ЛЕКЦ №5

ХИМИЙН ХОЛБОО, ВАЛЕНТЫН ХОЛБООНЫ АРГА

Лекцийн товч агуулга: Атомууд ямар хүчээр, хэрхэн холбогдож нийлмэл молекулыг

үүсгэдэг, энэ үед атомуудын дотоод бүтэц, электроны нягтрал өөрчлөгддөг эсэх, яагаад

молекулын шинж чанар түүнийг үүсгэсэн атомынхаа шинж чанараас өөр байдаг зэрэг

олон асуудалд химийн холбооны онол хариу өгдөг. Харилцан холбогдож байгаа жижиг

хэсгүүдийн электрон үүлүүд тодорхой хэсгээрээ давхцаж системийн нийт энерги хамгийн

бага утгандаа хүрэх үеийн атомуудын хоорондох харилцан үйлчлэлийг химийн холбоо гэнэ.

Химийн холбоог валентын, валентын бус гэж хоёр ангилна. Валентын холбоо хэрхэн үүсэх

механизмыг валент холбооны аргаар тайлбарладаг бөгөөд түүний үндэс нь ковалетын

холбоо юм. Ковалент холбоо үүсэх 3 механизм байдаг. Үүнд:

✓ Электроны хосоор ковалент холбоо үүсэх механизм

✓ Ковалент холбоо үүсэх донор-акцепторын механизм

✓ Ковалент холбоо үүсэх датив механизм

Түлхүүр үг: Валент холбооны арга, потенциал энергийн муруй, , , холбоо, ханасан

чанар, туйлт чанар, донор-акцепторын холбоо, холбооны өнцөг, атомын орбиталийн

эрлийзжилт

5.1 Химийн холбоо

Атомыг хооронд нь холбож, молекул, ион, радикал, талст зэрэг химийн нарийн

нийлмэл бүтцийг үүсгэж буй хүчийг ерөнхий утгаар химийн холбоо гэж үзэж болно. Бүр

өнгөрсөн зууны эхэн үеэс химийн холбооны хүч, түүний мөн чанарыг тайлбарлахаар

оролдож байжээ. Гэвч ертөнцийн таталцлын хүчний онол, цахилгаан - химийн онол зэрэг

химийн холбооны анхны үзэл онолууд химийн холбооны мөн чанарыг төдий л зөв гаргаж

чадаагүй байна.

Харин химийн холбооны талаар нэлээд бодитой алхам хийсэн үзэл онол бол химийн

элементийн валент чанарын тухай төсөөлөл юм. Валент чанарын төсөөлөл нь химийн

элементийн валент чанар ямагт бүхэл тооны утгатай байдгийг химийн холбооны төрхтэй

холбон тайлбарласан байна. Иймээс химийн холбоог валентын холбоо хэмээн нэрлэж

ойлгож иржээ. Гэвч валент чанар, химийн холбоо хоёр нь үнэн чанартаа хоорондоо ялгаатай

хоёр өөр ухагдахуун юм. Валент чанар бол атомын харилцан үйлчлэлийн тоо хэмжээг

илэрхийлсэн тоо - хэлбэрийн үзүүлэлт байдаг бол химийн холбоо нь атомын хоорондох

харилцан үйлчлэлийг харуулсан физик - химийн үзэгдэл юм. Валент чанарын төсөөлөл нь

химийн холбооны сургаалийн цаашдын хөгжилд чухал нөлөө үзүүлсэн. Атомууд ямар

хүчээр, хэрхэн холбогдож нийлмэл молекулыг үүсгэдэг, энэ үед атомуудын дотоод бүтэц,

электроны нягтрал өөрчлөгддөг эсэх, яагаад молекулын шинж чанар түүнийг үүсгэсэн

атомынхаа шинж чанараас өөр байдаг зэрэг олон асуудалд химийн холбооны онол хариу

өгдөг.

Атомууд химийн үйлчлэлээр харилцан холбогдож молекул, ион, талст, комплекс зэрэг олон

цөм, электроноос тогтсон нийлмэл системийг үүсгэдэг.

Харилцан холбогдож байгаа жижиг хэсгүүдийн электрон үүлүүд тодорхой хэсгээрээ

давхцаж системийн нийт энерги хамгийн бага утгандаа хүрэх үеийн атомуудын хоорондох

харилцан үйлчлэлийг химийн холбоо гэнэ.

Химийн холбоо атомуудаас гадна молекулын хооронд илэрч болдог. Молекулын хоорондох

холбоо валент чанарт захирагддаггүй учраас химийн холбоог ерөнхийд нь валентын,

валентын бус гэж хоёр ангилна.

Валентын холбооны аргуудын давуу ба сул талуудыг дурьдвал:

ВХА: атомууд электроны хос үүсгэн холбогдохыг долгионы механикийн үүднээс оновчтой

тайлбарладаг.

Дутагдалтай тал: электроны хувь нэмэр, молекулын соронзон шинж чанарыг тайлбарлаж

чаддаггүй.

МОА: дээрх дутагдлыг бүрэн арилгадаг.

Дутагдалтай тал: молекулын орон зайн бүтцийг төгс тайлбарлаж чаддаггүй.

ТОО: молекулын талст орны бүтцийг тайлбарлаж чаддаг.

Дутагдалтай тал: холбоо үүсэх механизмыг тайлбарлаж чаддаггүй.

5.2 Молекулын потенциал энергийн муруй

Химийн холбоо нь хоёр буюу хэд хэдэн атом хоорондоо ойртож, системийн нийт

энерги хамгийн бага утгандаа хүрэх үед үүсдэг. Атомууд холбогдож молекул хэрхэн

үүсэхийг системийн потенциал энерги ба холбогдож байгаа атомуудын цөмүүдийн

хоорондох зайн хамаарлаар илэрхийлдэг бөгөөд энэ хоёр хэмжигдэхүүний хамаарлын

графикийг потенциал энергийн муруй гэнэ. Энэ хамаарлыг устөрөгчийн молекулаар жишээ

Химийн холбоо

Валентын холбоо

ВХА

Валент

холбооны

арга

МОА

Молекул

орбиталийн

арга

ТОО

Талст

орны

онол

Валентын бус

Ионы Металлын Устөрөгчийн

болгон авч үзье. Устөрөгчийн молекулыг бүрдүүлэгч жижиг хэсгүүд 5.1-р зурагт үзүүлсэн

байдлаар харилцан үйлчлэлцэнэ.

5.1-р зураг. Устөрөгчийн молекул дахь цөм, электронуудын харилцан үйлчлэл

Босоо тэнхлэгийн дагуу системийн энергийг, хэвтээ тэнхлэгт цөмүүдийн хоорондох зайн

холбогдлыг авбал устөрөгчийн молекулын потенциал энергийн муруй нь дараах байдлаар

дүрслэгддэг.

5.2-р зураг. Устөрөгчийн 2 атомаас тогтох системийн потенциал энергийн муруй

Устөрөгчийн 2 атом ойртоход эхний үед таталцах хүч давамгайлж байснаа тодорхой

зайнаас эхлээд түлхэлцэх хүч давамгайлдаг. Үүний улмаас потенциал энерги буурч байснаа

хамгийн бага утгандаа хүрмэгц өсөх болно. Потенциал энергийн энэхүү хамгийн бага

утганд хоёр атомаас тогтсон систем тогтвортой төлөвт харгалзах бөгөөд үүний дүнд

устөрөгчийн молекул үүсэх болно.

Устөрөгчийн атомуудын электрон үүлүүд давхцаж молекулын электрон үүл

үүссэнээр цөмүүдийн хооронд электроны орших магадлал ихсэнэ. Ийнхүү цөмийн

хоорондох зайд бий болсон хасах цэнэгийн төвлөрөл нь цөмүүдээ тодорхой зайнд

ойртуулж тогтвортой барьж байх нөхцлийг бүрдүүлдэг. Гэхдээ хоёр атомын электронууд

спинээрээ эсрэг байх тохиолдолд электрон үүлүүд давхцаж холбоо үүснэ. Харин 2 атомын

электронууд ижил спинтэй бол хоорондоо түлхэлцэж системийн потенциал энерги хамгийн

бага утгандаа хүрэхгүй бол ийм тохиолдолд химийн холбоо үүсэх нь энергийн хувьд

боломжгүй юм.

5.3 Молекулын үндсэн параметрүүд

А. Холбооны энерги: Химийн холбоо үүсэх үед ялгарах энергийг холбооны энерги (-) гэдэг

бөгөөд түүний тоон холбогдол нь системийн энергийн бууралтыг заана. Иймд холбоо үүсэх

үеийн энерги хасах утгатай байна.

Харин химийн холбоог таслахад гаднаас энергийг зарцуулдаг. Ийм энергийг холбооны

задралын энерги (+) гэнэ. Холбооны задралын энерги нь холбоо үүсэх энергитэй тоон

утгаараа тэнцүү, харин тэмдэгээрээ эсрэг байдаг. Иймд холбоо тасрах үед системийн энерги

өсөж уул систем тогтвор муутай болдог. Ийнхүү холбооны энергийн хэмжээ нь тухайн

молекулын бат бэхийн тоон илэрхийлэл болдог. Жишээ нь:

EF-F = 159 кЖ/моль, EH-H = 435 кЖ/моль

Б. Холбооны урт: Химийн хүчээр холбогдсон атомуудын цөмүүдийн хоорондох зайг

холбооны урт (d) гэнэ . Жишээ нь: dH-H = 0.074 нм, dH-Cl = 0.128 нм

5.3-р зураг. Устөрөгийн молекулын холбооны урт

В. Валентын өнцөг: Химийн холбоогоор холбогдсон атомуудын цөмүүдийг дайран гарсан

шулуунуудын хооронд үүсэх өнцгийг валентын өнцөг гэнэ.

Жишээ нь:

HOH=104.50

HNH=107.30

Холбооны урт, энерги, валентын өнцөг болон бодисын оптик, цахилгаан, соронзон зэрэг

бусад шинж чанарууд нь атомуудын хооронд электроны нягтралын хувиарлалтаас

хамаардаг.

5.4 Валент холбооны арга

Олон атомт систем болох молекул, ион, талст, комплексийн бүтэц, тэдгээрийн үүсэх

механизмыг долгионы функцийн утгыг тооцож тайлбарладаг 2 аргын нэг нь валентын

холбооны арга (ВХА) юм. ВХА нь атомуудын гадаад давхраанд байгаа ион, молекулын нэг

нь хос электронтой, нөгөө нь хоосон орбитальтай байх тохиолдолд химийн холбоо хэрхэн

үүсэх механизмыг тайлбарладаг. Ковалентын холбоо нь ВХА-ын үндэс болдог. 1916 онд

АНУ-ын эрдэмтэн Дж.Льюис боловсруулсан.

Атомуудын хооронд шинээр үүссэн хос электроны тусламжтайгаар химийн холбоо үүсэх

механизмыг ковалентын холбоо гэнэ. Ковалент холбоо үүсэх 3 механизм байдаг. Үүнд:

✓ Электроны хосоор ковалент холбоо үүсэх механизм

✓ Ковалент холбоо үүсэх донор-акцепторын механизм

✓ Ковалент холбоо үүсэх датив механизм

А. Электроны хосоор ковалент холбоо үүсэх механизм

Холбогдож байгаа атомуудын гадаад давхраанд байгаа хослоогүй электронуудаас нэг буюу

хэд хэдэн электрон хос үүсэж тэдгээр нь атомуудыг хооронд нь холбож химийн холбоо

үүснэ. Тухайн атом хэдэн ковалент холбоо үүсгэхийг мэдэхийн тулд түүний электронт

байгууламжийн томъёог бичих шаардлагатай. Валентын электронуудыг орбиталиудаар

байрлуулахад гарах хослоогүй электроны тоо нь уул атомын ковалент холбоо үүсгэх

чадварыг илэрхийлдэг. Жишээлбэл: Устөрөгч, азот, хүчилтөрөгчийн электроны

байгуулалтыг зурж үзье.

5.4-р зураг. Устөрөгч, азот, хүчилтөрөгчтийн атомын электроны байгууламж

Үүнээс харахад устөрөгч 1, азот 3, хүчилтөрөгч 2 ковалент холбоо үүсгэх боломжтой байна.

5.5-р зураг. Устөрөгч, аммиакийн молекул үүсэх бүдүүвч

Химийн холбоо үүсгэхэд оролцоогүй хос электроныг холбогдоогүй хос электрон

гэнэ. Жишээлбэл аммиакийн молекул үүсгэхэд холбоонд оролцоогүй хос электрон азотод 1

ширхэг байна. Хэрэв тухайн элементийн гадаад давхраанд электронгүй хоосон орбиталь

байвал тэр атомыг цочроох замаар хослоогүй электроны тоог нэмэгдүүлж ковалент холбоо

үүсгэх чадварыг нь олшруулж болно. Бага зэрэг энерги өгөхөд элементийн атомын

орбиталиуд дээрх хосолсон электронууд салж, чөлөөт орбиталиуд дээр хослоогүй төлөвт

шилжиж ирэхийг атомын сэрэх буюу цочрох төлөв гэж нэрлэдэг. Жишээ нь:

6С 1s22s22px12py

1 → C* 1s22s12px12py

12pz1

Хэвийн төлөвтөө нүүрстөрөгчийн атом 2 ширхэг ковалент холбоо үүсгэх чадвартай

байсан бол цочирсон төлөвтөө 4 ширхэг ковалент холбоо үүсгэх чадвартай байна.

Б. Ковалент холбоо үүсэх донор-акцепторын механизм (ДАМ)

Химийн холбоо нь атомуудын хооронд үүсэхээс гадна ион, молекулын болон

молекулуудын хооронд үүсэж болдог. Жишээ нь аммонийн ион үүсэх тохиолдол юм.

:NH3 + H+ → H+ NH3 → NH4+

Аммиакийн молекул дахь азотын атом өөрийн 2s2 орбитальд байсан хувааж эзэмшээгүй

электроны хосоо устөрөгчийн ионы хоосон 1s –орбитальтай хуваан, хоёр атомын дундын

хос электрон болгон эзэмшдэг байна. Хос электроноо өгч буй аммиакийн молекулыг донор,

харин хос электроныг хоосон орбиталиараа хуваалцан эзэмшиж буй устөрөгчийн ионыг

акцептор гэж тус тус нэрлэдэг. Мөн молекулуудын хооронд ДАМ –аар ковалент холбоо

үүсэж болно. Жишээ нь: Борын гидрид ба аммиакийн хооронд ковалент холбоо үүсэхийг

авч үзье.

5B 1s22s22px1 → B* 1s22s12px

12py1

B + 3 H → BH3

H3B + NH3 → H3B : NH3 буюу

H3B ⎯ NH3 болно.

ВН3 нь акцепторын үүрэг гүйцэтгэж байна. Аммиакийн холбогдоогүй хос электрон нь

борын гидридийн хоосон орбитальд очиж 2 цөмдөө нэгэн зэрэг харъяалагдсан дундын хос

электрон үүсгэн улмаар тэдгээрийн хооронд шинээр ковалент холбоо үүсгэж байгаа юм.

Ийм аргыг ковалент холбоо үүсгэх донор-акцепторын механизм гэнэ.

В. Ковалент холбоо үүсэх датив механизм

Гадаад давхраанд s ба p орбиталь агуулсан атомууд донор эсвэл акцепторын үүрэг

гүйцэтгэдэг бол d –орбиталь бүхий атомууд нэгэн зэрэг донор ба акцепторын үүрэг

гүйцэтгэж ковалент холбоо үүсгэдэг байна. Ингэж үүсэх холбоог датив механизмаар

үүссэн ковалент холбоо гэнэ. Жишээ нь:

17Cl0 1s22s22p63s23px23py

23pz13d0

Хлорын атом тус бүр 3р орбиталь дахь хослоогүй электроноороо ковалент холбоо үүсгэнэ.

Үүнээс гадна хлорын атом бүрийн 3р орбиталь дахь холбогдоогүй хос электрон нь нөгөө

атомынхаа хоосон 3d (чөлөөт) орбитальтай донор акцепторын механизмаар ковалент

холбоо үүсгэдэг байна. Ингэж хлорын атом тус бүр нэгэн зэрэг донор ба акцепторын үүрэг

гүйцэтгэж байгаа учраас үүнийг ковалент холбоо үүсэх датив механизм гэдэг.

5.5 Ковалент холбооны шинж чанар

А. Ковалент холбооны ханасан чанар. Тухайн элементийн атомаас химийн холбоо

үүсгэхэд оролцох боломжтой орбиталийн тоогоор уул элементийн ковалент чанар

тодорхойлогдоно. ВХА ёсоор уг элемент хэдэн ковалент үүсгэх чадвартай байна, өөрөөр

хэлбэл гадаад давхраандаа хичнээн хослоогүй электронтой байна төдий тооны ковалент

холбоо үүсгэдэг. Тухайн элементийн ковалент чанар нь дундын электроны хосоор болон

ДАМ-аар ковалент холбоо үүсгэхэд оролцож байгаа атомын орбиталийн тоотой тэнцүү

байдаг. Иймд өөрийн ковалент чанарын дээд утганд харгалзсан тооны химийн холбоо

үүсгэх тухайн элементийн чадварыг ковалент холбооны ханасан чанар гэнэ.

Б. Ковалент холбооны чиглэлт чанар. Ковалент холбоо нь харилцан үйлчилж байгаа

атомуудын валентын электронуудын электрон үүлийн давхцлын үр дүнд үүсдэг билээ.

Электрон үүл нь атомд тодорхой чиглэлийн дагууд, тодорхой хэлбэр дүрстэй оршдог учир

атомуудын электрон үүлийн давхцлаар үүсэж буй химийн холбоо нь мөн тодорхой

чиглэлийн дагууд үүсэж ирдэг байна. Үүнийг химийн холбооны чиглэлт чанар гэдэг.

Үүссэн орбиталийн тэгш хэмт чанар ба давхцсан байдлаас нь хамааруулж химийн холбоог

сигма (), пи (), дельта () гэж ангилна. Холбогдож байгаа атомуудын төвийг дайрсан

шулууны дагуу (1800) электрон үүлүүд давхцаж үүссэн холбоог сигма холбоо гэнэ. Сигма

холбоо нь s, p, d үүлний давхцлаар үүснэ. Атомуудын төвийг дайрсан шулууны хоёр талын

харилцан перпендикуляр хавтгай дээр оршиж буй электрон үүлийн давхцлаар үүссэн

холбоог пи холбоо гэнэ. Энэ холбоо нь p ба d үүлүүдийн давхцлаар үүсдэг. Харин дельта

холбоо бол параллель хоёр хавтгайд байгаа d –электрон үүлүүд бүх 4 дэлбээгээрээ давхцаж

үүсдэг холбоо юм. Делта холбоог зөвхөн d электрон үүлүүд үүсгэнэ.

В.Ковалент холбооны туйлт чанар. Холбоо үүсгэж байгаа атомуудын электрон үүлийн

нягтрал хэрхэн хуваарилагдаж байгаагаар нь молекулыг туйлт ба туйлгүй гэж хуваана. Энэ

нь атомуудын цахилгаан сөрөг чанараараа ялгаатай байдагтай холбоотой. Атомууд өөрийн

гадаад давхраагаа электроноор бүрэн дүүргэхийн тулд, өөрөөр хэлбэл батжилтай гадаад

давхраа үүсгэхийн тулд нөгөө атомынхаа электроныг өөрлүүгээ хэлбийлгэн татах чадварыг

цахилгаан сөрөг чанар (ЦСЧ) гэнэ.

Цахилгаан сөрөг чанараараа адил нэг төрлийн атомуудаас тогтсон (H2, Cl2, O2, F2 гэх)

молекул туйлгүй байна. Энэ нь ижил атомуудын хувьд нэг атом нь нөгөө атомынхаа

электроныг давамгайлан татдаггүй учир нэмэх, хасах цэнэгийн ялгаа гардаггүйтэй

холбоотой юм. Харин цахилгаан сөрөг чанараараа эрс ялгаатай атомуудаас молекул үүсэхэд

электроны хос нь цахилгаан сөрөг чанар ихтэй атом руу илүү татагдсанаар нэмэх, хасах

цэнэгийн ялгаа гарч, улмаар молекул нь туйлтай болдог. Жишээ нь: хлорт устөрөгчийн

молекул үүсэхийг авч үзье.

5.6-р зураг. Хлорт устөрөгчийн молекул

Хлорын атом электроныг нэгдүүлж сөрөг цэнэгтэй, устөрөгч электроноо алдаж эерэг

цэнэгтэй ион үүсгэж байгаа бус харин атомуудын цахилгаан сөрөг чанарын ялгаанаас гарч

байгаа цэнэгийн илүүдэл юм. Ийм цэнэгийг илрэх цэнэг гэдэг бөгөөд түүний тоон утгыг

хувиар илэрхийлсэн холбогдол нь уул атомуудын хооронд үүссэн ковалент холбооны хэдэн

хувь нь ионы холбооны төрхтэй болохыг харуулна. Устөрөгчийн цахилгаан сөрөг чанар

0.18 ба хлорынх - 0.18 байдаг нь устөрөгч ба хлорын хооронд үүссэн ковалент холбооны

18% нь ионы холбооны шинжийг үзүүлдэг болохыг тодорхойлж байна.

Туйлт молекулууд диполь үүсгэнэ. Бие биеэсээ тодорхой зайд оршдог, хэмжээгээрээ

ижил, цэнэгээрээ эсрэг хоёр хэсгээс тогтсон системийг диполь гэнэ. Нэмэх ба хасах

цэнэгийн хүндийн төвийн хоорондох зайг диполийн урт (L) гэнэ.

Молекулын болон химийн холбооны туйлт чанарыг илэрхийлэхэд диполийн уртыг

цахилгаан цэнэгээр үржүүлсэн үржвэр болох диполийн цахилгаан момент ухагдахууныг

ашигладаг.

= L·q

Энд: - диполийн цахилгаан момент, L - диполийн урт, q- цахилгаан цэнэг

Диполийн цахилгаан моментыг дебай (D) гэдэг нэгжээр хэмжинэ. 1 D = 0.33310-29 Клм.

Коваленын холбоогоор холбогдсон молекулын диполийн цахилгаан момент нь 0 - 4D, ионы

холбоотой молекулынх 4 -11D байдаг.

5.7-р зураг. Литийн гидридын молекул

Диполийн цахилгаан момент нь бүх холбоонууд ба холбоонд оролцоогүй электрон хосын

диполийн моментуудын вектор нийлбэртэй тэнцүү байдаг.

Жишээ нь: СО2 нь тэгш хэмтэй, шугаман бүтэцтэй, туйлгүй молекул юм. δ-О ------- 2δ+

C ---- О δ-

µсо , µсо

Хэдийгээр С = О холбоонууд туйлтай (µсо= 8,9*10'29Кл*м) боловч диполийн цахилгаан

момент нь хэмжээгээр ижил, чиглэл нь эсрэг байгаа учраас харилцан бие биеэ устгаж,

СО2- ийн молекул бүхэлдээ цахилгаан саармаг болдог.

5.6 Атомын орбиталийн эрлийзжилт

Химийн холбоо нь дан цэвэр орбиталиас гадна эрлийз орбиталиудын давхцлаар

үүсэж болдог. Нэг атомын өөр өөр орбиталиуд хоорондоо харилцан үйлчлэлцэж эрлийз

орбиталийг үүсгэдэг. Тэдгээр нь нөгөө атомын орбитальтай давхцаж химийн холбоо

үүсгэнэ. Жишээ нь: метаны молекулд нүүрстөрөгчийн атомын нэг 2s орбиталь гурван 2р

орбиталиуд устөрөгчийн дөрвөн I s орбитальтай давхцан дөрвөн холбоо үүсгэнэ. s ба р

орбиталийн хэлбэр, энерги нь ялгаатай учир үүссэн дөрвөн холбооны нэг нь бусдаасаа

ялгаатай байх ёстой. Гэтэл метаны дөрвөн холбоо яг адил байдаг тул метан нь зөв тетраэдр

хэлбэртэи молекул үүсгэдэг. Үүнийг s ба р орбиталиуд эрлийзжсэнээр тайлбарлаж болно.

Хэлбэр, хэмжээ, энергээр ялгаатай орбиталиудаас ижил энерги, хэлбэр бүхий орбиталиуд

үүсэхийг атомын орбиталиудын эрлийзжилт гэнэ. Энэ эрлийзжсэн орбиталиас химийн

холбоо үүсэх үед s ба р орбиталиуд дангаараа оролцож химийн холбоо үүсгэсэн үеийнхээс

их энерги ялгардаг. Үүний дүнд системийн энерги багасаж үүссэн молекул нь илүү

тогтвортой, батжилтай болдог байна.

а. sp эрлийзжилт. Бериллийн гидридээр ВеН2 ж иш ээавч үзье.

Бериллийн атомыг цочрооход үүссэн 2s1 ба 2р1 орбиталиуд эрлийзжиж, хоорондоо 180° -н

өнцгөөр байрласан 2 ширхэг эрлийз sp орбиталийг үүсгэнэ.

Энэхүү хэлбэр, энергийн хувьд ижил эрлийзжсэн sp орбиталиудаараа устөрөгчийн хоёр

атомын орбиталиудтай давхцаж ВеН2-ийн молекулыг үүсгэнэ. sр эрлийз орбиталиар

молекул үүсвэл шугаман хэлбэртэй ба эрлийз орбиталийн хоорондох өнцөг 180° байна.

б. sp2 эрлийзжилт. Борын фторидоор BF 3 ж иш ээавч үзье.

∙ 𝑩 ∙ ̇ + 3F . =B F 3 BF F

F

Борын атомын 1 ширхэг 2s ба 2 ширхэг 2р орбиталиуд эрлийзжиж хоорондоо 120°-аар

байрласан 3 ширхэг эрлийз sр2 орбиталь үүсгэж, тэдгээр нь тус бүр 1 фтортой нэгдэж борын

фторидын (BF3) молекул үүсгэдэг.

в. sp3 эрлийзжилт. Метанаар CH 4 ж иш ээ авч үзье.

Эрлийзжилтийн дүнд үүссэн 4 ширхэг эрлийз sp3 орбиталь устөрөгчийн 4 ширхэг 1s

орбитальтай давхцаж 4 ширхэг sp3–s холбоогоор метаны молекулыг үүсгэдэг юм. sр3

эрлийзжилтээр үүссэн молекул огторгуйд зөв тетраэдр хэлбэртэй байдаг.

Молекулын огторгуйн буюу орон зайн байрлалд төвийн атомын холбогдоогүй хос электрон

нөлөөлснөөр түүний орон зайн байрлал гажиж өөрчлөгддөг. Жишээ нь: аммиакийн молекул

дахь азотын атомын 4ш эрлийзжсэн sp3 орбиталийн гурав нь 3 устөрөгчийн 1s

орбиталиудтай ковалент холбоо үүсгэнэ. Харин өөртөө холбогдоогүй хос электрон агуулсан

нэг sp3 орбиталь холбоонд оролцохгүй үлддэг. Үүний улмаас орбиталиудын хоорондох

өнцөг 109,28° биш 107,3° болж молекул нь зөв тетраэдр бус харин тригональ пирамид

хэлбэртэй болдог. Мөн ийм шалтгаанаар усны молекулд валентийн өнцөг 104,5° болж,

улмаар өнцөг хэлбэрийн молекул үүсгэдэг юм. Атомын орбиталийн эрлийзжилтэд d-

орбиталиуд оролцоход үүсэх молекулын хэлбэр дүрс улам нарийн нийлмэл болдог. sp3d

эрлийзжилтээр тригональ-бипирамид, sp3d2 -октаэдр, sp3d3 -пентагональ-бипирамид

хэлбэртэй молекулыг үүсгэдэг байна.

5.1- р хүснэгт

Төрөл

Эрлийз

орбиталийн

тоо

Геометр

хэлбэр Бүтэц Жишээ Өнцөг

sp 2 Шугаман

BeF2, CO2,

NO2+

1800

sp2 3 Гурвалжин

BF3, NO3-,

CO32-

1200

sp3 4 Тетраэдр

CH4, ClO4-,

SO42-, NH4

+ 109,280

Төрөл

Эрлийз

орбиталийн

тоо

Геометр

хэлбэр Бүтэц Жишээ Өнцөг

sp3d 5 Гексаэдр,

бипирамид

PCl5, AsF5 900

1200

sp3d2 6 Октаэдр

SF6, Fe(CN)63-,

CoF63-

900

dsp2 4 Хавтгай

квадрат

Ni(CO)4,

[PdCl4]2-

900

5.7 Хэрэглээ

Бодисын бүтэц нь химийн холбооны төрлөөс хамаарах бөгөөд бодисын бүтцийн

хэлбэрээр нь бүх бодисыг молекулт ба молекулт бус гэж 2 ангилдаг. Ковалентын холбоотой

бодисууд нь молекулт ба молекулт бус байж болох бөгөөд энэ нь түүний физик шинж

чанарыг тодорхойлох чухал үзүүлэлт юм. Молекулт бодисууд нь молекул хоорондын сул

холбоогоор холбогдсон молекулуудаас тогтох бөгөөд H2, O2, N2, Cl2, Br2, S8, P4 зэрэг дан

болон CO2, SO2, N2O5, H2O, HCl, HF, NH3, CH4, C2H5OH гэх мэт нийлмэл бодисууд байдаг.

Ийм төрлийн бодисууд нь бат бөх чанар муу, нам температурт хайлж буцалдаг, зарим нь ус

болон төрөл бүрийн уусгагчид уусахдаа цахилгаан гүйдлийг дамжуулдаггүй зэрэг шинж

чанартай байдаг.

Ковалентын холбоотой молекулт бус бодисууд нь эсвэл атомт бодисууд тухайлбал

алмаз, цахиур, цахиурын оксид, цахиурын карбид зэрэг нь маш хатуу талстыг үүсгэдэг.

Эдгээр бодисууд нь ус болон бусад уусгагчид уусдаггүй бөгөөд өндөр температурт хайлж

буцалдаг, дийлэнх нь цахилгаан гүйдлийг дамжуулдаггүй. Харин бал чулуу үелсэн

бүтэцтэй, цахилгаан дамжуулдаг бол цахиур, германи нь хагас дамжуулагч шинжтэй

байдаг.

ӨӨРИЙГӨӨ ШАЛГАХ ТЕСТ

5.1 Азотын молекулын атомууд нь ... холбоогоор холбогдоно.

A. туйлтай ковалент B. металлын

C. ионы D. туйлгүй ковалент холбоо

5.2 Туйлгүй ковалентын холбоогоор холбогдсон бодисыг заа.

A. O2 B. CaO C. CO2 D. H2O

5.3 Туйлгүй ковалентын холбоогоор үүссэн нэгдлүүдийг заана уу.

A. O3, P4, H2O B. HCl, N2, F2

C. O2, Cl2, H2 D. NH3, S8, NaF

5.4 Гурвалсан холбоо нь ямар холбооноос бүрдэх вэ?

A. 3 B. 1 ба 2 C. 2 ба 1 D. 3

5.5 SrJ2- ын молекулд sp эрлийз орбиталь байдаг бол холбооны өнцөг нь хэдэн градус байх

вэ?

А. 900 B. 1200 C. 109,280 D. 1800

5.6 Н-О холбооны диполийн урт нь l = 0.315∙10-10 м бол түүний цахилгаан диполийн

моментыг ол.

А. 6.15∙10-30 Кл∙м В. 5.03∙10-30 Кл∙м

С. 3.15∙10-20 Кл∙м D. 4.85∙10-19 Кл∙м

5.7 HCI -ийн молекул үүсэхэд ямар орбиталиуд давхцах вэ?

А. р ба р B. s ба р C. s ба s D. d ба p

5.8 BeCl2 -ын молекулд холбооны өнцөг нь 1800 бол Be - ийн атомын орбиталиудын

эрлийзжилтийн хэлбэрийг заа.

А. sp B. sp2 C. sp3 D. байхгүй

5.9 Доорх холбоонуудын аль нь илүү туйлтай вэ? (Цахилгаан сөрөг чанар дээр нь

тулгуурлан тайлбарлана)

A. Br-Cl B. Se-Cl C. S-Cl D. As-Cl

5.10 Устөрөгчийн атомын ионжилтын энерги нь 1310 кЖ/моль бол энэ утгыг эВ/атом

нэгжээр илэрхийл.

А. 13.1 эВ/атом В. 13.6 эВ/атом

С. 27.2 эВ/атом D. 26.2 эВ /атом

Тестийн хариу:

5.1 5.2 5.3 5.4 5.5 5.6 5.7 5.8 5.9 5.10