Ковалент жана полярдык ковалент
Америкалык химик Г. Н. Льюис сунуш кылгандай, атомдор валенттүүлүгүндө сегиз электрон болгондо туруктуу болот. Атомдордун көбүнүн валенттүүлүк кабыкчаларында сегизден аз электрон бар (мезгилдик системанын 18-тобундагы асыл газдардан башка); ошондуктан алар туруктуу эмес. Бул атомдор бири-бири менен реакцияга кирип, туруктуу болушат. Ошентип, ар бир атом асыл газ электрондук конфигурацияга жетише алат. Коваленттик байланыштар химиялык кошулмадагы атомдорду туташтыруучу химиялык байланыштардын негизги түрү болуп саналат. Коваленттик байланыштардын полярдуу эмес жана полярдуу коваленттик байланыштар сыяктуу эки түрү бар.
Уюлдуулук электротерстиктин айырмачылыгынан улам пайда болот. Electronegativity бир байланыш электрондорун тартуу үчүн атомдун өлчөө берет. Көбүнчө Полинг шкаласы электр терс маанилерин көрсөтүү үчүн колдонулат. Мезгилдик таблицада электр терс маанилери кандайча өзгөрүп жатканы боюнча үлгү бар. Период аркылуу солдон оңго карай электр энергиянын мааниси жогорулайт. Демек, галогендердин бир мезгилдеги электр терс маанилери чоң, ал эми 1-топтун элементтери салыштырмалуу төмөн электр терс мааниге ээ. Топтун ылдый жагында электр терс маанилери төмөндөйт. Бир эле атомдун экөөсү же бирдей электрдиктүүлүккө ээ атомдор алардын ортосунда байланыш түзгөндө, ал атомдор электрон жупту окшош жол менен тартат. Ошондуктан алар электрондорду бөлүшүүгө ыкташат жана мындай байланыштар полярдуу эмес коваленттик байланыштар деп аталат.
Коваленттик байланыш
Окшош же өтө төмөн электрдиктуулук айырмасы бар эки атом бирге реакцияга киришкенде, алар электрондорду бөлүшүп коваленттик байланыш түзүшөт. Эки атом тең ушундай жол менен электрондорду бөлүшүү аркылуу асыл газдын электрондук конфигурациясын ала алышат. Молекула - бул атомдордун ортосундагы коваленттик байланыштардын пайда болушунун натыйжасында пайда болгон продукт. Мисалы, бир эле атомдор Cl2, H2 же P4 сыяктуу молекулаларды түзүү үчүн кошулганда, ар бир атом экинчиси менен коваленттик байланыш аркылуу байланышат.
Уюлдук ковалент
Электрондук айырмачылыктын даражасына жараша коваленттик мүнөздү өзгөртүүгө болот. Бул айырма даражасы жогору же төмөн болушу мүмкүн. Демек, байланыштын электрон жубу байланышты түзүүгө катышкан башка атомго салыштырмалуу бир атом тарабынан көбүрөөк тартылат. Бул эки атомдун ортосунда электрондордун бирдей эмес бөлүштүрүлүшүнө алып келет. Ал эми коваленттик байланыштардын бул түрлөрү полярдык коваленттик байланыштар деп аталат. Электрондор бирдей эмес бөлүштүрүлгөндүктөн, бир атом бир аз терс зарядга ээ болот, ал эми экинчи атом бир аз оң зарядга ээ болот. Бул учурда биз атомдор жарым-жартылай терс же оң заряд алган деп айтабыз. Электротерстиги жогору болгон атом бир аз терс зарядды алат, ал эми электртеристүүлүгү төмөн атом бир аз оң заряд алат. Полярдуулук заряддардын бөлүнүшүн билдирет. Бул молекулалардын диполь моменти бар. Диполь моменти байланыштын уюлдуулугун өлчөйт жана ал көбүнчө дебилер менен өлчөнөт (анын да багыты бар).
Коваленттик жана полярдык коваленттин ортосунда кандай айырма бар?
• Полярдык коваленттик байланыштар - коваленттик байланыштардын бир түрү.
• Полярдуу эмес коваленттик байланыштар окшош электр терс касиеттери бар эки атом тарабынан түзүлөт. Полярдык коваленттик байланыштар эки атом тарабынан түзүлөт (бирок алардын айырмасы 1,7ден ашпашы керек).
• Полярдуу эмес коваленттик байланыштарда электрондор байланышты түзүүгө катышкан эки атом тарабынан бирдей бөлүштүрүлөт. Полярдык ковалентте электрон жуп башка атомго салыштырмалуу бир атом тарабынан көбүрөөк тартылат. Демек, электрон бөлүшүү бирдей эмес.
• Полярдык коваленттик байланыштын диполдук моменти бар, ал эми полярдуу эмес коваленттик байланышта жок.
