიაში ელექტრონეგატიურობას უწოდებენ.

ცნობილია, რომ ელექტრონული გარსი, რომელიც შეიცავს რვა გარე ელექტრონს, რომელთაგან ორი მდებარეობს s-ორბიტალები, ხოლო ექვსი - on რ-ორბიტალები, აქვს გაიზარდა სტაბილურობა.ისინი ემთხვევა ინერტული აირები : ნეონი, არგონი, კრიპტონი, ქსენონი, რადონი (იპოვეთ ისინი პერიოდულ სისტემაში). კიდევ უფრო სტაბილურია ჰელიუმის ატომი, რომელიც შეიცავს მხოლოდ ორ ელექტრონს. ყველა სხვა ელემენტის ატომები აახლოებენ მათ ელექტრონულ კონფიგურაციას ელექტრონული კონფიგურაციაუახლოესი ინერტული გაზი. ეს შეიძლება გაკეთდეს ორი გზით - ელექტრონების მიცემით ან დამატებით გარე დონეზე.

ნატრიუმის ატომისთვის, რომელსაც აქვს მხოლოდ ერთი დაუწყვილებელი ელექტრონი, უფრო მომგებიანია მისი გაცემა, რითაც ატომი იღებს მუხტს (იონი ხდება) და იძენს ინერტული ნეონის გაზის ელექტრონულ კონფიგურაციას.

ქლორის ატომს მხოლოდ ერთი ელექტრონი აკლდება უახლოესი ინერტული აირის კონფიგურაციას, ამიტომ ის მიდრეკილია ელექტრონის შეძენისკენ.

თითოეულ ელემენტს, მეტ-ნაკლებად, აქვს ელექტრონების მოზიდვის უნარი, რაც რიცხობრივად ხასიათდება მნიშვნელობით ელექტრონეგატიურობა. შესაბამისად, რაც უფრო დიდია ელემენტის ელექტრონეგატიურობა, მით უფრო ძლიერად იზიდავს ის ელექტრონებს და მით უფრო გამოხატულია მისი ჟანგვითი თვისებები.

ატომების სურვილი შეიძინონ სტაბილური ელექტრონული გარსი ხსნის მოლეკულების წარმოქმნის მიზეზს.

განმარტება

ქიმიური ბმა- ეს არის ატომების ურთიერთქმედება, რომელიც განსაზღვრავს ქიმიური მოლეკულის ან მთლიანობაში კრისტალის სტაბილურობას.

ქიმიური ბმების ტიპები

არსებობს ქიმიური ბმის 4 ძირითადი ტიპი:

განვიხილოთ ორი ატომის ურთიერთქმედება იგივე ელექტრონეგატიურობის მნიშვნელობებით, მაგალითად, ორი ქლორის ატომით. თითოეულ მათგანს აქვს შვიდი ვალენტური ელექტრონი. ისინი ერთი ელექტრონით აკლდებიან უახლოეს ინერტული აირის ელექტრონულ კონფიგურაციას.

ორი ატომის მიახლოება გარკვეულ მანძილზე იწვევს საერთო ელექტრონული წყვილის წარმოქმნას, რომელიც ერთდროულად ეკუთვნის ორივე ატომს. ეს საერთო წყვილი არის ქიმიური ბმა. იგივე ხდება წყალბადის მოლეკულის შემთხვევაშიც. წყალბადს აქვს მხოლოდ ერთი დაუწყვილებელი ელექტრონი, ხოლო უახლოესი ინერტული აირის (ჰელიუმის) კონფიგურაციისთვის მას აკლია კიდევ ერთი ელექტრონი. ამრიგად, წყალბადის ორი ატომი მიახლოებისას ქმნის ერთ საერთო ელექტრონულ წყვილს.

განმარტება

ბმა არალითონის ატომებს შორის, რომელიც წარმოიქმნება ელექტრონების ურთიერთქმედებისას და ქმნის საერთო ელექტრონულ წყვილებს, ე.წ. კოვალენტური.

თუ ურთიერთქმედების ატომებს აქვთ ელექტრონეგატიურობის თანაბარი მნიშვნელობები, საერთო ელექტრონული წყვილი თანაბრად ეკუთვნის ორივე ატომს, ანუ ის ორივე ატომისგან თანაბარ მანძილზეა. ამ კოვალენტურ კავშირს ე.წ არაპოლარული.

განმარტება

კოვალენტური არაპოლარული ბმა- ქიმიური კავშირი არალითონების ატომებს შორის ელექტრონეგატიურობის თანაბარი ან ახლო მნიშვნელობებით. ამ შემთხვევაში, საერთო ელექტრონული წყვილი თანაბრად ეკუთვნის ორივე ატომს, არ შეინიშნება ელექტრონის სიმკვრივის ცვლა.

კოვალენტური არაპოლარული ბმა ხდება მარტივი ნივთიერებები ah-არამეტალები: $\mathrm(O)_2, \mathrm(N)_2, \mathrm(Cl)_2, \mathrm(P)_4, \mathrm(O)_3$. სხვადასხვა ელექტრონეგატიურობის ატომების ურთიერთქმედებისას, როგორიცაა წყალბადი და ქლორი, საერთო ელექტრონული წყვილი გადაინაცვლებს უფრო დიდი ელექტრონეგატიურობის მქონე ატომისკენ, ანუ ქლორისკენ. ქლორის ატომი იძენს ნაწილობრივ უარყოფით მუხტს, წყალბადის ატომი კი ნაწილობრივ დადებით მუხტს. ეს არის კოვალენტური პოლარული ბმის მაგალითი.

განმარტება

განსხვავებული ელექტრონეგატიურობის მქონე არალითონური ელემენტების მიერ წარმოქმნილ ბმას ეწოდება კოვალენტური პოლარული.ამ შემთხვევაში, ელექტრონის სიმკვრივე გადადის უფრო ელექტროუარყოფითი ელემენტისკენ.

მოლეკულას, რომელშიც დადებითი და უარყოფითი მუხტების ცენტრები გამოყოფილია, ეწოდება დიპოლი. პოლარული კავშირი ხდება სხვადასხვა, მაგრამ არა ძალიან განსხვავებული ელექტრონეგატიურობის მქონე ატომებს შორის, მაგალითად, სხვადასხვა არამეტალებს შორის. პოლარული კოვალენტური ბმის მქონე ნაერთების მაგალითებია არამეტალების ნაერთები ერთმანეთთან, აგრეთვე სხვადასხვა იონები, რომლებიც შეიცავს არამეტალების ატომებს $(\mathrm(NO)_3–, \mathrm(CH)_3\mathrm(COO)– )$. ორგანულ ნივთიერებებს შორის განსაკუთრებით ბევრია კოვალენტური პოლარული ნაერთები.

თუ ელემენტების ელექტრონეგატიურობაში განსხვავება დიდია, მოხდება არა მხოლოდ ელექტრონის სიმკვრივის ცვლა, არამედ ელექტრონის სრული გადატანა ერთი ატომიდან მეორეზე. მოდით განვიხილოთ ეს ნატრიუმის ფტორიდის NaF-ის გამოყენებით, როგორც მაგალითი. როგორც ადრე ვნახეთ, ნატრიუმის ატომი მიდრეკილია ერთი ელექტრონის გაცემისკენ, ხოლო ფტორის ატომი მზად არის მიიღოს იგი. ეს ადვილად მიიღწევა მათი ურთიერთქმედებით, რასაც თან ახლავს ელექტრონის გადაცემა.

ამ შემთხვევაში, ნატრიუმის ატომი მთლიანად გადასცემს თავის ელექტრონს ფტორის ატომს: ნატრიუმი კარგავს ელექტრონს და დადებითად დამუხტული ხდება, ხოლო ქლორი იძენს ელექტრონს და ხდება უარყოფითად დამუხტული.

განმარტება

მუხტის მატარებელი ატომები და ატომების ჯგუფები ეწოდება იონები.

მიღებულ მოლეკულაში - ნატრიუმის ქლორიდში $Na^+F^-$ - კავშირი ხორციელდება საპირისპიროდ დამუხტული იონების ელექტროსტატიკური მიზიდულობის გამო. ასეთ კავშირს ე.წ იონური. იგი რეალიზდება ტიპიურ ლითონებსა და არამეტალებს შორის, ანუ ძალიან განსხვავებული ელექტრონეგატიურობის მნიშვნელობების მქონე ატომებს შორის.

განმარტება

იონური ბმაწარმოიქმნება ელექტროსტატიკური მიზიდულობის ძალების გამო საპირისპიროდ დამუხტულ იონებს - კატიონებსა და ანიონებს შორის.

არსებობს სხვა ტიპის კავშირი - მეტალიკიდამახასიათებელი მარტივი ნივთიერებები - ლითონები. მას ახასიათებს ნაწილობრივ იონიზებული ლითონის ატომებისა და ვალენტური ელექტრონების მიზიდულობა, რაც ქმნის ერთ ელექტრონულ ღრუბელს („ელექტრონული გაზი“). მეტალებში ვალენტური ელექტრონები დელოკალიზებულია და ერთდროულად მიეკუთვნება ლითონის ყველა ატომს, თავისუფლად მოძრაობს მთელ კრისტალში. ამრიგად, კავშირი მრავალცენტრულია. გარდამავალ ლითონებში, მეტალის ბმა ნაწილობრივ კოვალენტური ხასიათისაა, რადგან მას ემატება ელექტრონებით ნაწილობრივ სავსე წინა ფენის d-ორბიტალების გადახურვა. ლითონები ქმნიან მეტალის ბროლის გისოსებს. იგი დეტალურად არის აღწერილი თემაში "ლითონის ბმა და მისი მახასიათებლები".

ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედებები

ძლიერი ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედების მაგალითი

არის წყალბადისეს კავშირი,წარმოიქმნება ერთი მოლეკულის წყალბადის ატომსა და მაღალი ელექტრონეგატიურობის ატომს შორის ($\mathrm(F)$, $\mathrm(O)$, $\mathrm(N)$). წყალბადის ბმის მაგალითია წყლის მოლეკულების $\mathrm(O)_2\mathrm(O)…\mathrm(OH)_2$, ამიაკის და წყლის მოლეკულების $\mathrm(H)_3\mathrm(N)... \mathrm(OH) _2$, მეთანოლი და წყალი $\mathrm(CH)_3\mathrm(OH)…\mathrm(OH)_2$, ასევე ცილის მოლეკულების, პოლისაქარიდების, ნუკლეინის მჟავების სხვადასხვა ნაწილები.

ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედების კიდევ ერთი მაგალითია ვან დერ ვაალის ძალები, რომლებიც წარმოიქმნება მოლეკულების პოლარიზაციისა და დიპოლების წარმოქმნის დროს. ისინი იწვევენ კავშირს ატომების ფენებს შორის ფენოვან კრისტალებში (როგორიცაა გრაფიტის სტრუქტურა).

ქიმიური ბმის მახასიათებლები

დამახასიათებელია ქიმიური ბმა სიგრძე, ენერგია, მიმართულებადა გაჯერება(თითოეულ ატომს შეუძლია შექმნას ობლიგაციების შეზღუდული რაოდენობა). ბმის სიმრავლე უდრის საერთო ელექტრონული წყვილების რაოდენობას. მოლეკულების ფორმა განისაზღვრება ბმის ფორმირებაში ჩართული ელექტრონული ღრუბლების ტიპით, აგრეთვე გაუზიარებელი ელექტრონული წყვილების არსებობით ან არარსებობით. მაგალითად, $\mathrm(CO)_2$ მოლეკულა წრფივია (არ არსებობს მარტოხელა ელექტრონული წყვილი), ხოლო $\mathrm(H)_2\mathrm(O)$ და $\mathrm(SO)_2$ არის კუთხოვანი (არსებობს მარტოხელა ელექტრონული წყვილი). წყვილები). თუ ურთიერთქმედება ატომებს აქვთ ძალიან განსხვავებული ელექტრონეგატიურობის მნიშვნელობები, საერთო ელექტრონული წყვილი თითქმის მთლიანად გადაინაცვლებს ყველაზე მაღალი ელექტრონეგატიურობის მქონე ატომებისკენ. ამრიგად, იონური ბმა შეიძლება ჩაითვალოს პოლარული კოვალენტური ბმის შემზღუდველ შემთხვევად, როდესაც ელექტრონი თითქმის მთლიანად გადავიდა ერთი ატომიდან მეორეზე. სინამდვილეში, სრული გადაადგილება არასოდეს ხდება, ანუ არ არსებობს აბსოლუტურად იონური ნივთიერებები. მაგალითად, $\mathrm(NaCl)$-ში ატომების რეალური მუხტებია +0.92 და –0.92 და არა +1 და –1.

იონური კავშირი ხდება ტიპიური ლითონების ნაერთებში არალითონებთან და მჟავა ნარჩენებთან, კერძოდ, ლითონის ოქსიდებში ($\mathrm(CaO)$, $\mathrm(Al)_2\mathrm(O)_3$), ტუტეებში ($\ mathrm(NaOH)$, $\mathrm(Ca(OH))_2$) და მარილები ($\mathrm(NaCl)$, $\mathrm(K)_2\mathrm(S)$, $\mathrm(K)_2 \mathrm(SO)_4$, $\mathrm(NH)_4\mathrm(Cl)$, $\mathrm(CH)_3\mathrm(NH)_3^+$, $\mathrm(Cl^–)$).

ქიმიური ბმის ფორმირების მექანიზმები

ნივთიერების უმცირესი ნაწილაკი არის მოლეკულა, რომელიც წარმოიქმნება ატომების ურთიერთქმედების შედეგად, რომელთა შორის არის ქიმიური ბმები ან ქიმიური ბმა. ქიმიური კავშირის დოქტრინა თეორიული ქიმიის საფუძველია. ქიმიური ბმა წარმოიქმნება, როდესაც ორი (ზოგჯერ მეტი) ატომები ურთიერთქმედებენ. ბმის ფორმირება ხდება ენერგიის გათავისუფლებით.

ქიმიური ბმა არის ურთიერთქმედება, რომელიც აკავშირებს ცალკეულ ატომებს მოლეკულებში, იონებში, კრისტალებში.

ქიმიური კავშირი არსებითად ერთია: ის ელექტროსტატიკური წარმოშობისაა. მაგრამ სხვადასხვა ქიმიურ ნაერთებში ქიმიური ბმა სხვადასხვა ტიპისაა; ქიმიური ბმების ყველაზე მნიშვნელოვანი ტიპებია კოვალენტური (არაპოლარული, პოლარული), იონური და მეტალური. ამ ტიპის ობლიგაციების სახეობებია დონორ-მიმღები, წყალბადი და ა.შ. ლითონის ატომებს შორის წარმოიქმნება ლითონის ბმა.

ქიმიურ კავშირს, რომელიც ხორციელდება საერთო, ან საერთო, წყვილი ან რამდენიმე წყვილი ელექტრონის წარმოქმნით, ეწოდება კოვალენტური. ელექტრონების ერთი საერთო წყვილის წარმოქმნისას თითოეული ატომი მონაწილეობს თითო ელექტრონს, ე.ი. მონაწილეობს "თანაბარი წილით" (ლუისი, 1916). ქვემოთ მოცემულია H2, F2, NH3 და CH4 მოლეკულებში ქიმიური ბმების წარმოქმნის სქემები. ელექტრონები, რომლებიც მიეკუთვნებიან სხვადასხვა ატომებს, აღინიშნება სხვადასხვა სიმბოლოებით.

ქიმიური ბმების წარმოქმნის შედეგად, მოლეკულაში თითოეულ ატომს აქვს სტაბილური ორ და რვა ელექტრონის კონფიგურაცია.

როდესაც ხდება კოვალენტური ბმა, ატომების ელექტრონული ღრუბლები გადახურულია მოლეკულური ელექტრონული ღრუბლის წარმოქმნით, რასაც თან ახლავს ენერგიის მომატება. მოლეკულური ელექტრონული ღრუბელი განლაგებულია ორივე ბირთვის ცენტრს შორის და აქვს გაზრდილი ელექტრონის სიმკვრივე ატომური ელექტრონული ღრუბლის სიმკვრივესთან შედარებით.

კოვალენტური ბმის განხორციელება შესაძლებელია მხოლოდ სხვადასხვა ატომების კუთვნილი დაუწყვილებელი ელექტრონების ანტიპარალელური სპინების შემთხვევაში. ელექტრონების პარალელური სპინების დროს ატომები არ იზიდავს, მაგრამ მოგერიება: კოვალენტური ბმა არ ხდება. ქიმიური ბმის აღწერის მეთოდს, რომლის წარმოქმნა დაკავშირებულია საერთო ელექტრონულ წყვილთან, ეწოდება ვალენტური ბმების მეთოდს (MVS).

AIM-ის საფუძვლები

კოვალენტურ ქიმიურ ბმას წარმოქმნის ორი ელექტრონი საპირისპიროდ მიმართული სპინებით და ეს ელექტრონული წყვილი ორ ატომს ეკუთვნის.

რაც უფრო ძლიერია კოვალენტური ბმა, მით უფრო მეტად ურთიერთქმედებენ ელექტრონის ღრუბლები.

სტრუქტურული ფორმულების დაწერისას, ელექტრონული წყვილები, რომლებიც იწვევენ კავშირს, ხშირად გამოსახულია ტირეებად (წერტილების ნაცვლად, რომლებიც წარმოადგენს სოციალიზებულ ელექტრონებს).

მნიშვნელოვანია ქიმიური ბმის ენერგეტიკული მახასიათებელი. როდესაც წარმოიქმნება ქიმიური ბმა, სისტემის მთლიანი ენერგია (მოლეკულა) ენერგიაზე ნაკლებია შემადგენელი ნაწილები(ატომები), ე.ი. EAB<ЕА+ЕB.

ვალენტობა არის ქიმიური ელემენტის ატომის თვისება, მიამაგროს ან შეცვალოს სხვა ელემენტის ატომების გარკვეული რაოდენობა. ამ თვალსაზრისით, ატომის ვალენტობა ყველაზე ადვილია განისაზღვროს წყალბადის ატომების რაოდენობით, რომლებიც ქმნიან მასთან ქიმიურ კავშირებს, ან წყალბადის ატომების რაოდენობით, რომლებიც ჩანაცვლებულია ამ ელემენტის ატომით.

ატომის კვანტური მექანიკური ცნებების შემუშავებით, ვალენტურობის განსაზღვრა დაიწყო დაუწყვილებელი ელექტრონების რაოდენობის მიხედვით, რომლებიც მონაწილეობენ ქიმიური ბმების ფორმირებაში. გარდა დაუწყვილებელი ელექტრონებისა, ატომის ვალენტობა ასევე დამოკიდებულია ვალენტური ელექტრონული ფენის ცარიელი და მთლიანად შევსებული ორბიტალების რაოდენობაზე.

შებოჭვის ენერგია არის ენერგია, რომელიც გამოიყოფა ატომებისგან მოლეკულის წარმოქმნისას. შებოჭვის ენერგია ჩვეულებრივ გამოიხატება კჯ/მოლში (ან კკალ/მოლში). ეს არის ქიმიური ბმის ერთ-ერთი ყველაზე მნიშვნელოვანი მახასიათებელი. სისტემა, რომელიც შეიცავს ნაკლებ ენერგიას, უფრო სტაბილურია. ცნობილია, მაგალითად, რომ წყალბადის ატომები მიდრეკილნი არიან გაერთიანდნენ მოლეკულაში. ეს ნიშნავს, რომ H2 მოლეკულებისგან შემდგარი სისტემა შეიცავს ნაკლებ ენერგიას, ვიდრე სისტემა, რომელიც შედგება იგივე რაოდენობის H ატომებისგან, მაგრამ არ არის გაერთიანებული მოლეკულებში.

ბრინჯი. 2.1 წყალბადის ორი ატომისგან შემდგარი სისტემის პოტენციური ენერგიის E დამოკიდებულება ბირთვთაშორის მანძილზე r: 1 - ქიმიური ბმის წარმოქმნისას; 2 - მისი ფორმირების გარეშე.

ნახაზი 2.1 გვიჩვენებს ენერგიის მრუდი, რომელიც ახასიათებს ურთიერთქმედების წყალბადის ატომებს. ატომების მიახლოებას თან ახლავს ენერგიის გამოყოფა, რაც უფრო დიდი იქნება ელექტრონის ღრუბლების გადაფარვა. თუმცა, ნორმალურ პირობებში, კულონის მოგერიების გამო, შეუძლებელია ორი ატომის ბირთვების შერწყმის მიღწევა. ეს ნიშნავს, რომ გარკვეულ მანძილზე, ატომების მიზიდვის ნაცვლად, ისინი მოიგერიებენ. ამრიგად, r0 ატომებს შორის მანძილი, რომელიც შეესაბამება ენერგიის მრუდის მინიმუმს, შეესაბამება ქიმიურ ბმას სიგრძეს (მრუდი 1). თუ ურთიერთმოქმედი წყალბადის ატომების ელექტრონების სპინები ერთნაირია, მაშინ ისინი მოიგერიებენ (მრუდი 2). სხვადასხვა ატომების შეკავშირების ენერგია მერყეობს 170-420 კჯ/მოლში (40-100 კკალ/მოლი).

ელექტრონის გადასვლის პროცესი უფრო მაღალ ენერგეტიკულ ქვედონეზე ან დონეზე (ანუ აგზნების ან გაფუჭების პროცესი, რომელიც ადრე იყო ნახსენები) მოითხოვს ენერგიის ხარჯვას. როდესაც ქიმიური ბმა იქმნება, ენერგია გამოიყოფა. იმისთვის, რომ ქიმიური ბმა სტაბილური იყოს, აუცილებელია, რომ აგზნების გამო ატომის ენერგიის ზრდა წარმოქმნილი ქიმიური ბმის ენერგიაზე ნაკლები იყოს. სხვა სიტყვებით რომ ვთქვათ, აუცილებელია, რომ ატომების აგზნებაზე დახარჯული ენერგია ანაზღაურდეს ბმის წარმოქმნის გამო ენერგიის გამოყოფით.

ქიმიურ ბმას, ბმის ენერგიის გარდა, ახასიათებს სიგრძე, სიმრავლე და პოლარობა. ორზე მეტი ატომისგან შემდგარი მოლეკულისთვის, კავშირებს შორის კუთხეები და მთლიანობაში მოლეკულის პოლარობა მნიშვნელოვანია.

ბმის სიმრავლე განისაზღვრება იმ ელექტრონული წყვილების რაოდენობით, რომლებიც აკავშირებენ ორ ატომს. ასე რომ, ეთანში, H3C–CH3, ნახშირბადის ატომებს შორის კავშირი არის ერთჯერადი, ეთილენში, H2C=CH2, ორმაგი, ხოლო აცეტილენში, HCºCH, სამმაგი. ბმის სიმრავლის მატებასთან ერთად იზრდება შეკავშირების ენერგია: C–C ბმის ენერგია არის 339 კჯ/მოლი, C=C - 611 კჯ/მოლი და CºC - 833 კჯ/მოლი.

ატომებს შორის ქიმიური კავშირი განპირობებულია ელექტრონული ღრუბლების გადახურვით. თუ გადახურვა ხდება ატომების ბირთვების დამაკავშირებელი ხაზის გასწვრივ, მაშინ ასეთ კავშირს ეწოდება სიგმა ბმა (σ ბმა). ის შეიძლება ჩამოყალიბდეს ორი s-ელექტრონით, s- და p-ელექტრონებით, ორი px-ელექტრონით, s და d ელექტრონით (მაგალითად):

ქიმიურ კავშირს, რომელსაც ახორციელებს ერთი ელექტრონული წყვილი, ეწოდება ერთიანი ბმა. ერთი ბმა ყოველთვის σ-ბმაა. s ტიპის ორბიტალებს შეუძლიათ შექმნან მხოლოდ σ ბმები.

ორი ატომის კავშირი შეიძლება განხორციელდეს ერთზე მეტი წყვილი ელექტრონით. ასეთ კავშირს მრავალჯერადი ეწოდება. მრავალჯერადი ბმის წარმოქმნის მაგალითია აზოტის მოლეკულა. აზოტის მოლეკულაში px ორბიტალები ქმნიან ერთ σ ბმას. როდესაც ბმა იქმნება pz ორბიტალებით, წარმოიქმნება ორი რეგიონი
გადახურვები - x ღერძის ზემოთ და ქვემოთ:

ასეთ კავშირს პი-ბმა (π-ბმა) ეწოდება. ორ ატომს შორის π-ბმა წარმოიქმნება მხოლოდ მაშინ, როდესაც ისინი უკვე დაკავშირებულია σ-ბმა. მეორე π-ბმა აზოტის მოლეკულაში წარმოიქმნება ატომების py-ორბიტალებით. როდესაც π-ბმები წარმოიქმნება, ელექტრონული ღრუბლები ნაკლებად ემთხვევა ერთმანეთს, ვიდრე σ-ბმების შემთხვევაში. შედეგად, π ობლიგაციები ჩვეულებრივ ნაკლებად ძლიერია, ვიდრე σ ობლიგაციები, რომლებიც წარმოიქმნება იგივე ატომური ორბიტალებით.

p-ორბიტალებს შეუძლიათ შექმნან როგორც σ- და π- ბმები; მრავალ კავშირში ერთი მათგანი აუცილებლად σ-ბმაა: .

ამრიგად, აზოტის მოლეკულაში, სამი ბმადან ერთი არის σ-ბმა, ხოლო ორი არის π-ბმა.

ბმის სიგრძე არის მანძილი შეკრული ატომების ბირთვებს შორის. ბმის სიგრძე სხვადასხვა ნაერთებში არის ნანომეტრის მეათედი. სიმრავლის მატებასთან ერთად ბმის სიგრძე მცირდება: N–N, N=N და NºN ბმის სიგრძეა 0,145; 0.125 და 0.109 ნმ (10-9 მ) და ბმის სიგრძე C-C, C=C და CºC არის, შესაბამისად, 0.154; 0,134 და 0,120 ნმ.

სხვადასხვა ატომებს შორის შეიძლება მოხდეს სუფთა კოვალენტური ბმა, თუ ატომების ელექტროუარყოფითობა (EO)1 იგივეა. ეს მოლეკულები ელექტრულად სიმეტრიულია, ე.ი. ბირთვების დადებითი მუხტების „სიმძიმის ცენტრები“ და ელექტრონების უარყოფითი მუხტები ერთ წერტილში ემთხვევა, ამიტომ მათ არაპოლარული ეწოდება.

თუ დამაკავშირებელ ატომებს აქვთ განსხვავებული EC, მაშინ მათ შორის მდებარე ელექტრონული ღრუბელი გადადის სიმეტრიული პოზიციიდან უფრო ახლოს ატომთან უფრო მაღალი EC-ით:

ელექტრონული ღრუბლის გადაადგილებას პოლარიზაცია ეწოდება. ცალმხრივი პოლარიზაციის შედეგად მოლეკულაში დადებითი და უარყოფითი მუხტების სიმძიმის ცენტრები ერთ წერტილში არ ემთხვევა, მათ შორის ჩნდება გარკვეული მანძილი (l). ასეთ მოლეკულებს უწოდებენ პოლარულ ან დიპოლებს, ხოლო მათში არსებულ ატომებს შორის კავშირს პოლარული.

პოლარული ბმა არის ერთგვარი კოვალენტური ბმა, რომელმაც განიცადა მცირე ცალმხრივი პოლარიზაცია. მოლეკულაში დადებითი და უარყოფითი მუხტების „სიმძიმის ცენტრებს“ შორის მანძილს დიპოლის სიგრძე ეწოდება. ბუნებრივია, რაც უფრო დიდია პოლარიზაცია, მით მეტია დიპოლის სიგრძე და უფრო დიდია მოლეკულების პოლარობა. მოლეკულების პოლარობის შესაფასებლად ჩვეულებრივ გამოიყენება მუდმივი დიპოლური მომენტი (Mp), რომელიც არის ელემენტარული ელექტრული მუხტის (e) და დიპოლის სიგრძის (l) პროდუქტი, ე.ი. .

დიპოლური მომენტები იზომება debyes D-ში (D \u003d 10-18 el. st. ერთეული × სმ, რადგან ელემენტარული მუხტი არის 4.810-10 el. st. ერთეული, ხოლო დიპოლის სიგრძე საშუალოდ უდრის მანძილს შორის ორი ატომის ბირთვი, ანუ 10-8 სმ) ან კულომეტრი (C × m) (1 D = 3,33 10-30 C × m) (ელექტრონის მუხტი 1,6 10-19 C გამრავლებული მუხტებს შორის მანძილზე, მაგალითად, 0,1 ნმ, მაშინ Mp = 1,6 10-19 × 1 × 10-10 = 1,6 10-29 C მ). მოლეკულების მუდმივი დიპოლური მომენტები აქვს მნიშვნელობები ნულიდან 10 D-მდე.

არაპოლარული მოლეკულებისთვის l = 0 და Mp = 0, ე.ი. მათ არ აქვთ დიპოლური მომენტი. პოლარული მოლეკულებისთვის, Mp> 0 და აღწევს მნიშვნელობებს 3.5 - 4.0 D.

EC-ში ძალიან დიდი სხვაობით, ატომებს აქვთ მკაფიო ცალმხრივი პოლარიზაცია: ბმის ელექტრონული ღრუბელი მაქსიმალურად გადადის ატომისკენ, რომელსაც აქვს უმაღლესი EC, ატომები გადადიან საპირისპიროდ დამუხტულ იონებში და წარმოიქმნება იონური მოლეკულა:

კოვალენტური ბმა იონური ხდება. იზრდება მოლეკულების ელექტრული ასიმეტრია, იზრდება დიპოლის სიგრძე, დიპოლური მომენტი იზრდება 10 D-მდე.

რთული მოლეკულის მთლიანი დიპოლური მომენტი შეიძლება ჩაითვალოს ცალკეული ბმების დიპოლური მომენტების ვექტორული ჯამის ტოლად. დიპოლური მომენტი, როგორც წესი, მიჩნეულია, რომ მიმართულია დიპოლის დადებითი ბოლოდან უარყოფითზე.

ბმის პოლარობის პროგნოზირება შესაძლებელია ატომების ფარდობითი EO-ს გამოყენებით. რაც უფრო დიდია განსხვავება ატომების ფარდობით EO-ში, მით უფრო ძლიერია პოლარობა გამოხატული: DEO = 0 - არაპოლარული კოვალენტური ბმა; DEO \u003d 0 - 2 - პოლარული კოვალენტური ბმა; DEO \u003d 2 - იონური ბმა. უფრო სწორია საუბარი ბმის იონურობის ხარისხზე, რადგან ბმები არ არის 100% იონური. CsF ნაერთშიც კი ბმა მხოლოდ 89% იონურია.

ქიმიურ კავშირს, რომელიც წარმოიქმნება ელექტრონების ატომიდან ატომში გადაცემის გამო, იონური ეწოდება, ხოლო ქიმიური ნაერთების შესაბამის მოლეკულებს იონური. იონური ნაერთები მყარ მდგომარეობაში ხასიათდება იონური კრისტალური უჯრედი. გამდნარ და გახსნილ მდგომარეობაში ისინი ატარებენ ელექტროენერგიას, აქვთ მაღალი დნობის და დუღილის წერტილი და მნიშვნელოვანი დიპოლური მომენტი.

თუ გავითვალისწინებთ რომელიმე პერიოდის ელემენტების ნაერთებს იმავე ელემენტთან, მაშინ როდესაც გადავდივართ პერიოდის დასაწყისიდან ბოლომდე, ბმის უპირატესად იონური ბუნება იცვლება კოვალენტურით. მაგალითად, მე-2 ფტორიდებში LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2, ლითიუმის ფტორიდიდან ბმის იონურობის ხარისხი თანდათან სუსტდება და იცვლება ტიპიური კოვალენტური ბმით ფტორის მოლეკულაში.

ამრიგად, ქიმიური ბმის ბუნება იგივეა: არ არსებობს ფუნდამენტური განსხვავება კოვალენტური პოლარული და იონური ბმების წარმოქმნის მექანიზმში. ამ ტიპის ბმები განსხვავდება მხოლოდ მოლეკულის ელექტრონული ღრუბლის პოლარიზაციის ხარისხით. შედეგად მიღებული მოლეკულები განსხვავდება დიპოლების სიგრძით და მუდმივი დიპოლური მომენტებით. ქიმიაში დიპოლური მომენტის მნიშვნელობა ძალიან დიდია. როგორც წესი, რაც უფრო დიდია დიპოლური მომენტი, მით უფრო მაღალია მოლეკულების რეაქტიულობა.

ქიმიური ბმის ფორმირების მექანიზმები

ვალენტური ბმების მეთოდში გამოიყოფა ქიმიური ბმის წარმოქმნის გაცვლითი და დონორ-აქცეპტორული მექანიზმები.

გაცვლის მექანიზმი. ქიმიური ბმის წარმოქმნის გაცვლის მექანიზმი მოიცავს შემთხვევებს, როდესაც ერთი ელექტრონი მონაწილეობს თითოეული ატომიდან ელექტრონული წყვილის წარმოქმნაში.

H2, Li2, Na2 მოლეკულებში ბმები წარმოიქმნება ატომების დაუწყვილებელი s-ელექტრონების გამო. F2 და Cl2 მოლეკულებში, დაუწყვილებელი p-ელექტრონების გამო. HF და HCl მოლეკულებში ბმები იქმნება წყალბადის s-ელექტრონებით და ჰალოგენების p-ელექტრონებით.

გაცვლის მექანიზმით ნაერთების წარმოქმნის თავისებურებაა გაჯერება, რაც გვიჩვენებს, რომ ატომი ქმნის არა რომელიმე, არამედ შეზღუდული რაოდენობის ობლიგაციებს. მათი რაოდენობა, კერძოდ, დამოკიდებულია დაუწყვილებელი ვალენტური ელექტრონების რაოდენობაზე.

N და H კვანტური უჯრედებიდან ჩანს, რომ აზოტის ატომს აქვს 3

დაუწყვილებელი ელექტრონი, ხოლო წყალბადის ატომი - ერთი. გაჯერების პრინციპი მიუთითებს, რომ სტაბილური ნაერთი უნდა იყოს NH3 და არა NH2, NH ან NH4. თუმცა, არსებობს მოლეკულები, რომლებიც შეიცავს კენტი რაოდენობის ელექტრონებს, როგორიცაა NO, NO2, ClO2. ყველა მათგანი ხასიათდება გაზრდილი რეაქტიულობით.

ქიმიური რეაქციების გარკვეულ ეტაპებზე ასევე შეიძლება წარმოიქმნას ვალენტური უჯერი ჯგუფები, რომლებსაც რადიკალებს უწოდებენ, მაგალითად, H, NH2, O, CH3. რადიკალების რეაქტიულობა ძალიან მაღალია და ამიტომ მათი სიცოცხლე ჩვეულებრივ ხანმოკლეა.

დონორ-აქცეპტორი მექანიზმი

ცნობილია, რომ ვალენტურად გაჯერებული ნაერთები ამიაკი NH3 და ბორის ტრიფტორი BF3 ურთიერთქმედებენ ერთმანეთთან რეაქციის მიხედვით.

NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171,4 კჯ/მოლი.

განვიხილოთ ამ რეაქციის მექანიზმი:

ჩანს, რომ ოთხი ბორის ორბიტალიდან სამი დაკავებულია, ერთი კი ვაკანტური რჩება. ამიაკის მოლეკულაში ოთხივე აზოტის ორბიტალი დასახლებულია, მათგან სამი არის აზოტის და წყალბადის ელექტრონები გაცვლის მექანიზმით, ხოლო ერთი შეიცავს ელექტრონულ წყვილს, რომლის ორივე ელექტრონი ეკუთვნის აზოტს. ასეთ ელექტრონულ წყვილს მარტოხელა ელექტრონული წყვილი ეწოდება. H3N · BF3 ნაერთის წარმოქმნა ხდება იმის გამო, რომ ამიაკის გაუზიარებელი ელექტრონული წყვილი იკავებს ბორის ფტორიდის ვაკანტურ ორბიტალს. ამ შემთხვევაში, სისტემის პოტენციური ენერგია მცირდება და ენერგიის ეკვივალენტური რაოდენობა გამოიყოფა. მსგავს ფორმირების მექანიზმს ეწოდება დონორი-მიმღები, დონორი არის ატომი, რომელიც აძლევს თავის ელექტრონულ წყვილს ბმის შესაქმნელად (ამ შემთხვევაში, აზოტის ატომი); ხოლო ატომს, რომელიც ვაკანტური ორბიტალის მიწოდებით იღებს ელექტრონულ წყვილს, ეწოდება აქცეპტორი (ამ შემთხვევაში ბორის ატომი). დონორ-მიმღები ბმა არის კოვალენტური ბმის ტიპი.

H3N · BF3 ნაერთში აზოტი და ბორი ოთხვალენტიანია. აზოტის ატომი ზრდის მის ვალენტობას 3-დან 4-მდე მარტოხელა ელექტრონული წყვილის გამოყენების შედეგად დამატებითი ქიმიური ბმის შესაქმნელად. ბორის ატომი ზრდის თავის ვალენტობას მის ვალენტურ ელექტრონულ დონეზე თავისუფალი ორბიტალის არსებობის გამო. ამრიგად, ელემენტების ვალენტობა განისაზღვრება არა მხოლოდ დაუწყვილებელი ელექტრონების რაოდენობით, არამედ გაუზიარებელი ელექტრონული წყვილების და თავისუფალი ორბიტალების არსებობით ვალენტურ ელექტრონულ დონეზე.

დონორ-მიმღები მექანიზმის მიერ ქიმიური ბმის წარმოქმნის უფრო მარტივი შემთხვევაა ამიაკის რეაქცია წყალბადის იონთან:

. ელექტრონული წყვილის მიმღების როლს ასრულებს წყალბადის იონის ცარიელი ორბიტალი. ამონიუმის იონში NH4+ აზოტის ატომი ოთხვალენტიანია.

ბმების ორიენტაცია და ატომური ორბიტალების ჰიბრიდიზაცია

ორზე მეტი ატომისგან შემდგარი მოლეკულის მნიშვნელოვანი მახასიათებელია მისი გეომეტრიული კონფიგურაცია. განსაზღვრულია ურთიერთშეთანხმებაატომური ორბიტალები, რომლებიც მონაწილეობენ ქიმიური ბმების წარმოქმნაში.

ელექტრონული ღრუბლების გადაფარვა შესაძლებელია მხოლოდ ელექტრონული ღრუბლების გარკვეული ორმხრივი ორიენტირებით; ამ შემთხვევაში, გადახურვის რეგიონი განლაგებულია გარკვეული მიმართულებით ურთიერთმოქმედ ატომებთან მიმართებაში.

როდესაც იონური ბმა იქმნება, იონის ელექტრულ ველს აქვს სფერული სიმეტრია და ამიტომ იონურ კავშირს არ აქვს მიმართულება და გაჯერება.

კ.ჰ. = 6 კ.სთ. = 6

წყლის მოლეკულაში ბმებს შორის კუთხე არის 104,5°. მისი ღირებულება შეიძლება აიხსნას კვანტური მექანიკის კონცეფციების საფუძველზე. ჟანგბადის ატომის ელექტრონული სქემა 2s22p4. ორი დაუწყვილებელი p-ორბიტალი განლაგებულია ერთმანეთის მიმართ 90o კუთხით - წყალბადის ატომების s-ორბიტალების ელექტრონული ღრუბლების მაქსიმალური გადაფარვა ჟანგბადის ატომის p-ორბიტალებთან იქნება, თუ ბმები განლაგებულია 90o კუთხით. წყლის მოლეკულაში O-H ბმა პოლარულია. წყალბადის ატომზე ეფექტური დადებითი მუხტია δ+, ჟანგბადის ატომზე - δ-. მაშასადამე, ბმებს შორის კუთხის ზრდა 104,5°-მდე აიხსნება წყალბადის ატომების ეფექტური დადებითი მუხტების, აგრეთვე ელექტრონული ღრუბლების მოგერიებით.

გოგირდის ელექტრონეგატიურობა გაცილებით ნაკლებია ჟანგბადის EO-ზე. მაშასადამე, H–S ბმის პოლარობა H2S–ში ნაკლებია H–O ბმის პოლარობაზე H2O–ში, ხოლო H–S ბმის სიგრძე (0,133 ნმ) მეტია H–O–ს (0,56 ნმ). ) და ბმებს შორის კუთხე უახლოვდება სწორ ხაზს. H2S-სთვის არის 92o, ხოლო H2Se-სთვის არის 91o.

ამავე მიზეზების გამო, ამიაკის მოლეკულას აქვს პირამიდული სტრუქტურა და კუთხე H–N–H ვალენტურ ბმებს შორის უფრო დიდია, ვიდრე სწორი (107,3o). NH3-დან PH3-ზე, AsH3-სა და SbH3-ზე გადასვლისას ბმებს შორის კუთხეები არის შესაბამისად 93,3o; 91.8o და 91.3o.

ატომური ორბიტალების ჰიბრიდიზაცია

აღგზნებულ ბერილიუმის ატომს აქვს 2s12p1 კონფიგურაცია, აღგზნებულ ბორის ატომს აქვს 2s12p2 კონფიგურაცია და აღგზნებულ ნახშირბადის ატომს აქვს 2s12p3 კონფიგურაცია. აქედან გამომდინარე, შეგვიძლია ვივარაუდოთ, რომ ქიმიური ბმების ფორმირებაში მონაწილეობის მიღება შეუძლია არა ერთსა და იმავე, არამედ სხვადასხვა ატომურ ორბიტალებს. მაგალითად, ისეთ ნაერთებში, როგორიცაა BeCl2, BeCl3, CCl4, ბმები უნდა იყოს არათანაბარი სიძლიერითა და მიმართულებით, ხოლო σ-ბმები p-ორბიტალებიდან უფრო ძლიერი უნდა იყოს, ვიდრე s-ორბიტალებიდან. p-ორბიტალებისთვის უფრო ხელსაყრელი პირობებია გადახურვისთვის. თუმცა გამოცდილება გვიჩვენებს, რომ მოლეკულებში, რომლებიც შეიცავს ცენტრალური ატომებისხვადასხვა ვალენტური ორბიტალებით (s, p, d), ყველა ბმა ექვივალენტურია. ამის ახსნა სლეიტერმა და პაულინგმა მისცეს. ისინი მივიდნენ დასკვნამდე, რომ სხვადასხვა ორბიტალები, რომლებიც არ განსხვავდებიან ენერგიით, ქმნიან ჰიბრიდული ორბიტალების შესაბამის რაოდენობას. ჰიბრიდული (შერეული) ორბიტალები წარმოიქმნება სხვადასხვა ატომური ორბიტალებისგან. ჰიბრიდული ორბიტალების რაოდენობა უდრის ატომური ორბიტალების რაოდენობას, რომლებიც მონაწილეობენ ჰიბრიდიზაციაში. ჰიბრიდული ორბიტალები ერთნაირია ელექტრონული ღრუბლის ფორმით და ენერგიით. ატომურ ორბიტალებთან შედარებით, ისინი უფრო წაგრძელებული არიან ქიმიური ბმების წარმოქმნის მიმართულებით და, შესაბამისად, იწვევენ ელექტრონული ღრუბლების უკეთეს გადახურვას.

ატომური ორბიტალების ჰიბრიდიზაცია მოითხოვს ენერგიას, ამიტომ იზოლირებულ ატომში ჰიბრიდული ორბიტალები არასტაბილურია და მიდრეკილია გადაიქცევა სუფთა AO-ებად. როდესაც ქიმიური ბმები იქმნება, ჰიბრიდული ორბიტალები სტაბილიზდება. ჰიბრიდული ორბიტალების მიერ წარმოქმნილი უფრო ძლიერი ბმების გამო, მეტი ენერგია გამოიყოფა სისტემიდან და შესაბამისად სისტემა უფრო სტაბილური ხდება.

sp ჰიბრიდიზაცია ხდება, მაგალითად, Be, Zn, Co და Hg (II) ჰალოიდების წარმოქმნაში. ვალენტურ მდგომარეობაში, ყველა ლითონის ჰალოიდი შეიცავს s და p-დაწყვილებულ ელექტრონებს შესაბამის ენერგეტიკულ დონეზე. როდესაც მოლეკულა წარმოიქმნება, ერთი s- და ერთი p-ორბიტალი ქმნიან ორ ჰიბრიდულ sp-ორბიტალს 180o კუთხით.

ექსპერიმენტული მონაცემები აჩვენებს, რომ ყველა Be, Zn, Cd და Hg(II) ჰალოიდი წრფივია და ორივე ბმა ერთნაირი სიგრძისაა.

sp2 ჰიბრიდიზაცია. ერთი s-ორბიტალისა და ორი p-ორბიტალის ჰიბრიდიზაციის შედეგად წარმოიქმნება სამი ჰიბრიდული sp2-ორბიტალი, რომლებიც განლაგებულია ერთ სიბრტყეში ერთმანეთის მიმართ 120o კუთხით.

ნახშირბადის ნაერთებისთვის დამახასიათებელია sp3 ჰიბრიდიზაცია. ერთი s-ორბიტალისა და სამი p-ორბიტალის ჰიბრიდიზაციის შედეგად წარმოიქმნება ოთხი ჰიბრიდული sp3-ორბიტალი, მიმართული ტეტრაედრის წვეროებზე, ორბიტალებს შორის კუთხით 109,5o.

ჰიბრიდიზაცია ვლინდება ნახშირბადის ატომის სხვა ატომებთან ბმების სრულ ეკვივალენტობაში ნაერთებში, მაგალითად, CH4, CCl4, C(CH3)4 და ა.შ.

ჰიბრიდიზაცია შეიძლება მოიცავდეს არა მხოლოდ s- და p-, არამედ d- და f- ორბიტალებს.

sp3d2 ჰიბრიდიზაციით იქმნება 6 ეკვივალენტური ღრუბელი. იგი შეინიშნება ისეთ ნაერთებში, როგორიცაა,.

ჰიბრიდიზაციის შესახებ იდეები შესაძლებელს ხდის მოლეკულების სტრუქტურის ისეთი თავისებურებების გაგებას, რომლებიც სხვაგვარად ვერ აიხსნება.

ატომური ორბიტალების ჰიბრიდიზაცია (AO) იწვევს ელექტრონული ღრუბლის გადანაცვლებას სხვა ატომებთან ბმის ფორმირების მიმართულებით. შედეგად, ჰიბრიდული ორბიტალების გადაფარვის ზონები უფრო დიდი აღმოჩნდება, ვიდრე სუფთა ორბიტალებისთვის და ბმის სიძლიერე იზრდება.

იონების და მოლეკულების პოლარიზება და პოლარიზება

ელექტრულ ველში იონი ან მოლეკულა დეფორმირებულია, ე.ი. მათში არის ბირთვების და ელექტრონების შედარებითი გადაადგილება. იონების და მოლეკულების ამ დეფორმაციულობას პოლარიზებადობა ეწოდება. ვინაიდან გარე ფენის ელექტრონები ყველაზე ნაკლებად მჭიდროდ არიან შეკრული ატომში, ისინი პირველ რიგში განიცდიან გადაადგილებას.

ანიონების პოლარიზებადობა, როგორც წესი, გაცილებით მაღალია, ვიდრე კათიონების.

ელექტრონული გარსების იგივე სტრუქტურით, იონის პოლარიზება მცირდება დადებითი მუხტის მატებასთან ერთად, მაგალითად, სერიაში:

ელექტრონული ანალოგების იონებისთვის პოლარიზება იზრდება ელექტრონული ფენების რაოდენობის მატებასთან ერთად, მაგალითად: ან .

მოლეკულების პოლარიზებადობა განისაზღვრება მათი შემადგენელი ატომების პოლარიზებადობით, გეომეტრიული კონფიგურაციით, ბმების რაოდენობით და სიმრავლით და ა.შ. ფარდობითი პოლარიზადობის შესახებ დასკვნა შესაძლებელია მხოლოდ ანალოგიურად აგებული მოლეკულებისთვის, რომლებიც განსხვავდებიან ერთი ატომით. ამ შემთხვევაში, მოლეკულების პოლარიზებადობის განსხვავება შეიძლება შეფასდეს ატომების პოლარიზებადობის განსხვავებიდან.

ელექტრული ველი შეიძლება შეიქმნას როგორც დამუხტული ელექტროდის, ასევე იონის მიერ. ამრიგად, იონს შეუძლია მოახდინოს პოლარიზებული ეფექტი (პოლარიზაცია) სხვა იონებზე ან მოლეკულებზე. იონის პოლარიზებული ეფექტი იზრდება მისი მუხტის მატებასთან და რადიუსის შემცირებით.

ანიონების პოლარიზებული ეფექტი, როგორც წესი, გაცილებით ნაკლებია, ვიდრე კათიონების. ეს გამოწვეულია ანიონების დიდი ზომით კათიონებთან შედარებით.

მოლეკულებს აქვთ პოლარიზებული ეფექტი, თუ ისინი პოლარულია; რაც უფრო მაღალია პოლარიზებული ეფექტი, მით მეტია მოლეკულის დიპოლური მომენტი.

პოლარიზებული ძალა იზრდება სერიაში, რადგან რადიუსი იზრდება და იონის მიერ შექმნილი ელექტრული ველი მცირდება.

წყალბადის ბმა

წყალბადის ბმა არის ქიმიური ბმის განსაკუთრებული ტიპი. ცნობილია, რომ წყალბადის ნაერთებს ძლიერი ელექტროუარყოფითი არალითონებით, როგორიცაა F, O, N, აქვთ არანორმალურად მაღალი დუღილის წერტილი. თუ Н2Тe – H2Se – H2S სერიებში დუღილის წერტილი ბუნებრივად იკლებს, მაშინ H2S-დან Н2О-ზე გადასვლისას ხდება მკვეთრი ნახტომი ამ ტემპერატურის მატებამდე. იგივე სურათია ჰიდროჰალიუმის მჟავების სერიაშიც. ეს მიუთითებს სპეციფიკური ურთიერთქმედების არსებობაზე H2O მოლეკულებსა და HF მოლეკულებს შორის. ასეთმა ურთიერთქმედებამ უნდა შეაფერხოს მოლეკულების ერთმანეთისგან გამოყოფა, ე.ი. შეამციროს მათი არასტაბილურობა და, შესაბამისად, გაზარდოს შესაბამისი ნივთიერებების დუღილის წერტილი. ER-ში დიდი განსხვავების გამო, H–F, H–O და H–N ქიმიური ბმები ძალიან პოლარიზებულია. ამრიგად, წყალბადის ატომს აქვს დადებითი ეფექტური მუხტი (δ+), ხოლო F, O და N ატომებს აქვთ ელექტრონის სიმკვრივის ჭარბი და ისინი უარყოფითად არიან დამუხტული (d-). კულონის მიზიდულობის გამო, ერთი მოლეკულის დადებითად დამუხტული წყალბადის ატომი ურთიერთქმედებს მეორე მოლეკულის ელექტროუარყოფით ატომთან. ამის გამო მოლეკულები ერთმანეთს იზიდავს (მკაფიო წერტილები წყალბადის ობლიგაციებზე მიუთითებს).

წყალბადის ბმა არის ისეთი ბმა, რომელიც წარმოიქმნება წყალბადის ატომით, რომელიც არის ორი დაკავშირებული ნაწილაკებიდან ერთ-ერთის (მოლეკულების ან იონების) ნაწილი. წყალბადის ბმის ენერგია (21–29 კჯ/მოლი ან 5–7 კკალ/მოლი) დაახლოებით 10–ჯერ ნაკლებია ჩვეულებრივი ქიმიური ბმის ენერგიაზე. მიუხედავად ამისა, წყალბადის ბმა იწვევს დიმერული მოლეკულების (Н2О)2, (HF)2 და ჭიანჭველა მჟავის არსებობას წყვილებში.

HF, HO, HN, HCl, HS ატომების კომბინაციების სერიაში წყალბადის ბმის ენერგია მცირდება. ის ასევე მცირდება ტემპერატურის მატებასთან ერთად, ამიტომ ორთქლის მდგომარეობაში მყოფი ნივთიერებები მხოლოდ მცირე რაოდენობით ავლენენ წყალბადურ კავშირს; დამახასიათებელია თხევადი და მყარ მდგომარეობაში მყოფი ნივთიერებებისთვის. ნივთიერებები, როგორიცაა წყალი, ყინული, თხევადი ამიაკი, ორგანული მჟავებიალკოჰოლები და ფენოლები ასოცირდება დიმერებად, ტრიმერებად და პოლიმერებად. თხევად მდგომარეობაში დიმერები ყველაზე სტაბილურია.

ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედება

ადრე განიხილებოდა ობლიგაციები, რომლებიც იწვევენ ატომებიდან მოლეკულების წარმოქმნას. თუმცა, ურთიერთქმედება ასევე არსებობს მოლეკულებს შორის. ეს არის აირების კონდენსაციის და მათი გადაქცევის მიზეზი თხევად და მყარ სხეულებად. ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედების ძალების პირველი ფორმულირება ვან დერ ვაალსმა 1871 წელს მისცა. ამიტომ მათ ვან დერ ვაალის ძალებს უწოდებენ. ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედების ძალები შეიძლება დაიყოს ორიენტაციად, ინდუქციად და დისპერსიად.

დიპოლების საპირისპირო ბოლოების ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედების გამო პოლარული მოლეკულები ორიენტირებულია სივრცეზე ისე, რომ ზოგიერთი მოლეკულის დიპოლის უარყოფითი ბოლოები გადაიქცევა დადებითზე.

სხვა მოლეკულების დიპოლების ბოლოები (ორიენტაციული ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედება).

ასეთი ურთიერთქმედების ენერგია განისაზღვრება ორი დიპოლის ელექტროსტატიკური მიზიდვით. რაც უფრო დიდია დიპოლი, მით უფრო ძლიერია ინტერმოლეკულური მიზიდულობა (H2O, HCl).

მოლეკულების თერმული მოძრაობა ხელს უშლის მოლეკულების ორმხრივ ორიენტაციას, ამიტომ ტემპერატურის მატებასთან ერთად სუსტდება ორიენტაციის ეფექტი. ინდუქციური ურთიერთქმედება ასევე შეინიშნება პოლარული მოლეკულების მქონე ნივთიერებებში, მაგრამ ის, როგორც წესი, გაცილებით სუსტია ვიდრე ორიენტაციული.

პოლარულ მოლეკულას შეუძლია გაზარდოს მიმდებარე მოლეკულის პოლარობა. სხვა სიტყვებით რომ ვთქვათ, ერთი მოლეკულის დიპოლის გავლენით, სხვა მოლეკულის დიპოლი შეიძლება გაიზარდოს, ხოლო არაპოლარული მოლეკულა შეიძლება გახდეს პოლარული:

ბ

დიპოლურ მომენტს, რომელიც ჩნდება სხვა მოლეკულის ან იონის მიერ პოლარიზაციის შედეგად, ინდუცირებული დიპოლური მომენტი ეწოდება, ხოლო თავად ფენომენს ინდუქცია. ამრიგად, ორიენტაციის ურთიერთქმედება ყოველთვის უნდა იყოს მოლეკულების ინდუქციური ურთიერთქმედებით.

არაპოლარული მოლეკულების შემთხვევაში (მაგალითად, H2, N2 ან კეთილშობილი გაზის ატომები), არ არსებობს ორიენტაციისა და ინდუქციური ურთიერთქმედება. თუმცა ცნობილია, რომ წყალბადი, აზოტი და კეთილშობილი აირები იწვება. ამ ფაქტების ასახსნელად ლონდონმა შემოიტანა მოლეკულური ურთიერთქმედების დისპერსიული ძალების კონცეფცია. ეს ძალები ურთიერთქმედებენ ნებისმიერ ატომსა და მოლეკულას შორის, მიუხედავად მათი სტრუქტურისა. ისინი გამოწვეულია მყისიერი დიპოლური მომენტებით, რომლებიც ერთობლივად ჩნდება ატომების დიდ ჯგუფში:

დროის ნებისმიერ მომენტში, დიპოლების მიმართულება შეიძლება განსხვავებული იყოს. თუმცა, მათი კოორდინირებული წარმოშობა უზრუნველყოფს სუსტი ურთიერთქმედების ძალებს, რაც იწვევს თხევადი და მყარი სხეულების წარმოქმნას. კერძოდ, იწვევს კეთილშობილური აირების დაბალ ტემპერატურაზე გადასვლას თხევად მდგომარეობაში.

ამრიგად, მოლეკულებს შორის მოქმედ ძალებს შორის ყველაზე პატარა კომპონენტია დისპერსიული ურთიერთქმედება. დაბალი პოლარობის ან პოლარობის გარეშე მოლეკულებს შორის (CH4, H2, HI) მოქმედი ძალები ძირითადად დისპერსიულია. რაც უფრო დიდია მოლეკულების შინაგანი დიპოლური მომენტი, მით მეტია მათ შორის ურთიერთქმედების ორიენტაციის ძალები.

იმავე ტიპის ნივთიერებების სერიაში, დისპერსიული ურთიერთქმედება იზრდება იმ ატომების ზომის მატებასთან ერთად, რომლებიც ქმნიან ამ ნივთიერებების მოლეკულებს. მაგალითად, HCl-ში დისპერსიული ძალები შეადგენს მთლიანი მოლეკულური ურთიერთქმედების 81%-ს, HBr-სთვის ეს მნიშვნელობა არის 95%, ხოლო HI-სთვის არის 99.5%.

ქიმიური ბმის აღწერა მოლეკულური ორბიტალის (MO) მეთოდით

VS მეთოდი ფართოდ გამოიყენება ქიმიკოსების მიერ. ამ მეთოდის ფარგლებში განიხილება დიდი და რთული მოლეკულა, რომელიც შედგება ცალკეული ორცენტრიანი და ორელექტრონული ბმებისგან. ვარაუდობენ, რომ ელექტრონები, რომლებიც იწვევენ ქიმიურ კავშირს, ლოკალიზებულია (მდებარეობენ) ორ ატომს შორის. VS მეთოდი წარმატებით გამოიყენება მოლეკულების უმეტესობაში. თუმცა, არსებობს მთელი რიგი მოლეკულები, რომლებზეც ეს მეთოდი არ გამოიყენება ან მისი დასკვნები ეწინააღმდეგება ექსპერიმენტს.

დადგენილია, რომ რიგ შემთხვევებში გადამწყვეტ როლს ქიმიური ბმის ფორმირებაში ასრულებენ არა ელექტრონული წყვილები, არამედ ცალკეული ელექტრონები. ერთ ელექტრონთან ქიმიური კავშირის შესაძლებლობაზე მიუთითებს იონის არსებობა. როდესაც ეს იონი წარმოიქმნება წყალბადის ატომისა და წყალბადის იონისგან, გამოიყოფა 255 კჯ (61 კკალ) ენერგია. ამრიგად, იონში ქიმიური კავშირი საკმაოდ ძლიერია.

თუ შევეცდებით ჟანგბადის მოლეკულაში ქიმიური ბმის აღწერას VS მეთოდით, მივალთ დასკვნამდე, რომ, პირველ რიგში, ის უნდა იყოს ორმაგი (σ- და p-ბმები), მეორეც, ჟანგბადის მოლეკულაში ყველა ელექტრონი უნდა იყოს იყოს დაწყვილებული, ე.ი. O2 მოლეკულა უნდა იყოს დიამაგნიტური. [დიამაგნიტურ ნივთიერებებში ატომებს არ აქვთ მუდმივი მაგნიტური მომენტი და ნივთიერება გამოდევნილი ხდება მაგნიტური ველიდან. პარამაგნიტური ნივთიერება არის ის, რომლის ატომებს ან მოლეკულებს აქვთ მაგნიტური მომენტი და მას აქვს მაგნიტურ ველში შეყვანის თვისება]. ექსპერიმენტული მონაცემები აჩვენებს, რომ ჟანგბადის მოლეკულაში ბმის ენერგია მართლაც ორმაგია, მაგრამ მოლეკულა არ არის დიამაგნიტური, არამედ პარამაგნიტური. მას აქვს ორი დაუწყვილებელი ელექტრონი. VS მეთოდი უძლურია ამ ფაქტის ასახსნელად.

მოლეკულური ორბიტალების მეთოდი (MO) ამჟამად ითვლება საუკეთესო მეთოდად ქიმიური ბმის კვანტური მექანიკური ინტერპრეტაციისთვის. თუმცა, ეს ბევრად უფრო რთულია, ვიდრე VS მეთოდი და არც ისე ნათელია, როგორც ეს უკანასკნელი.

MO მეთოდი განიხილავს მოლეკულის ყველა ელექტრონს მოლეკულურ ორბიტალებში. მოლეკულაში ელექტრონი მდებარეობს გარკვეულ MO-ზე, რომელიც აღწერილია შესაბამისი ტალღური ფუნქციით ψ.

MO ტიპები. როდესაც ერთი ატომის ელექტრონი, მიახლოებისას, ვარდება მეორე ატომის მოქმედების სფეროში, იცვლება მოძრაობის ბუნება და, შესაბამისად, ელექტრონის ტალღური ფუნქცია. მიღებულ მოლეკულაში ტალღური ფუნქციები ანუ ელექტრონების ორბიტალები უცნობია. ცნობილია AR-ებიდან MO-ს ტიპის დასადგენად რამდენიმე გზა. ყველაზე ხშირად, MO მიიღება ატომური ორბიტალების წრფივი კომბინაციით (LCAO). პაულის პრინციპი, ჰუნდის წესი, უმცირესი ენერგიის პრინციპი ასევე მოქმედებს MO მეთოდისთვის.

ბრინჯი. 2.2 ატომური ორბიტალებისგან შემაკავშირებელი და გაფხვიერებული მოლეკულური ორბიტალების წარმოქმნა.

უმარტივესი გრაფიკული ფორმით, MO, ისევე როგორც LCAO, შეიძლება მიღებულ იქნას ტალღის ფუნქციების დამატებით ან გამოკლებით. ნახაზი 2.2 გვიჩვენებს MO-ს შებოჭვისა და გაფხვიერების წარმოქმნას ორიგინალური AO-დან.

AO-ებს შეუძლიათ შექმნან MO-ები, თუ შესაბამისი AO-ების ენერგია სიდიდით ახლოსაა და AO-ებს აქვთ იგივე სიმეტრია ბმის ღერძის მიმართ.

წყალბადის 1-ის ტალღურ ფუნქციებს, ანუ ორბიტალებს შეუძლიათ ორი წრფივი კომბინაცია - ერთი დამატებისას, მეორეს გამოკლებისას (ნახ. 2.2).

როდესაც ტალღური ფუნქციები ემატება, მაშინ გადახურვის რეგიონში ელექტრონული ღრუბლის სიმკვრივე, რომელიც პროპორციულია ψ2-ზე, უფრო დიდი ხდება, ატომების ბირთვებს შორის იქმნება ზედმეტი უარყოფითი მუხტი და ატომების ბირთვები იზიდავს მას. MO, რომელიც მიიღება წყალბადის ატომების ტალღური ფუნქციების დამატებით, ეწოდება შებოჭვას.

თუ ტალღის ფუნქციები გამოკლებულია, მაშინ ატომების ბირთვებს შორის არსებულ რეგიონში, ელექტრონული ღრუბლის სიმკვრივე ხდება ნულის ტოლი, ელექტრონული ღრუბელი "გამოიდევნება" ატომებს შორის მდებარე რეგიონიდან. შედეგად მიღებული MO ვერ აკავშირებს ატომებს და ეწოდება MO-ს შესუსტება.

ვინაიდან წყალბადის s-ორბიტალები ქმნიან მხოლოდ σ-ბმას, შედეგად მიღებული MO-ები აღინიშნება σcv და σr. 1s-ატომური ორბიტალებით წარმოქმნილი MO აღინიშნება σcv1s და σр1s.

შემაკავშირებელ MO-ზე ელექტრონების პოტენციური (და მთლიანი) ენერგია უფრო დაბალია ვიდრე AO-ზე, ხოლო შესუსტების MO-ზე უფრო მაღალია. აბსოლუტური მნიშვნელობით, ელექტრონების ენერგიის მატება ანტიმიკრულ ორბიტალებში გარკვეულწილად აღემატება შემაკავშირებელ ორბიტალებში ენერგიის შემცირებას. შემაკავშირებელ ორბიტალებში მდებარე ელექტრონი უზრუნველყოფს ატომებს შორის კავშირს, ასტაბილურებს მოლეკულას, ხოლო ელექტრონი შესუსტებულ ორბიტალში ახდენს მოლეკულის დესტაბილიზაციას, ე.ი. ატომებს შორის კავშირი სუსტდება. ერასრ. > ესვ.

MO-ები ასევე წარმოიქმნება იმავე სიმეტრიის 2p ორბიტალებისგან: შემაკავშირებელი და ანტიბმატური σ ორბიტალები x ღერძის გასწვრივ მდებარე 2p ორბიტალებიდან. ისინი დანიშნულია σcv2r და σr2r. 2pz ორბიტალებიდან წარმოიქმნება შემაკავშირებელი და ანტიბმატური p ორბიტალები. ისინი დანიშნულია შესაბამისად πsv2rz, πp2pz. ანალოგიურად, πsv2py და πρ2py ორბიტალები იქმნება.

შევსება MO. MO-ს ელექტრონებით შევსება ხდება ორბიტალების ენერგიის გაზრდის თანმიმდევრობით. თუ MO-ებს აქვთ იგივე ენერგია (πb- ან pr-ორბიტალები), მაშინ ავსება ხდება ჰუნდის წესის მიხედვით ისე, რომ მოლეკულის დატრიალების მომენტი ყველაზე დიდია. თითოეული MO, ისევე როგორც ატომური MO, შეუძლია იტევს ორ ელექტრონს. როგორც აღინიშნა, ატომების ან მოლეკულების მაგნიტური თვისებები დამოკიდებულია დაუწყვილებელი ელექტრონების არსებობაზე: თუ მოლეკულას აქვს დაუწყვილებელი ელექტრონები, მაშინ ის პარამაგნიტურია, თუ არა, დიამაგნიტურია.

განვიხილოთ იონი.

დიაგრამიდან ჩანს, რომ ერთადერთი ელექტრონი მდებარეობს σcv - MO-ს გასწვრივ. წარმოიქმნება სტაბილური ნაერთი 255 კჯ/მოლ შეკვრის ენერგიით, ბმის სიგრძე 0,106 ნმ. მოლეკულური იონი პარამაგნიტურია. თუ მივიღებთ იმას, რომ ბმის სიმრავლე, როგორც VS მეთოდში, განისაზღვრება ელექტრონული წყვილების რაოდენობით, მაშინ ბმის სიმრავლე უდრის ½-ს. განათლების პროცესი შეიძლება დაიწეროს შემდეგნაირად:

ეს აღნიშვნა ნიშნავს, რომ MO-ზე არის ერთი ელექტრონი, რომელიც წარმოიქმნება 1s AO-დან.

ჩვეულებრივი წყალბადის მოლეკულა უკვე შეიცავს ორ ელექტრონს საპირისპირო სპინებით σcv1s ორბიტალში: . ბმის ენერგია H2-ში მეტია - 435 კჯ/მოლში, ხოლო ბმის სიგრძე (0,074 ნმ) უფრო მოკლეა. H2 მოლეკულას აქვს ერთი ბმა, მოლეკულა არის დიამაგნიტური.

ბრინჯი. 2.3. AO და MO-ს ენერგეტიკული დიაგრამა წყალბადის ორი ატომის სისტემაში.

მოლეკულურ იონს (+He+ ® He+2[(sc1s)2(sp1s)1]) უკვე აქვს ერთი ელექტრონი σ 1s ორბიტალში. ბმის ენერგია - 238 კჯ/მოლში (H2-თან შედარებით შემცირებულია), ხოლო ბმის სიგრძე (0,108 us) გაიზარდა. ბმის სიმრავლე არის ½ (ბმის სიმრავლე უდრის შემაკავშირებელ და გაფხვიერ ორბიტალებში ელექტრონების რაოდენობის სხვაობის ნახევარს).

ჰიპოთეტურ He2 მოლეკულას ექნება ორი ელექტრონი σc1s ორბიტალში და ორი ელექტრონი σp1s ორბიტალში. იმის გამო, რომ ერთი ელექტრონი ანტიბონგულ ორბიტალში აჩერებს ელექტრონის შემაკავშირებელ ეფექტს შემაკავშირებელ ორბიტალში, He2 მოლეკულა ვერ იარსებებს. VS მეთოდი იმავე დასკვნამდე მივყავართ.

მეორე პერიოდის ელემენტების მიერ მოლეკულების ფორმირებისას MO-ების ელექტრონებით შევსების თანმიმდევრობა ნაჩვენებია ქვემოთ. სქემების შესაბამისად, B2 და O2 მოლეკულები პარამაგნიტურია, ხოლო Be2 მოლეკულა არ შეიძლება იარსებოს.

II პერიოდის ელემენტების ატომებიდან მოლეკულების წარმოქმნა შეიძლება დაიწეროს შემდეგნაირად (K - შიდა ელექტრონული ფენები):

მოლეკულების და MMO-ს ფიზიკური თვისებები

დადასტურებულია შემაკავშირებელი და გაფხვიერებული MO-ების არსებობა ფიზიკური თვისებებიმოლეკულები. MO მეთოდი საშუალებას იძლევა განჭვრიტოთ, რომ თუ ატომებიდან მოლეკულის ფორმირებისას მოლეკულაში ელექტრონები შემაკავშირებელ ორბიტალებში მოხვდება, მაშინ მოლეკულების იონიზაციის პოტენციალი უნდა იყოს ატომების იონიზაციის პოტენციალზე მეტი, და თუ ელექტრონები ხვდებიან შესუსტებულ ორბიტალებში, შემდეგ კი პირიქით.

ამრიგად, წყალბადის და აზოტის მოლეკულების (შემაკავშირებელი ორბიტალების) იონიზაციის პოტენციალი, შესაბამისად, 1485 და 1500 კჯ/მოლი, მეტია წყალბადისა და აზოტის ატომების იონიზაციის პოტენციალზე, 1310 და 1390 კჯ/მოლზე და ჟანგბადისა და იონიზაციის პოტენციალზე. ფტორის მოლეკულები (გაფხვიერებული ორბიტალი) არის 1170 და 1523 კჯ/მოლი - ნაკლებია, ვიდრე შესაბამისი ატომები - 1310 და 1670 კჯ/მოლი. როდესაც მოლეკულები იონიზირებულია, ბმის სიძლიერე მცირდება, თუ ელექტრონი ამოღებულია შემაკავშირებელ ორბიტალიდან (H2 და N2), და იზრდება, თუ ელექტრონი ამოღებულია გაფხვიერების ორბიტალიდან (O2 და F2).

დიატომიური მოლეკულები სხვადასხვა ატომებით

სხვადასხვა ატომის მქონე მოლეკულებისთვის MO აგებულია ანალოგიურად, თუ საწყისი ატომები დიდად არ განსხვავდებიან იონიზაციის პოტენციალით. CO მოლეკულისთვის, მაგალითად, გვაქვს:

ჟანგბადის ატომის AO ენერგიები დევს შესაბამისი ნახშირბადის ორბიტალების ენერგიების ქვემოთ (1080 კჯ/მოლი), ისინი განლაგებულია ბირთვთან უფრო ახლოს. გარე შრეების საწყის ატომებში არსებული 10 ელექტრონი ავსებს შემაკავშირებელ sb2s- და შესუსტებას sp2s-ორბიტალებს და შემაკავშირებელ - და psb2py,z-ორბიტალებს. CO-ს მოლეკულა გამოდის იზოელექტრონული N2 მოლეკულასთან. CO-ს მოლეკულაში ატომების შეკავშირების ენერგია (1105 კჯ/მოლი) კიდევ უფრო მეტია, ვიდრე აზოტის მოლეკულაში (940 კჯ/მოლი). C–O კავშირის სიგრძეა 0,113 ნმ.

არანაირი მოლეკულა

აქვს ერთი ელექტრონი ანტიბოგების ორბიტალში. შედეგად, NO-ს შეკვრის ენერგია (680 კჯ/მოლი) უფრო დაბალია, ვიდრე N2 ან CO-ის. ელექტრონის მოცილება NO მოლეკულიდან (იონიზაცია NO+-ის წარმოქმნით) ზრდის ატომების შეკავშირების ენერგიას 1050–1080 კჯ/მოლამდე.

განვიხილოთ MO-ს წარმოქმნა წყალბადის ფტორის HF მოლეკულაში. ვინაიდან ფტორის იონიზაციის პოტენციალი (17,4 ევ ან 1670 კჯ/მოლი) უფრო მეტია, ვიდრე წყალბადის (13,6 ევ ან 1310 კჯ/მოლი), ფტორის 2p ორბიტალებს ნაკლები ენერგია აქვთ, ვიდრე წყალბადის 1s ორბიტალს. დიდი ენერგეტიკული განსხვავების გამო წყალბადის ატომის 1s ორბიტალი და ფტორის ატომის 2s ორბიტალი არ ურთიერთქმედებენ. ამრიგად, ფტორის 2s ორბიტალი ხდება HF-ში MO-ს ენერგიის შეცვლის გარეშე. ასეთ ორბიტალებს არაშემაკავშირებელს უწოდებენ. ფტორის 2py- და 2pz-ორბიტალებს ასევე არ შეუძლიათ ურთიერთქმედება წყალბადის 1s-ორბიტალთან ბმის ღერძის მიმართ სიმეტრიის სხვაობის გამო. ისინი ასევე ხდებიან არაშემაკავშირებელ MO-ები. შემაკავშირებელი და შესუსტებული MO-ები წარმოიქმნება წყალბადის 1s ორბიტალიდან და ფტორის 2px ორბიტალიდან. წყალბადის და ფტორის ატომები დაკავშირებულია ორელექტრონული ბმით, რომლის ენერგიაა 560 კჯ/მოლი.

ბიბლიოგრაფია

გლინკა ნ.ლ. ზოგადი ქიმია. - მ.: ქიმია, 1978. - S. 111-153.

შიმანოვიჩ ი.ე., პავლოვიჩ მ.ლ., ტიკავი ვ.ფ., მალაშკო პ.მ. ზოგადი ქიმია ფორმულებში, განმარტებებში, სქემებში. - მინსკი: Universitetskaya, 1996. - S. 51-77.

ვორობიოვი V.K., Eliseev S.Yu., Vrublevsky A.V. პრაქტიკული და დამოუკიდებელი მუშაობაქიმიაში. - მინსკი: UE "დონარიტი", 2005. - S. 21-30.

BC Leon არის წამყვანი ონლაინ ტოტალიზატორი აზარტული თამაშების ბაზარზე. კომპანია განსაკუთრებულ ყურადღებას უთმობს სერვისის გამართულ მუშაობას. ასევე მუდმივად იხვეწება პორტალის ფუნქციონირება. მომხმარებლების მოხერხებულობისთვის შეიქმნა სარკე Leon.

წადი სარკესთან

რა არის სარკე ლეონ.

BC Leon-ის ოფიციალურ პორტალზე წვდომისთვის, თქვენ უნდა გამოიყენოთ სარკე. სამუშაო სარკე მომხმარებელს უამრავ უპირატესობას აძლევს, როგორიცაა:

• მრავალფეროვანი სპორტული ღონისძიებები, რომლებსაც აქვთ მაღალი შანსები;
• Live რეჟიმში თამაშის შესაძლებლობის უზრუნველყოფა, მატჩების ყურება იქნება საინტერესო აქტივობა;
• დეტალური მასალა ჩატარებული შეჯიბრებების შესახებ;
• მოსახერხებელი ინტერფეისი, რომელსაც გამოუცდელი მომხმარებელიც კი სწრაფად მიხვდება.

სამუშაო სარკე არის ოფიციალური პორტალის ასლი. მას აქვს იდენტური ფუნქციონირება და სინქრონული მონაცემთა ბაზა. ეს არ ცვლის ანგარიშის ინფორმაციას. დეველოპერები ითვალისწინებენ სამუშაო სარკის დაბლოკვის შესაძლებლობას, წინააღმდეგ შემთხვევაში ეს გათვალისწინებულია ასეთ შემთხვევაში. ამ ზუსტ ასლებს ავრცელებენ და აკონტროლებენ BC Leon-ის თანამშრომლები. თუ იყენებთ მოქმედ სარკეს, შეგიძლიათ წვდომა BC Leon-ის ოფიციალურ პორტალზე.

მომხმარებლისთვის რთული არ იქნება სარკის პოვნა, რადგან მათი სია განახლებას ექვემდებარება. დახურული წვდომით საიტის ვიზიტორს მოეთხოვება კომპიუტერზე მობილური ტელეფონისთვის Leon აპლიკაციის დაყენება. თქვენ ასევე უნდა შეცვალოთ IP სხვა ქვეყანაში VPN-ის გამო. მომხმარებლის ან პროვაიდერის მდებარეობის შესაცვლელად, თქვენ უნდა გამოიყენოთ TOP ბრაუზერი.

დეველოპერებმა მოგვცეს სარკის გამოყენების სხვადასხვა შესაძლებლობა. ამისათვის, საიტის მარჯვენა მხარეს არის წარწერა "საიტზე წვდომა", მწვანე ღილაკი "Bypass blocks" საშუალებას აძლევს მოთამაშეს გადავიდეს ქვემენიუში და დაამატოთ უნივერსალური სანიშნე ბრაუზერში.

ასევე, მომხმარებლის მოხერხებულობას უზრუნველყოფს მობილური აპლიკაცია. თუ გსურთ იცოდეთ პორტალის სარკის ახალი მისამართის შესახებ, შეგიძლიათ დარეკოთ უფასო ნომერზე. @leonbets_official არხი Telegram-ზე გაძლევთ სარკეზე წვდომის საშუალებას. Leonacsess Windows აპლიკაცია საშუალებას გაძლევთ ყოველთვის შეხვიდეთ საიტზე. ეს მეთოდები საშუალებას აძლევს მოთამაშეს მიიღოს წვდომა სამუშაო სარკეზე.

რატომ დაიბლოკა ლეონის მთავარი საიტი?

ეს გამოწვეულია როსკომნადზორის სამსახურის ქმედებებით. ეს გამოწვეულია ფსონების განხორციელების ლიცენზიის არარსებობით. ბლუ ლეონს არ მიუღია ლიცენზია, რათა მოთამაშემ არ გადაიხადოს მოგების 13%.

როგორ დარეგისტრირდეთ Leonbets სარკეზე

ამ საიტზე რეგისტრაცია ბევრად უფრო ადვილია, ვიდრე ოფიციალურად. მომხმარებელს არ სჭირდება ორ პორტალზე რეგისტრაცია, რასაც ორი დღე სჭირდება. თუ უპირატესობას სამუშაო სარკეს ანიჭებთ, მაშინ ეს პროცედურა მაქსიმალურად მარტივი იქნება.

ამისათვის მომხმარებელს მხოლოდ სრული სახელის, კონტაქტების შესახებ მონაცემების შევსება დასჭირდება. თქვენ ასევე უნდა გადაწყვიტოთ ვალუტა, მიუთითოთ დაბადების თარიღი და სახლის მისამართი. თქვენ ასევე უნდა გამოიწეროთ საფოსტო სია. ეს საშუალებას მოგცემთ სწრაფად მიიღოთ ინფორმაცია ტოტალიზატორისგან. დარეგისტრირებული მომხმარებელი იღებს შესაძლებლობას, ჰქონდეს წვდომა პირად ანგარიშზე, რომელიც საშუალებას გაძლევთ დადოთ ფსონი მატჩებზე, მოვლენებზე. თუ რაიმე სირთულეს წააწყდებით, შეგიძლიათ დაუკავშირდეთ ტექნიკური დახმარების სამსახურს.