De vigtigste egenskaber ved en binding omfatter: længde, polaritet, dipolmoment, mætning, retningsbestemmelse, styrke og mangfoldighed af bindinger.

Kommunikationslængde er afstanden mellem kernerne af atomer i et molekyle. Bindingslængden bestemmes af kernernes størrelse og graden af ​​overlapning af elektronskyer.

Bindingslængden i HF er 0,92∙10 -10, i HCl - 1,28∙10 -10 m. Jo stærkere den kemiske binding er, jo kortere er dens længde.

Bindingsvinkel (Valensvinkel) kaldes vinklen mellem imaginære linjer, der går gennem kernerne af kemisk bundne atomer. ∟HOH=104 0,5; ∟H 2S \u003d 92,2 0; ∟H 2 S e \u003d 91 0,0.

Den vigtigste egenskab kemisk binding er energi, definerer det styrke.

Kvantitativt er styrken af ​​en binding karakteriseret ved den energi, der bruges på at bryde den, og måles i kJ pr. 1 mol af et stof.

Derfor karakteriserer bindingsstyrken kvantitativt sublimationsenergien E subl. stoffer og energien ved dissociation af et molekyle til atomer E diss. . Sublimationsenergi forstås som den energi, der bruges til overgangen af ​​et stof fra en fast til en gasformig tilstand. For diatomiske molekyler er bindingsenergien lig med molekylets dissociationsenergi i to atomer.

For eksempel E diss. (og derfor E St.) i H 2 molekylet er 435 kJ/mol. I molekylet F 2 \u003d 159 kJ / mol, i molekylet N 2 \u003d 940 kJ / mol.

For ikke diatomiske, men polyatomiske molekyler af AB-typen er n den gennemsnitlige bindingsenergi

på grund af AB n \u003d A + nB.

For eksempel den energi, der optages i processen

er lig med 924 kJ/mol.

Bond energi

E OH = = = = 462 kJ/mol.

Konklusionen om strukturen af ​​molekyler og strukturen af ​​et stof er lavet i henhold til resultaterne af det opnåede forskellige metoder. I dette tilfælde bruges den opnåede information ikke kun om længder og energier af bindinger, bindingsvinkler, men også andre egenskaber ved stoffet, såsom for eksempel magnetiske, optiske, elektriske, termiske og andre.

Sættet af eksperimentelt opnåede data om strukturen af ​​et stof supplerer og generaliserer resultaterne af kvantekemiske beregningsmetoder, der bruger begrebet den kvantemekaniske teori om kemisk binding. Det menes, at den kemiske binding hovedsageligt udføres af valenselektroner. For s- og p-elementer er valenselektronerne det ydre lags orbitaler, og for d-elementer er elektronerne i det ydre lags s-orbital og det præydre lags d-orbitaler.

Naturen af ​​den kemiske binding.

En kemisk binding dannes kun, hvis, når atomerne nærmer sig hinanden, den samlede energi i systemet (E kin. + E pot.) falder.

Overvej arten af ​​den kemiske binding ved at bruge eksemplet med den molekylære hydrogenion H 2 + . (Det opnås ved at bestråle brintmolekyler H 2 med elektroner; i en gasudladning). For et så simpelt molekylært system er Schrödinger-ligningen mest nøjagtigt løst.

I hydrogenionen H 2 + bevæger en elektron sig i feltet af to kerner - protoner. Afstanden mellem kernerne er 0,106 nm, bindingsenergien (dissociation i H-atomer og H + ion) er 255,7 kJ/mol. Det vil sige, at partiklen er stærk.

I den molekylære ion H 2 + virker elektrostatiske kræfter af to typer - elektronens tiltrækningskræfter til begge kerner og frastødende kræfter mellem kernerne. Den frastødende kraft manifesterer sig mellem de positivt ladede kerner HA + og HA +, som kan repræsenteres som følgende fig. 3. Den frastødende kraft har en tendens til at adskille kernerne fra hinanden.

Ris. 3. Frastødningskraft (a) og tiltrækning (b) mellem to kerner, der opstår, når de nærmer sig hinanden i afstande af størrelsesordenen af ​​atomernes størrelse.

Tiltrækningskræfter virker mellem den negativt ladede elektron e - og de positivt ladede kerner H + og H +. Et molekyle dannes, hvis resultanten af ​​tiltræknings- og frastødningskræfterne er nul, det vil sige, at kernernes gensidige frastødning skal kompenseres af elektronens tiltrækning til kernerne. En sådan kompensation afhænger af placeringen af ​​elektronen e - i forhold til kernerne (fig. 3 b og c). Her mener vi ikke en elektrons position i rummet (som ikke kan bestemmes), men sandsynligheden for at finde en elektron i rummet. Placeringen af ​​elektrontætheden i rummet, svarende til fig. 3.b) bidrager til konvergensen af ​​kernerne, og den tilsvarende fig. 3.c) - frastødning af kernerne, da tiltrækningskræfterne i dette tilfælde er rettet i én retning, og frastødningen af ​​kernerne ikke kompenseres. Der er således et bindingsområde, når elektrontætheden er fordelt mellem kernerne og et løsne- eller anti-bindingsområde, når elektrontætheden er fordelt bag kernerne.

Hvis en elektron kommer ind i bindingsområdet, dannes der en kemisk binding. Hvis elektronen kommer ind i løsneområdet, dannes der ingen kemisk binding.

Afhængigt af arten af ​​elektrontæthedsfordelingen i bindingsområdet er der tre hovedtyper af kemisk binding: kovalent, ionisk og metallisk. I ren form disse bindinger finder ikke sted, og normalt er en kombination af disse typer bindinger til stede i forbindelser.

Linktyper.

I kemi skelnes der mellem følgende typer bindinger: kovalente, ioniske, metalliske, hydrogenbindinger, van der Waals-bindinger, donor-acceptorbindinger og dativbindinger.

kovalent binding

Når en kovalent binding dannes, deler atomer elektroner med hinanden. Et eksempel på en kovalent binding er en kemisk binding i et Cl 2-molekyle. Lewis (1916) foreslog først, at i en sådan binding deler hvert af de to kloratomer en af ​​sine ydre elektroner med det andet kloratom. For overlappende atomorbitaler skal to atomer komme så tæt på hinanden som muligt. Et fælles elektronpar danner en kovalent binding. Disse elektroner optager den samme orbital, og deres spin er rettet i modsatte retninger.

En kovalent binding udføres således ved socialisering af elektroner fra forskellige atomer som et resultat af parring af elektroner med modsatte spins.

En kovalent binding er en meget brugt type binding. En kovalent binding kan forekomme ikke kun i molekyler, men også i krystaller. Det forekommer mellem identiske atomer (i H 2, Cl 2, diamantmolekyler) og mellem forskellige atomer (i H 2 O, NH 3 ...)

Mekanismen for forekomsten af ​​en kovalent binding

Lad os overveje mekanismen ved at bruge eksemplet på dannelsen af ​​H2-molekylet.

H + H \u003d H 2, ∆H \u003d -436 kJ / mol

Kernen i et frit brintatom er omgivet af en sfærisk symmetrisk elektronsky dannet af en 1s elektron. Når atomer nærmer sig hinanden op til en vis afstand, overlapper deres elektronskyer (orbitaler) delvist (fig. 4).

Ris. 4. Mekanismen for bindingsdannelse i brintmolekylet.

Hvis afstanden mellem kernerne i de brintatomer, der nærmer sig før berøring, er 0,106 nm, er denne afstand efter overlapningen af ​​elektronskyerne 0,074 nm.

Som et resultat opstår der en molekylær to-elektronsky mellem kernernes centre, som har den maksimale elektrontæthed i rummet mellem kernerne. En stigning i tætheden af ​​den negative ladning mellem kernerne begunstiger en stærk stigning i tiltrækningskræfterne mellem kernerne, hvilket fører til frigivelse af energi. Jo stærkere den kemiske binding er, jo større er overlapningen af ​​elektronorbitaler. Som et resultat af forekomsten af ​​en kemisk binding mellem to brintatomer når hver af dem den elektroniske konfiguration af et ædelgasatom - helium.

Der er to metoder, der fra et kvantemekanisk synspunkt forklarer henholdsvis dannelsen af ​​et overlapsområde af elektronskyer og dannelsen af ​​en kovalent binding. En af dem kaldes BC (valensbindinger) metoden, den anden er MO (molekylære orbitaler).

I metoden med valensbindinger overvejes overlapningen af ​​atomare orbitaler af et udvalgt par atomer. I MO-metoden betragtes molekylet som en helhed, og fordelingen af ​​elektrontæthed (fra én elektron) er spredt over hele molekylet. Fra positionen af ​​MO 2H i H 2 er forbundet på grund af tiltrækningen af ​​kernerne til elektronskyen placeret mellem disse kerner.

Afbildning af en kovalent binding

Links er afbildet på forskellige måder:

1). Brug af elektroner som prikker

I dette tilfælde er dannelsen af ​​et brintmolekyle vist ved diagrammet

H∙ + H∙ → H: H

2). Brug af kvadratiske celler (orbitaler), som at placere to elektroner med modsat spin i en molekylær kvantecelle

Dette skema viser, at det molekylære energiniveau er lavere end de oprindelige atomare niveauer, hvilket betyder, at et stofs molekylære tilstand er mere stabil end den atomare tilstand.

3). En kovalent binding er repræsenteret af en søjle

For eksempel, N - N. denne funktion symboliserer et par elektroner.

Hvis der er opstået én kovalent binding mellem atomer (et fælles elektronpar), så kaldes det enkelt, hvis mere, så et multiplum dobbelt(to fælles elektronpar), tredobbelt(tre delte elektronpar). En enkeltbinding er repræsenteret med en linje, en dobbeltbinding med to og en tredobbeltbinding med tre.

En streg mellem atomer viser, at de har et generaliseret elektronpar.

Klassificering af kovalente bindinger

Afhængig af retningen af ​​overlappende elektronskyer skelnes σ-, π-, δ-bindinger. σ-bindingen opstår, når elektronskyer overlapper hinanden langs aksen, der forbinder kernerne af interagerende atomer.

Eksempler på σ-binding:

Ris. 5. Dannelse af en σ-binding mellem s-, p-, d- elektroner.

Et eksempel på dannelsen af ​​en σ-binding, når s-s skyer overlapper, observeres i et brintmolekyle.

π-binding udføres af overlappende elektronskyer på begge sider af aksen, der forbinder atomkernerne.

Ris. 6. Dannelse af en π-binding mellem p-, d- elektroner.

δ-bindingen opstår, når to d-elektronskyer placeret i parallelle planer overlapper hinanden. δ-bindingen er mindre stærk end π-bindingen, og π-bindingen er mindre stærk end σ-bindingen.

Egenskaber for en kovalent binding

EN). Polaritet.

Der er to typer kovalente bindinger: ikke-polære og polære.

I tilfælde af en ikke-polær kovalent binding er elektronskyen dannet af et fælles elektronpar fordelt i rummet symmetrisk i forhold til atomkernerne. Et eksempel er diatomiske molekyler bestående af atomer af ét grundstof: H 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 , F 2 . Deres elektronpar hører lige meget til begge atomer.

I tilfælde af en polær binding forskydes elektronskyen, der danner bindingen, mod atomet med en højere relativ elektronegativitet.

Eksempler er molekyler: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3 osv. Overvej dannelsen af ​​HCl-molekylet, som kan repræsenteres ved følgende skema

Elektronparret forskydes til kloratomet, pga den relative elektronegativitet af chloratomet (2.83) er større end hydrogenatomets (2.1).

b). Mættelighed.

Atomers evne til at deltage i dannelsen af ​​et begrænset antal kovalente bindinger kaldes mætning af en kovalent binding. Mætningen af ​​kovalente bindinger skyldes det faktum, at kun elektroner af eksterne energiniveauer deltager i den kemiske interaktion, det vil sige et begrænset antal elektroner.

V) . Orientering og hybridisering af den kovalente binding.

En kovalent binding er karakteriseret ved orientering i rummet. Dette forklares af det faktum, at elektronskyer har en vis form, og deres maksimale overlapning er mulig med en vis rumlig orientering.

Retningen af ​​den kovalente binding bestemmer den geometriske struktur af molekylerne.

For eksempel, for vand, har det en trekantet form.

Ris. 7. Vandmolekylets rumlige struktur.

Det er eksperimentelt blevet fastslået, at i vandmolekylet H 2 O er afstanden mellem kernerne af brint og oxygen 0,096 nm (96 pm). Vinklen mellem linjerne, der går gennem kernerne, er 104,5 0 . Vandmolekylet har således en vinkelform, og dets struktur kan udtrykkes i form af den præsenterede figur.

Hybridisering

Som eksperimenterende og teoretiske studier(Slater, Pauling) under dannelsen af ​​nogle forbindelser, såsom BeCl 2 , BeF 2 , BeBr 2 , er tilstanden af ​​valenselektronerne i et atom i et molekyle ikke beskrevet af rene s-, p-, d-bølgefunktioner , men ved deres lineære kombinationer. Sådanne blandede strukturer kaldes hybridorbitaler, og blandingsprocessen kaldes hybridisering.

Som kvantekemiske beregninger viser, er blandingen af ​​et atoms s- og p-orbitaler en gunstig proces til dannelsen af ​​et molekyle. I dette tilfælde frigives mere energi end ved dannelsen af ​​bindinger, der involverer rene s- og p-orbitaler. Derfor fører hybridiseringen af ​​et atoms elektroniske orbitaler til et stort fald i systemets energi og følgelig til en stigning i molekylets stabilitet. En hybridiseret orbital er mere forlænget på den ene side af kernen end på den anden. Derfor vil elektrontætheden i det overlappende område af hybridskyen være større end elektrontætheden i det overlappende område af s- og p-orbitaler separat, hvilket resulterer i, at bindingen dannet af elektronerne i hybridorbitalen er præget af større styrke.

Der er flere typer hybridtilstande. Når s- og p-orbitaler hybridiserer (kaldet sp-hybridisering), opstår der to hybridorbitaler, placeret i en vinkel på 180 0 i forhold til hinanden. I dette tilfælde dannes det lineær struktur. Denne konfiguration (struktur) er kendt for de fleste jordalkalimetalhalogenider (for eksempel BeX 2 hvor X=Cl, F, Br), dvs. forbindelsesvinklen er 180 0 С.

Ris. 8. sp hybridisering

En anden type hybridisering, kaldet sp 2-hybridisering (dannet ud fra en s og to p-orbitaler), fører til dannelsen af ​​tre hybridorbitaler, som er placeret i en vinkel på 120 0 i forhold til hinanden. I dette tilfælde dannes en trigonal struktur af et molekyle (eller en regulær trekant) i rummet. Sådanne strukturer er kendte for forbindelser BX3 (X=Cl, F, Br).

Ris. 9. sp2-hybridisering.

Ikke mindre almindelig er sp 3-hybridisering, som er dannet af en s og tre p-orbitaler. I dette tilfælde dannes fire hybridorbitaler, orienteret i rummet symmetrisk til de fire hjørner af tetraederet, det vil sige, de er placeret i en vinkel på 109 0 28 ". Denne rumlige position kaldes tetraedrisk. En sådan struktur er kendt for NH 3, H 2 O-molekyler og generelt for elementer fra periode II. Skematisk kan dets syn i rummet vises i følgende figur

Ris. 10. Rumlig arrangement af bindinger i ammoniakmolekylet,

projiceret op på et fly.

Dannelsen af ​​tetraedriske bindinger på grund af sp 3 hybridisering kan repræsenteres som følger (fig. 11):

Ris. 11. Dannelse af tetraedriske bindinger under sp 3 hybridisering.

Dannelsen af ​​tetraedriske bindinger under sp 3 hybridisering er vist i fig. 12.

Fig.12. Dannelse af tetraedriske bindinger under sp 3 - hybridisering til CCl 4 molekyler

Hybridisering vedrører ikke kun s- og p-orbitaler. For at forklare de stereokemiske elementer i III og efterfølgende perioder bliver det nødvendigt at konstruere hybridorbitaler samtidigt inklusive s-, p-, d-orbitaler.

Stoffer med en kovalent binding omfatter:

1. Organiske forbindelser;

2. faste og flydende stoffer, hvori der dannes bindinger mellem par af halogenatomer, samt mellem par af brint-, nitrogen- og oxygenatomer, for eksempel H 2;

3. grundstoffer af gruppe VI (f.eks. spiralkæder af tellur), grundstoffer af gruppe V (f.eks. arsen), grundstoffer af gruppe IV (diamant, silicium, germanium);

4. forbindelser, der overholder 8-N-reglen (såsom InSb, CdS, GaAs, CdTe), når grundstofferne, der danner dem, er placeret i Mendeleevs periodiske system i gruppe II-VI, III-V.

I faste stoffer med en kovalent binding kan der dannes forskellige krystalstrukturer for det samme stof, hvis bindingsenergi er praktisk talt den samme. For eksempel kan ZnS-strukturen være kubisk (zinkblanding) eller sekskantet (wurtzite). Arrangementet af de nærmeste naboer i zink blende og wurtzite er det samme, og den eneste og lille forskel i energierne af disse to strukturer er bestemt af arrangementet af atomer efter de nærmeste. Denne evne hos nogle stoffer kaldes allotropi eller polymorfi. Et andet eksempel på allotropi er siliciumcarbid, som har en række polytitter med forskellige strukturer fra rent kubisk til sekskantet. Disse talrige krystallinske modifikationer af ZnS, SiC eksisterer ved stuetemperatur.

Ionisk binding

En ionbinding er en elektrostatisk tiltrækningskraft mellem ioner med modsatte ladninger (dvs. + og -).

Ideen om ionbindingen blev dannet på grundlag af ideerne fra V. Kossel. Han foreslog (1916), at når to atomer interagerer, giver et af dem op, og det andet accepterer elektroner. Der dannes således en ionbinding som et resultat af overførslen af ​​en eller flere elektroner fra et atom til et andet. For eksempel i natriumchlorid dannes en ionbinding som et resultat af overførslen af ​​en elektron fra et natriumatom til et chloratom. Som et resultat af denne overførsel dannes en natriumion med en ladning på +1 og en chlorion med en ladning på -1. De tiltrækkes af hinanden af ​​elektrostatiske kræfter og danner et stabilt molekyle. Elektronoverførselsmodellen foreslået af Kossel gør det muligt at forklare dannelsen af ​​sådanne forbindelser som lithiumfluorid, calciumoxid og lithiumoxid.

De mest typiske ioniske forbindelser består af metalkationer, der tilhører gruppe I og II i det periodiske system, og anioner af ikke-metalliske grundstoffer, der tilhører gruppe VI og VII.

Den lette dannelse af en ionforbindelse afhænger af den lette dannelse af dens bestanddele af kationer og anioner. Letheden ved dannelse er højere, jo lavere ioniseringsenergi er det atom, der donerer elektroner (elektrondonor), og atomet, der accepterer elektroner (elektronacceptor), har en større affinitet til elektronen. elektronaffinitet er et mål for et atoms evne til at acceptere en elektron. Det er kvantitativt defineret som den ændring i energi, der opstår, når et mol enkeltladede anioner dannes ud fra et mol atomer. Dette er det såkaldte koncept for "første elektronaffinitet". Den anden elektronaffinitet er ændringen i energi, der opstår, når et mol dobbeltladede anioner dannes ud fra et mol enkeltladede anioner. Disse begreber, det vil sige ioniseringsenergi og elektronaffinitet, refererer til gasformige stoffer og er karakteristika for atomer og ioner i gasform. Men man skal huske på, at de fleste ioniske forbindelser er mest stabile i fast tilstand. Denne omstændighed forklares ved eksistensen af ​​et krystalgitter i deres faste tilstand. Spørgsmålet opstår. Hvorfor er ionforbindelser trods alt mere stabile i form af krystalgitre og ikke i gasform? Svaret på dette spørgsmål er beregningen af ​​krystalgitterets energi baseret på den elektrostatiske model. Ud over dette er denne beregning også en test af ionbindingsteorien.

For at beregne energien af ​​krystalgitteret er det nødvendigt at bestemme det arbejde, der skal bruges på ødelæggelsen af ​​krystalgitteret med dannelsen af ​​gasformige ioner. Til beregningen anvendes begrebet tiltræknings- og frastødningskræfter. Udtrykket for den potentielle energi for vekselvirkning af enkeltladede ioner opnås ved at summere tiltrækningsenergien og frastødningsenergien

E \u003d E inc + E out (1).

Som E prit tages energien af ​​Coulomb-tiltrækningen af ​​ioner med modsatte fortegn, for eksempel Na + og Cl - for NaCl-forbindelsen

E int \u003d -e 2 / 4πε 0 r (2),

da fordelingen af ​​den elektroniske ladning i den fyldte elektronskal er sfærisk symmetrisk. På grund af den frastødning, der opstår på grund af Pauli-princippet, når anionens og kationens fyldte skaller overlapper hinanden, er afstanden, som ionerne kan nærme sig, begrænset. Den frastødende energi ændrer sig hurtigt med internuklear afstand og kan skrives som følgende to tilnærmede udtryk:

E otm \u003d A/r n (n≈12) (3)

E otm \u003d B ∙ exp (-r / ρ) (4),

hvor A og B er konstanter, r er afstanden mellem ioner, ρ er en parameter (karakteristisk længde).

Det skal bemærkes, at ingen af ​​disse udtryk svarer til en kompleks kvantemekanisk proces, der fører til frastødning.

På trods af tilnærmelsen af ​​disse formler tillader de en nøjagtigt at beregne og følgelig beskrive den kemiske binding i molekylerne af sådanne ioniske forbindelser som NaCl, KCl, CaO.

Fordi elektrisk felt ion har sfærisk symmetri (fig. 13), så har ionbindingen, i modsætning til den kovalente binding, ikke en retning. Samspillet mellem to modsat ladede ioner kompenseres kun af frastødende kræfter i den retning, der forbinder centrene af ionernes kerner; i andre retninger kompenseres ionernes elektriske felter ikke. Derfor er de i stand til at interagere med andre ioner. En ionbinding har således ikke mætning.

Ris. 13. Sfærisk symmetri af det elektrostatiske felt

modsat opkrævede afgifter.

På grund af ionbindingens ikke-retningsbestemmelse og ikke-mætning er det energimæssigt mest gunstigt, når hver ion er omgivet af maksimalt antal ioner af det modsatte fortegn. På grund af dette er den mest foretrukne form for eksistens af en ionisk forbindelse en krystal. For eksempel i en NaCl-krystal har hver kation seks anioner som nærmeste naboer.

Kun ved høje temperaturer i gasform eksisterer ioniske forbindelser i form af ikke-associerede molekyler.

I ioniske forbindelser afhænger koordinationstallet ikke af atomernes elektroniske strukturs specifikationer, som i kovalente forbindelser, men bestemmes af forholdet mellem ionernes størrelse. Med forholdet ioniske radier inden for området 0,41 - 0,73 observeres oktaedrisk koordination af ioner, med et forhold på 0,73-1,37 - kubisk koordination osv.

Under normale forhold er ioniske forbindelser således krystallinske stoffer. Konceptet med to-ion-molekyler, for eksempel NaCL, CsCl, er ikke anvendeligt for dem. Hver krystal består af et stort antal ioner.

En ionbinding kan repræsenteres som en begrænsende polær binding, for hvilken den effektive ladning af et atom er tæt på enhed. For en rent kovalent ikke-polær binding er den effektive ladning af atomerne nul. I virkelige stoffer er rent ioniske og rent kovalente bindinger sjældne. De fleste forbindelser har en mellemliggende karakter af bindingen mellem ikke-polær kovalent og polær ionisk. Det vil sige, at i disse forbindelser har den kovalente binding en delvis ionisk karakter. Naturen af ​​ioniske og kovalente bindinger i virkelige stoffer er vist i figur 14.

Ris. 14. Bindingens ioniske og kovalente natur.

Andelen af ​​bindingens ioniske natur kaldes graden af ​​ionicitet. Det er karakteriseret ved de effektive ladninger af atomerne i molekylet. Graden af ​​ionicitet stiger med en stigning i forskellen i elektronegativiteten af ​​dets konstituerende atomer.

metalforbindelse

I metalatomer holdes eksterne valenselektroner meget svagere end i ikke-metalatomer. Dette forårsager tab af forbindelsen af ​​elektroner med individuelle atomer i en tilstrækkelig lang periode og deres socialisering. Der dannes et socialiseret ensemble af eksterne elektroner. Eksistensen af ​​et sådant elektronisk system fører til fremkomsten af ​​kræfter, der holder positive metalioner i en tæt tilstand på trods af deres lignende ladning. En sådan binding kaldes en metallisk binding. En sådan binding er kun karakteristisk for et metal og eksisterer i fast og flydende tilstand af stof. En metallisk binding er en type kemisk binding. Den er baseret på socialisering af eksterne elektroner, som mister deres forbindelse med atomet og derfor kaldes frie elektroner (fig. 15).

Ris. 15. Metalforbindelse.

Eksistensbevis metallisk binding er følgende fakta. Alle metaller har høj varmeledningsevne og høj elektrisk ledningsevne, som er tilvejebragt af tilstedeværelsen af ​​frie elektroner. Derudover bestemmer den samme omstændighed den gode reflektionsevne af metaller over for lysbestråling, deres glans og opacitet, høj duktilitet, positiv temperaturkoefficient elektrisk modstand.

Stabiliteten af ​​krystalgitteret af metaller kan ikke forklares med sådanne typer bindinger som ioniske og kovalente. Ionbinding mellem metalatomer placeret ved krystalgitterets noder er umulig, da de har samme ladning. En kovalent binding mellem metalatomer er også usandsynlig, da hvert atom har fra 8 til 12 nærmeste naboer, og dannelsen af ​​kovalente bindinger med så mange delte elektronpar er ukendt.

Metalstrukturer er kendetegnet ved, at de har et ret sjældent arrangement af atomer (internukleære afstande er store) og stort antal nærmeste naboer til hvert atom i krystalgitteret. Tabel 1 viser tre typiske metalstrukturer.

tabel 1

Karakteristika for strukturerne af de tre mest almindelige metaller

Vi ser, at hvert atom deltager i dannelsen af ​​et stort antal bindinger (for eksempel med 8 atomer). Et så stort antal bindinger (med 8 eller 12 atomer) kan ikke lokaliseres samtidigt i rummet. Kommunikation skal udføres på grund af resonansen af ​​den oscillerende bevægelse af de eksterne elektroner i hvert atom, som et resultat af hvilken kollektiviseringen af ​​alle eksterne elektroner i krystallen sker med dannelsen af ​​en elektrongas. I mange metaller er det nok at tage en elektron fra hvert atom for at danne en metallisk binding. Det er præcis, hvad der observeres for lithium, som kun har én elektron i den ydre skal. En lithiumkrystal er et gitter af Li+-ioner (kugler med en radius på 0,068 nm) omgivet af en elektrongas.

Ris. 16. Forskellige typer krystalpakning: a-hexagonal tæt pakning; b - ansigtscentreret kubisk pakning; B-kubik pakning.

Der er ligheder mellem metalliske og kovalente bindinger. Det ligger i det faktum, at begge typer bindinger er baseret på socialiseringen af ​​valenselektroner. En kovalent binding forbinder dog kun to naboatomer, og de delte elektroner er i umiddelbar nærhed af de forbundne atomer. I en metallisk binding deltager flere atomer i socialiseringen af ​​valenselektroner.

Begrebet en metallisk binding er således uløseligt forbundet med begrebet metaller som et sæt positivt ladede ionkerner med store mellemrum mellem ioner fyldt med elektrongas, mens systemet på det makroskopiske niveau forbliver elektrisk neutralt.

Ud over de typer kemiske bindinger, der er diskuteret ovenfor, er der andre typer bindinger, der er intermolekylære: hydrogenbinding, van der Waals-interaktion, donor-acceptor-interaktion.

Donor-acceptor interaktion af molekyler

Mekanismen for dannelse af en kovalent binding på grund af en to-elektronsky af et atom og en fri orbital af et andet kaldes donor-acceptor. Et atom eller en partikel, der giver en to-elektronsky til kommunikation, kaldes en donor. Et atom eller en partikel med en fri orbital, der accepterer dette elektronpar, kaldes en acceptor.

De vigtigste typer af intermolekylær interaktion. hydrogenbinding

Mellem valensmættede molekyler, ved afstande, der overstiger partikelstørrelsen, kan der opstå elektrostatiske kræfter af intermolekylær tiltrækning. De kaldes van der Waals styrker. Van der Waals-vekselvirkningen eksisterer altid mellem tætsiddende atomer, men spiller kun en vigtig rolle i fravær af stærkere bindingsmekanismer. Denne svage interaktion med en karakteristisk energi på 0,2 eV/atom finder sted mellem neutrale atomer og mellem molekyler. Navnet på vekselvirkningen er forbundet med navnet på van der Waals, da det var ham, der først foreslog, at tilstandsligningen, under hensyntagen til den svage vekselvirkning mellem gasmolekyler, beskriver egenskaberne af virkelige gasser meget bedre end ligningen for tilstand af en ideel gas. Imidlertid blev arten af ​​denne attraktive kraft først forklaret i 1930 af London. På nuværende tidspunkt tilskrives følgende tre typer af interaktioner til Van der Waals tiltrækning: orientering, induktion, dispersion (London-effekten). Van der Waals tiltrækningsenergi bestemmes af summen af ​​orienterings-, induktions- og dispersionsinteraktionerne.

E int = E op + E ind + E disp (5).

Orienteringsinteraktion (eller dipol-dipol-interaktion) manifesteres mellem polære molekyler, som, når de nærmes, drejer (orienterer) mod hinanden med modsatte poler, så den potentielle energi af molekylesystemet bliver minimal. Orienteringsinteraktionens energi er jo mere signifikant, jo større dipolmomentet for molekylerne μ og jo mindre er afstanden l mellem dem:

E op \u003d - (μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),

hvor ε 0 er en elektrisk konstant.

Den induktive interaktion er forbundet med processerne for polarisering af molekyler af omgivende dipoler. Det er jo mere signifikant, jo højere polariserbarheden α af det ikke-polære molekyle og jo større dipolmoment μ af det polære molekyle

E ind \u003d - (αμ 2) / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7).

Polariserbarheden α af et ikke-polært molekyle kaldes deformationspolariserbarhed, da den er forbundet med deformationen af ​​partiklen, mens μ karakteriserer forskydningen af ​​elektronskyen og -kernerne i forhold til deres tidligere positioner.

Dispersionsinteraktion (London-effekt) forekommer i alle molekyler, uanset deres struktur og polaritet. På grund af det øjeblikkelige misforhold mellem tyngdepunkterne af ladningerne af elektronskyen og kernerne, dannes en øjeblikkelig dipol, som inducerer øjeblikkelige dipoler i andre partikler. Bevægelsen af ​​øjeblikkelige dipoler bliver koordineret. Som et resultat oplever nabopartikler gensidig tiltrækning. Dispersionsinteraktionsenergien afhænger af ioniseringsenergien E I og polariserbarheden af ​​molekyler α

E disp \u003d - (E I 1 ∙ E I 2) ∙ α 1 α 2 / (E I 1 + E I 2) l 6 (8).

Hydrogenbindingen har en mellemkarakter mellem valens og intermolekylære interaktioner. Hydrogenbindingsenergien er lav, 8-80 kJ/mol, men den er højere end van der Waals interaktionsenergi. Hydrogenbindingen er karakteristisk for væsker som vand, alkoholer, syrer og skyldes et positivt polariseret brintatom. Den lille størrelse og fraværet af indre elektroner gør det muligt for hydrogenatomet, der er til stede i en væske i enhver forbindelse, at indgå i yderligere interaktion med et negativt polariseret atom af et andet eller det samme molekyle, der ikke er kovalent bundet til det.

A δ- - H δ+ .... A δ- - H δ+.

Det vil sige, at der er en sammenslutning af molekyler. Sammenslutningen af ​​molekyler fører til et fald i flygtighed, en stigning i kogepunktet og fordampningsvarmen, en stigning i væskers viskositet og dielektriske konstant.

Vand er et særligt velegnet stof til hydrogenbindingsdannelse, da dets molekyle har to brintatomer og to ensomme par ved oxygenatomet. Dette forårsager et højt dipolmoment af molekylet (μ D = 1,86 D) og evnen til at danne fire hydrogenbindinger: to som en protondonor og to som en protonacceptor

(H 2 O .... N - O ... H 2 O) 2 gange.

Det er kendt fra eksperimenter, at med en ændring i molekylvægt i en række brintforbindelser af elementer fra den tredje og efterfølgende perioder, stiger kogepunktet. Hvis dette mønster anvendes på vand, bør dets kogepunkt ikke være 100 0 C, men 280 0 C. Denne modsigelse bekræfter eksistensen af ​​en hydrogenbinding i vand.

Eksperimenter har vist, at molekylære associater dannes i væske og især i fast vand. Is har et tetraedrisk krystalgitter. I midten af ​​tetraederet er der et iltatom af et vandmolekyle, ved fire hjørner er der iltatomer af nabomolekyler, som er forbundet med deres nærmeste naboer med brintbindinger. I flydende vand er hydrogenbindinger delvist brudt; i dens struktur observeres en dynamisk ligevægt mellem associerede molekyler og frie molekyler.

Valensbindingsmetode

Teorien om valensbindinger, eller lokaliserede elektronpar, antager, at hvert par atomer i et molekyle holdes sammen af ​​et eller flere delte elektronpar. I repræsentationen af ​​teorien om valensbindinger er en kemisk binding lokaliseret mellem to atomer, det vil sige, at den er to-center og to-elektron.

Metoden med valensbindinger er baseret på følgende hovedbestemmelser:

Hvert par atomer i et molekyle holdes sammen af ​​et eller flere delte elektronpar;

En enkelt kovalent binding dannes af to elektroner med antiparallelle spins placeret i bindingsatomernes valensorbitaler;

Når en binding dannes, overlapper elektronernes bølgefunktioner, hvilket fører til en stigning i elektrontætheden mellem atomer og et fald i systemets samlede energi;

"Kemisk binding" - energien til ødelæggelse af gitteret til ioner _Ecool = Ures. De vigtigste bestemmelser i MO-metoden. Typer af atomare AO overlapper hinanden. binding og løsne MO'er med en kombination af atomorbitaler s og s pz og pz px og px. H?C? C-H. ? - Frastødningskoefficient. Qeff =. Ao. Grundlæggende teorier om kemisk binding.

"Typer af kemiske bindinger" - Stoffer med en ionbinding danner et ionisk krystalgitter. Atomer. Elektronegativitet. MOU lyceum №18 kemilærer Kalinina L.A. Ioner. For eksempel: Na1+ og Cl1-, Li1+ og F1-Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) . Hvis e - join - lades ionen negativt. Atomrammen har høj styrke.

"The Life of Mendeleev" - Den 18. juli dimitterede D.I. Mendeleev fra Tobolsk gymnasium. 9. august 1850 - 20. juni 1855 mens han studerede ved Main Pædagogisk Institut. "Hvis du ikke kender navnene, så vil viden om tingene dø" K. Liney. D.I. Mendeleevs liv og arbejde. Ivan Pavlovich Mendeleev (1783 - 1847), far til en videnskabsmand. Opdagelsen af ​​den periodiske lov.

"Typer af kemisk binding" - H3N. Al2O3. Stoffets struktur. H2S. MgO. H2. Cu. MgS.CS2. I. Skriv formlerne for stoffer ud: 1.c K.N.S. 2.med K.P.S. 3. med I.S. K.N.S. NaF. C.K.P.S. Bestem typen af ​​kemisk binding. Hvilket af molekylerne svarer til skemaet: A A ?

"Mendeleev" - Dobereiners triader af elementer. Gasser. Arbejde. Liv og videnskabelig præstation. Periodisk system af grundstoffer (lang form). Newlands' oktaverlov. Videnskabelig aktivitet. Løsninger. Ny livsfase. Den anden version af Mendeleevs system af elementer. En del af L. Meyers elementtabel. Opdagelsen af ​​den periodiske lov (1869).

"Mendeleevs liv og arbejde" - Ivan Pavlovich Mendeleev (1783 - 1847), videnskabsmandens far. 1834, 27. januar (6. februar) - D.I. Mendeleev blev født i byen Tobolsk i Sibirien. 1907, 20. januar (2. februar), D.I. Mendeleev døde af hjertesvigt. DI. Menedeleev (Sydkasakhstan-regionen, Shymkent by). Industri. Den 18. juli 1849 dimitterede D.I. Mendeleev fra Tobolsk gymnasium.

Karakteristika for kemiske bindinger

Læren om den kemiske binding er grundlaget for al teoretisk kemi. En kemisk binding er en sådan interaktion mellem atomer, der binder dem til molekyler, ioner, radikaler, krystaller. Der er fire typer kemiske bindinger: ionisk, kovalent, metallisk og hydrogen. Forskellige typer bindinger kan være indeholdt i de samme stoffer.

1. I baserne: mellem oxygen- og hydrogenatomerne i hydroxogrupperne er bindingen polær kovalent, og mellem metallet og hydroxogruppen er ionisk.

2. I salte af oxygenholdige syrer: mellem ikke-metalatomet og oxygenet i syreresten - kovalent polær, og mellem metallet og syreresten - ionisk.

3. I salte af ammonium, methylammonium osv., mellem nitrogen- og hydrogenatomer - kovalent polær, og mellem ammonium- eller methylammoniumioner og syreresten - ionisk.

4. I metalperoxider (for eksempel Na 2 O 2) er bindingen mellem oxygenatomer kovalent upolær, og mellem metallet og oxygen er ionisk mv.

Årsagen til enheden af ​​alle typer og slags kemiske bindinger er deres identiske kemiske natur - elektron-nuklear interaktion. Dannelsen af ​​en kemisk binding er under alle omstændigheder resultatet af en elektron-nuklear interaktion af atomer, ledsaget af frigivelse af energi.

Metoder til dannelse af en kovalent binding

kovalent kemisk binding- dette er en binding, der opstår mellem atomer på grund af dannelsen af ​​fælles elektronpar.

Kovalente forbindelser er normalt gasser, væsker eller relativt lavtsmeltende faste stoffer. En af de sjældne undtagelser er diamant, som smelter over 3.500°C. Dette skyldes strukturen af ​​diamant, som er et kontinuerligt gitter af kovalent bundne kulstofatomer, og ikke en samling af individuelle molekyler. Faktisk er enhver diamantkrystal, uanset dens størrelse, et enormt molekyle.

En kovalent binding opstår, når elektronerne i to ikke-metalatomer går sammen. Den resulterende struktur kaldes et molekyle.

Mekanismen for dannelse af en sådan binding kan være udveksling og donor-acceptor.

I de fleste tilfælde har to kovalent bundne atomer forskellig elektronegativitet, og de delte elektroner hører ikke lige meget til de to atomer. Det meste af tiden er de tættere på et atom end på et andet. I et molekyle af hydrogenchlorid, for eksempel, er elektronerne, der danner en kovalent binding, placeret tættere på kloratomet, da dets elektronegativitet er højere end brints. Forskellen i evnen til at tiltrække elektroner er dog ikke så stor, at der sker en fuldstændig overførsel af en elektron fra et brintatom til et kloratom. Derfor kan bindingen mellem brint- og kloratomer ses som en krydsning mellem en ionbinding (fuld elektronoverførsel) og en ikke-polær kovalent binding (symmetrisk arrangement af et elektronpar mellem to atomer). Den partielle ladning på atomer er angivet med det græske bogstav δ. En sådan binding kaldes en polær kovalent binding, og hydrogenchloridmolekylet siges at være polært, det vil sige, at det har en positivt ladet ende (brintatom) og en negativt ladet ende (kloratom).

1. Udvekslingsmekanismen fungerer, når atomer danner fælles elektronpar ved at kombinere uparrede elektroner.

1) H2 - hydrogen.

Bindingen opstår på grund af dannelsen af ​​et fælles elektronpar af s-elektroner af brintatomer (overlapning af s-orbitaler).

2) HCI - hydrogenchlorid.

Bindingen opstår på grund af dannelsen af ​​et fælles elektronpar af s- og p-elektroner (overlappende s-p-orbitaler).

3) Cl 2: I klormolekylet dannes en kovalent binding på grund af uparrede p-elektroner (overlappende p-p-orbitaler).

4) N​2: I nitrogenmolekylet dannes tre almindelige elektronpar mellem atomerne.

Donor-acceptor mekanisme for kovalent bindingsdannelse

Donor har et elektronpar acceptor- et frit kredsløb, som dette par kan besætte. I ammoniumionen er alle fire bindinger med brintatomer kovalente: tre blev dannet på grund af skabelsen af ​​fælles elektronpar af nitrogenatomet og hydrogenatomer af udvekslingsmekanismen, en - ved donor-acceptor-mekanismen. Kovalente bindinger klassificeres efter den måde, hvorpå elektronorbitaler overlapper hinanden, såvel som ved deres forskydning til et af de bundne atomer. Kemiske bindinger dannet som et resultat af overlapningen af ​​elektronorbitaler langs en bindingslinje kaldes σ -forbindelser(sigma-bindinger). Sigma-bindingen er meget stærk.

p-orbitaler kan overlappe i to regioner og danne en kovalent binding på grund af lateral overlapning.

Kemiske bindinger dannet som et resultat af den "laterale" overlapning af elektronorbitaler uden for kommunikationslinjen, det vil sige i to regioner, kaldes pi-bindinger.

Ifølge graden af ​​forskydning af almindelige elektronpar til et af atomerne bundet af dem, kan en kovalent binding være polær og ikke-polær. En kovalent kemisk binding dannet mellem atomer med samme elektronegativitet kaldes ikke-polær. Elektronpar forskydes ikke til nogen af ​​atomerne, da atomerne har samme elektronegativitet - egenskaben ved at tiltrække valenselektroner fra andre atomer til sig selv. For eksempel,

dvs. molekyler dannes gennem en kovalent ikke-polær binding simple stoffer- ikke-metaller. En kovalent kemisk binding mellem atomer af grundstoffer, hvis elektronegativitet er forskellig, kaldes polær.

For eksempel er NH3 ammoniak. Nitrogen er et mere elektronegativt grundstof end brint, så delte elektronpar forskydes mod dets atom.

Karakteristika for en kovalent binding: bindingslængde og energi

De karakteristiske egenskaber ved en kovalent binding er dens længde og energi. Bindingslængden er afstanden mellem atomkernerne. En kemisk binding er stærkere jo kortere dens længde. Et mål for bindingsstyrke er imidlertid bindingsenergien, som bestemmes af mængden af ​​energi, der kræves for at bryde bindingen. Det måles normalt i kJ/mol. Ifølge eksperimentelle data er bindingslængderne af H 2 , Cl 2 og N 2 molekyler henholdsvis 0,074, 0,198 og 0,109 nm, og bindingsenergierne er henholdsvis 436, 242 og 946 kJ/mol.

Ioner. Ionisk binding

Der er to hovedmuligheder for et atom til at adlyde oktetreglen. Den første af disse er dannelsen af ​​en ionbinding. (Den anden er dannelsen af ​​en kovalent binding, som vil blive diskuteret nedenfor). Når en ionbinding dannes, mister et metalatom elektroner, og et ikke-metalatom vinder.

Forestil dig, at to atomer "mødes": et metalatom i gruppe I og et ikke-metalatom i gruppe VII. Et metalatom har en enkelt elektron i sit ydre energiniveau, mens et ikke-metalatom mangler kun én elektron for at fuldføre sit ydre niveau. Det første atom vil let opgive til det andet sin elektron, som er langt fra kernen og svagt bundet til den, og det andet vil give det en fri plads på dets ydre elektroniske niveau. Så vil et atom, der er frataget en af ​​dets negative ladninger, blive en positivt ladet partikel, og den anden vil blive til en negativt ladet partikel på grund af den modtagne elektron. Sådanne partikler kaldes ioner.

Dette er en kemisk binding, der opstår mellem ioner. Tallene, der viser antallet af atomer eller molekyler, kaldes koefficienter, og tallene, der viser antallet af atomer eller ioner i et molekyle, kaldes indekser.

metalforbindelse

Metaller har specifikke egenskaber anderledes end andre stoffers egenskaber. Sådanne egenskaber er relativt høje smeltepunkter, evnen til at reflektere lys og høj termisk og elektrisk ledningsevne. Disse egenskaber skyldes eksistensen i metaller særlig slags forbindelse - metalforbindelse.

Metalbinding - en binding mellem positive ioner i metalkrystaller, udført på grund af tiltrækningen af ​​elektroner, der frit bevæger sig gennem krystallen. Atomerne af de fleste metaller på det ydre niveau indeholder et lille antal elektroner - 1, 2, 3. Disse elektroner brække let af, og atomerne omdannes til positive ioner. De løsrevne elektroner bevæger sig fra en ion til en anden og binder dem til en enkelt helhed. I forbindelse med ioner danner disse elektroner midlertidigt atomer, bryder derefter af igen og kombineres med en anden ion osv. En proces foregår uendeligt, som skematisk kan afbildes som følger:

Følgelig omdannes atomer i volumenet af et metal kontinuerligt til ioner og omvendt. Bindingen i metaller mellem ioner ved hjælp af socialiserede elektroner kaldes metallisk. Den metalliske binding har nogle ligheder med den kovalente binding, da den er baseret på socialisering af eksterne elektroner. Men i en kovalent binding socialiseres de ydre uparrede elektroner af kun to naboatomer, mens alle atomer i en metallisk binding deltager i socialiseringen af ​​disse elektroner. Derfor er krystaller med en kovalent binding skøre, mens dem med en metalbinding som regel er plastiske, elektrisk ledende og har en metallisk glans.

Den metalliske binding er karakteristisk for både rene metaller og blandinger af forskellige metaller - legeringer, der er i fast og flydende tilstand. Men i damptilstanden er metalatomer bundet sammen af ​​en kovalent binding (for eksempel bruges natriumdamp til at fylde gule lyslamper for at oplyse gaderne i store byer). Metalpar består af individuelle molekyler (monatomiske og diatomiske).

En metallisk binding adskiller sig fra en kovalent binding også i styrke: dens energi er 3-4 gange mindre end energien af ​​en kovalent binding.

Bindingsenergi - den energi, der kræves for at bryde en kemisk binding i alle molekyler, der udgør et mol af et stof. Energierne af kovalente og ioniske bindinger er normalt høje og er i størrelsesordenen 100-800 kJ/mol.

hydrogenbinding

kemisk binding mellem positivt polariserede brintatomer af et molekyle(eller dele heraf) og negativt polariserede atomer af stærkt elektronegative grundstoffer har udstyret elektronpar (F, O, N og sjældnere S og Cl), kaldes et andet molekyle (eller dele af det) hydrogen. Hyder dels elektrostatisk, dels onor-acceptor karakter.

Eksempler på intermolekylær hydrogenbinding:

I nærvær af en sådan binding kan selv stoffer med lav molekylvægt under normale forhold være væsker (alkohol, vand) eller let flydende gasser (ammoniak, hydrogenfluorid). I biopolymerer - proteiner (sekundær struktur) - er der en intramolekylær hydrogenbinding mellem carbonyloxygen og aminogruppens hydrogen:

Polynukleotidmolekyler - DNA (deoxyribonukleinsyre) - er dobbelthelixer, hvor to nukleotidkæder er forbundet med hinanden ved hjælp af hydrogenbindinger. I dette tilfælde fungerer komplementaritetsprincippet, dvs. disse bindinger dannes mellem visse par bestående af purin- og pyrimidinbaser: thymin (T) er placeret mod adenin-nukleotidet (A), og cytosin (C) er placeret mod guaninen (G).

Stoffer med en hydrogenbinding har molekylære krystalgitre.

Der er ingen samlet teori om kemisk binding; betinget er den kemiske binding opdelt i kovalent (universel type binding), ionisk (et særligt tilfælde af kovalent binding), metallisk og hydrogen.

kovalent binding

Dannelsen af ​​en kovalent binding er mulig ved tre mekanismer: udveksling, donor-acceptor og dativ (Lewis).

Ifølge udvekslingsmekanisme dannelsen af ​​en kovalent binding sker på grund af socialiseringen af ​​fælles elektronpar. I dette tilfælde har hvert atom en tendens til at erhverve en inert gasskal, dvs. få det afsluttede ydre energiniveau. Dannelsen af ​​en kemisk binding af udvekslingstypen er afbildet ved hjælp af Lewis-formler, hvor hver valenselektron i et atom er repræsenteret af prikker (fig. 1).

Ris. 1 Dannelse af en kovalent binding i HCl-molekylet ved udvekslingsmekanismen

Med udviklingen af ​​teorien om strukturen af ​​atomet og kvantemekanikken er dannelsen af ​​en kovalent binding repræsenteret som et overlap af elektroniske orbitaler (fig. 2).

Ris. 2. Dannelse af en kovalent binding på grund af overlapning af elektronskyer

Jo større overlapning af atomare orbitaler er, jo stærkere binding, jo kortere bindingslængde og jo større energi. En kovalent binding kan dannes ved at overlappe forskellige orbitaler. Som et resultat af sidelappernes overlapning af s-s, s-p orbitaler samt d-d, p-p, d-p orbitaler, dannes en binding. Vinkelret på linjen, der forbinder kernerne af 2 atomer, dannes en binding. En - og en - binding er i stand til at danne en multipel (dobbelt) kovalent binding, karakteristisk for organisk stof klassen af ​​alkener, alkadiener osv. En - og to - bindinger danner en multipel (tredobbelt) kovalent binding, karakteristisk for organiske stoffer af klassen af ​​alkyner (acetylener).

Dannelse af en kovalent binding donor-acceptor mekanisme overvej eksemplet med ammoniumkationen:

NH3 + H+ = NH4+

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Nitrogenatomet har et frit ensomt elektronpar (elektroner, der ikke er involveret i dannelsen af ​​kemiske bindinger i molekylet), og hydrogenkationen har en fri orbital, så de er henholdsvis en elektrondonor og -acceptor.

Lad os overveje dativmekanismen for dannelsen af ​​en kovalent binding ved at bruge eksemplet på et klormolekyle.

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

Kloratomet har både et frit ensomt elektronpar og ledige orbitaler, derfor kan det udvise egenskaberne som både en donor og en acceptor. Derfor, når et klormolekyle dannes, fungerer det ene kloratom som en donor, og det andet som en acceptor.

Hoved kovalente bindingsegenskaber er: mætning (mættede bindinger dannes, når et atom binder så mange elektroner til sig selv, som dets valensevner tillader; umættede bindinger dannes, når antallet af vedhæftede elektroner er mindre end atomets valensevne); Direktivitet (denne værdi er forbundet med molekylets geometri og begrebet "valensvinkel" - vinklen mellem bindinger).

Ionisk binding

Der er ingen forbindelser med en ren ionbinding, selvom dette forstås som en sådan kemisk bundet tilstand af atomer, hvor et stabilt elektronisk miljø af atomet skabes med den fuldstændige overgang af den totale elektrontæthed til et atom af et mere elektronegativt grundstof. . Ionbinding er kun mulig mellem atomer af elektronegative og elektropositive elementer, der er i tilstanden af ​​modsat ladede ioner - kationer og anioner.

DEFINITION

Ion kaldet elektrisk ladede partikler dannet ved at løsne eller binde en elektron til et atom.

Når en elektron overføres, har atomer af metaller og ikke-metaller tendens til at danne en stabil konfiguration af elektronskallen omkring deres kerne. Et ikke-metalatom skaber en skal af den efterfølgende inerte gas omkring sin kerne, og et metalatom skaber en skal af den tidligere inerte gas (fig. 3).

Ris. 3. Dannelse af en ionbinding ved at bruge eksemplet med et natriumchloridmolekyle

Molekyler, hvori der findes en ionbinding i sin rene form, findes i et stofs damptilstand. Ionbindingen er meget stærk, i forbindelse hermed har stoffer med denne binding et højt smeltepunkt. I modsætning til kovalente bindinger er ionbindinger ikke karakteriseret ved retningsbestemmelse og mætning, da det elektriske felt skabt af ioner virker ligeligt på alle ioner på grund af sfærisk symmetri.

metalbinding

En metallisk binding realiseres kun i metaller - dette er en interaktion, der holder metalatomer i et enkelt gitter. Kun metalatomernes valenselektroner, som hører til hele dets volumen, deltager i dannelsen af ​​bindingen. I metaller løsnes elektroner konstant fra atomer, som bevæger sig gennem metallets masse. Metalatomer, blottet for elektroner, bliver til positivt ladede ioner, som har tendens til at tage bevægelige elektroner mod dem. Denne kontinuerlige proces danner den såkaldte "elektrongas" inde i metallet, som binder alle metalatomerne fast sammen (fig. 4).

Metalbindingen er stærk, derfor er metaller karakteriseret ved varme smeltning, og tilstedeværelsen af ​​"elektronisk gas" giver metaller formbarhed og duktilitet.

hydrogenbinding

En hydrogenbinding er en specifik intermolekylær interaktion, fordi dets forekomst og styrke afhænger af stoffets kemiske natur. Det dannes mellem molekyler, hvor et brintatom er bundet til et atom med høj elektronegativitet (O, N, S). Forekomsten af ​​en brintbinding afhænger af to årsager, for det første har brintatomet forbundet med et elektronegativt atom ikke elektroner og kan let indføres i elektronskyerne i andre atomer, og for det andet har brinten en valens s-orbital. atom er i stand til at acceptere et ensomt par elektroner af et elektronegativt atom og danne en binding med det ved donor-acceptor-mekanismen.

1. Jordalkalimetaller er

5) til s-elementer

6) til p- elementer

7) til d- elementer

8) til f - elementer

2. Hvor mange elektroner indeholder jordalkalimetalatomer på det ydre energiniveau

1) en 2) to 3) tre 4) fire

3. I kemiske reaktioner aluminium atomer udviser

3) Oxiderende egenskaber 2) Syreegenskaber

4) 3) reducerende egenskaber 4) grundegenskaber

4. Samspillet mellem calcium og klor refererer til reaktioner

1) Nedbrydninger 2) forbindelser 3) substitutioner 4) udveksling

5. Molekylvægten af ​​natriumbicarbonat er:

1) 84 2) 87 3) 85 4) 86

3. Hvilket atom er tungere - jern eller silicium - og hvor mange gange?

4. Bestem de relative molekylvægte af simple stoffer: brint, oxygen, klor, kobber, diamant (kulstof). Husk, hvilke af dem der består af diatomiske molekyler, og hvilke der består af atomer.
5. Beregn de relative molekylvægte af følgende forbindelser kuldioxid CO2 svovlsyre H2SO4 sukker C12H22O11 ethylalkohol C2H6O CaCPO3 marmor
6. I hydrogenperoxid er der et brintatom pr. oxygenatom. Bestem formlen for hydrogenperoxid, hvis det er kendt, at dets relative molekylvægt er 34. Hvad er masseforholdet mellem brint og oxygen i denne forbindelse?
7. Hvor mange gange er et kuldioxidmolekyle tungere end et iltmolekyle?

Hjælp venligst, 8. klasses opgave.