결합의 가장 중요한 특성에는 길이, 극성, 쌍극자 모멘트, 포화도, 지향성, 강도 및 결합의 다중성이 포함됩니다.

통신 길이분자를 구성하는 원자핵 사이의 거리입니다. 결합 길이는 핵의 크기와 전자 구름의 중첩 정도에 따라 결정됩니다.

HF의 결합 길이는 0.92∙10 -10, HCl의 경우 - 1.28∙10 -10m이며 화학 결합이 강할수록 길이가 짧아집니다.

결합각(Valence angle)화학적으로 결합된 원자의 핵을 통과하는 가상선 사이의 각도를 각도라고 합니다. ∟HOH=104 0.5; ∟H 2 S \u003d 92.2 0; ∟H 2 S e \u003d 91 0.0.

가장 중요한 특징화학결합은 에너지, 그것을 정의 힘.

정량적으로 결합의 강도는 결합을 끊는 데 소비되는 에너지를 특징으로 하며 물질 1몰당 kJ로 측정됩니다.

따라서 결합 강도는 승화 에너지 E subl을 정량적으로 특성화합니다. 물질과 분자가 원자로 해리되는 에너지 E diss. . 승화 에너지는 물질이 고체에서 기체 상태로 전이하는 데 소비되는 에너지로 이해됩니다. 이원자 분자의 경우 결합 에너지는 분자가 두 개의 원자로 해리되는 에너지와 같습니다.

예를 들어, E diss. (따라서 E St.) H 2 분자의 값은 435 kJ/mol입니다. 분자 F 2 \u003d 159 kJ / mol, 분자 N 2 \u003d 940 kJ / mol.

이원자가 아닌 AB 유형의 다원자 분자의 경우 n은 평균 결합 에너지입니다.

AB n \u003d A + nB로 인해.

예를 들어, 공정에서 흡수된 에너지는

924 kJ/mol과 같습니다.

결합에너지

EOH = = = = 462 kJ/mol.

분자의 구조와 물질의 구조에 대한 결론은 얻은 결과에 따라 이루어집니다. 다양한 방법. 이 경우 얻은 정보는 결합의 길이와 에너지, 결합 각도뿐만 아니라 물질의 자기, 광학, 전기, 열 등과 같은 기타 특성에 대해서도 사용됩니다.

물질의 구조에 대해 실험적으로 얻은 데이터 세트는 화학 결합의 양자 역학 이론의 개념을 이용한 양자 화학 계산 방법의 결과를 보완하고 일반화합니다. 화학 결합은 주로 원자가 전자에 의해 수행되는 것으로 믿어집니다. s-원소와 p-원소의 경우 원자가 전자는 외부층의 궤도이고, d-원소의 경우 외부층의 s-궤도와 외부층 이전의 d-궤도의 전자입니다.

화학 결합의 성격.

화학 결합은 원자가 서로 접근할 때 시스템의 총 에너지(E kin. + E pot.)가 감소하는 경우에만 형성됩니다.

분자 수소 이온 H 2 + 의 예를 사용하여 화학 결합의 특성을 고려하십시오. (가스 방전에서 수소 분자 H 2에 전자를 조사하여 얻습니다.) 이러한 간단한 분자 시스템의 경우 슈뢰딩거 방정식이 가장 정확하게 풀립니다.

수소 이온 H 2 +에서 하나의 전자는 두 개의 핵-양성자 분야에서 이동합니다. 핵 사이의 거리는 0.106 nm이고, 결합 에너지(H 원자와 H + 이온으로의 해리)는 255.7 kJ/mol입니다. 즉, 입자가 강하다.

분자 이온 H 2 +에서는 두 가지 유형의 정전기력, 즉 두 핵에 대한 전자의 인력과 핵 사이의 반발력이 작용합니다. 반발력은 양으로 하전된 핵 HA + 와 HA + 사이에서 나타나며, 이는 다음 그림과 같이 표현될 수 있습니다. 3. 반발력은 핵을 서로 분리하려는 경향이 있습니다.

쌀. 3. 두 핵 사이의 반발력(a)과 인력(b)은 원자 크기 정도의 거리에서 서로 접근할 때 발생합니다.

음으로 하전된 전자 e-와 양으로 하전된 핵 H + 및 H + 사이에 인력이 작용합니다. 인력과 반발력의 합이 0이면 분자가 형성됩니다. 즉, 핵의 상호 반발력은 핵에 대한 전자의 인력으로 보상되어야 합니다. 이러한 보상은 핵에 대한 전자 e의 위치에 따라 달라집니다(그림 3 b 및 c). 여기서 우리는 공간에서 전자의 위치(결정할 수 없음)가 아니라 공간에서 전자를 찾을 확률을 의미합니다. 그림 1에 해당하는 공간 내 전자 밀도의 위치는 다음과 같습니다. 3.b) 핵의 수렴에 기여하며 해당 그림. 3.c) - 핵의 반발. 이 경우 인력은 한 방향으로 향하고 핵의 반발은 보상되지 않기 때문입니다. 따라서 전자 밀도가 핵 사이에 분포되어 있으면 결합 영역이 있고, 전자 밀도가 핵 뒤에 분포되어 있으면 느슨해짐 또는 결합 방지 영역이 있습니다.

전자가 결합 영역에 들어가면 화학 결합이 형성됩니다. 전자가 풀림 영역으로 들어가면 화학 결합이 형성되지 않습니다.

결합 영역의 전자 밀도 분포 특성에 따라 공유 결합, 이온 결합, 금속 결합의 세 가지 주요 화학 결합 유형이 있습니다. 안에 순수한 형태이러한 결합은 발생하지 않으며 일반적으로 이러한 유형의 결합이 화합물에 존재합니다.

링크 유형.

화학에서는 공유 결합, 이온 결합, 금속 결합, 수소 결합, 반 데르 발스 결합, 공여체-수용체 결합 및 배위 결합과 같은 유형의 결합이 구별됩니다.

공유결합

공유 결합이 형성되면 원자는 서로 전자를 공유합니다. 공유 결합의 예는 Cl 2 분자의 화학 결합입니다. Lewis(1916)는 이러한 결합에서 두 염소 원자 각각이 외부 전자 중 하나를 다른 염소 원자와 공유한다고 처음 제안했습니다. 원자 궤도가 겹치려면 두 원자가 최대한 서로 가까워야 합니다. 공유된 전자쌍은 공유결합을 형성합니다. 이 전자들은 동일한 궤도를 차지하고 스핀은 반대 방향으로 향합니다.

따라서 공유 결합은 반대 스핀과 전자의 쌍을 이룬 결과로 다른 원자의 전자가 사회화되어 수행됩니다.

공유 결합은 널리 사용되는 결합 유형입니다. 공유 결합은 분자뿐만 아니라 결정에서도 발생할 수 있습니다. 이는 동일한 원자(H 2, Cl 2, 다이아몬드 분자) 사이와 서로 다른 원자(H 2 O, NH 3 ...) 사이에서 발생합니다.

공유 결합 발생 메커니즘

H 2 분자 형성의 예를 사용하여 메커니즘을 고려해 보겠습니다.

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

자유 수소 원자의 핵은 1s 전자에 의해 형성된 구형 대칭 전자 구름으로 둘러싸여 있습니다. 원자가 특정 거리까지 서로 접근하면 전자 구름(궤도)이 부분적으로 겹쳐집니다(그림 4).

쌀. 4. 수소 분자의 결합 형성 메커니즘.

접촉하기 전에 접근하는 수소 원자의 핵 사이의 거리가 0.106nm라면 전자 구름이 겹쳐진 후 이 거리는 0.074nm입니다.

결과적으로 핵의 중심 사이에 분자 2전자 구름이 나타나며, 핵 사이의 공간에서 전자 밀도가 최대가 됩니다. 핵 사이의 음전하 밀도가 증가하면 핵 사이의 인력이 크게 증가하여 에너지가 방출됩니다. 화학 결합이 강할수록 전자 궤도의 중첩이 커집니다. 두 개의 수소 원자 사이에 화학 결합이 발생한 결과, 각각은 희가스 원자인 헬륨의 전자 구성에 도달합니다.

양자역학적 관점에서 전자구름의 중첩영역 형성과 공유결합 형성을 각각 설명하는 방법은 두 가지가 있다. 그 중 하나는 BC(원자결합)법, 다른 하나는 MO(분자궤도)법이라고 합니다.

원자가 결합 방법에서는 선택한 원자 쌍의 원자 궤도가 겹치는 것이 고려됩니다. MO 방법에서는 분자를 전체로 간주하고 전자 밀도 분포(1개의 전자로부터)가 전체 분자에 분산됩니다. H 2의 MO 2H 위치에서 핵의 인력으로 인해 이러한 핵 사이에 위치한 전자 구름이 연결됩니다.

공유 결합의 묘사

링크는 다양한 방식으로 표시됩니다.

1). 전자를 점으로 사용하기

이 경우 수소 분자의 형성은 다이어그램으로 표시됩니다.

H∙ + H∙ → H: H

2). 하나의 분자 양자 세포에 반대 스핀을 갖는 두 개의 전자를 배치하는 것과 같이 정사각형 셀(오비탈)을 사용합니다.

이 도식은 분자 에너지 준위가 초기 원자 준위보다 낮다는 것을 보여 주며, 이는 물질의 분자 상태가 원자 상태보다 더 안정적이라는 것을 의미합니다.

삼). 공유결합은 막대로 표시됩니다.

예를 들어 N - N입니다. 이 기능은 전자 쌍을 상징합니다.

원자 사이에 하나의 공유 결합(하나의 공통 전자쌍)이 발생하면 이를 다음과 같이 부릅니다. 하나의, 그 이상이라면 배수 더블(두 개의 공통 전자쌍), 삼루타(3개의 공유 전자쌍). 단일 결합은 한 선으로, 이중 결합은 두 선으로, 삼중 결합은 세 선으로 표시됩니다.

원자 사이의 대시는 원자에 일반화된 전자쌍이 있음을 나타냅니다.

공유결합의 분류

전자구름이 겹쳐지는 방향에 따라 σ-, π-, δ-결합이 구별됩니다. σ-결합은 전자 구름이 상호작용하는 원자의 핵을 연결하는 축을 따라 겹칠 때 발생합니다.

σ-결합의 예:

쌀. 5. s-, p-, d- 전자 사이의 σ-결합 형성.

s-s 구름이 겹칠 때 σ-결합이 형성되는 예는 수소 분자에서 관찰됩니다.

π-결합은 원자핵을 연결하는 축의 양쪽에 전자구름이 겹쳐서 이루어집니다.

쌀. 6. p-, d- 전자 사이의 π-결합 형성.

δ-결합은 평행한 평면에 위치한 두 개의 d-전자 구름이 겹칠 때 발생합니다. δ 결합은 π 결합보다 약하고, π 결합은 σ 결합보다 약합니다.

공유결합의 성질

ㅏ). 극성.

공유 결합에는 비극성과 극성의 두 가지 유형이 있습니다.

비극성 공유결합의 경우, 공통 전자쌍에 의해 형성된 전자구름은 원자핵을 기준으로 대칭적으로 공간에 분포합니다. 예를 들어 H 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 , F 2 한 원소의 원자로 구성된 이원자 분자가 있습니다. 그들의 전자쌍은 두 원자 모두에 동등하게 속합니다.

극성 결합의 경우, 결합을 형성하는 전자 구름은 상대 전기음성도가 더 높은 원자 쪽으로 이동합니다.

예는 분자입니다: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3 등. 다음 계획으로 나타낼 수 있는 HCl 분자의 형성을 고려하십시오.

전자쌍이 염소 원자로 이동한 이유는 다음과 같습니다. 염소 원자(2.83)의 상대 전기음성도는 수소 원자(2.1)의 상대 전기음성도보다 큽니다.

비). 채도.

제한된 수의 공유 결합 형성에 참여하는 원자의 능력을 공유 결합의 포화라고합니다. 공유 결합의 포화는 외부 에너지 수준의 전자만이 화학적 상호 작용, 즉 제한된 수의 전자에 참여한다는 사실 때문입니다.

V) . 정위그리고 공유결합의 혼성화.

공유 결합은 공간에서의 방향성을 특징으로 합니다. 이는 전자 구름이 특정 모양을 가지며 특정 공간 방향에서 최대 중첩이 가능하다는 사실로 설명됩니다.

공유 결합의 방향에 따라 분자의 기하학적 구조가 결정됩니다.

예를 들어 물의 경우 삼각형 모양을 갖습니다.

쌀. 7. 물 분자의 공간 구조.

물 분자 H 2 O에서 수소와 산소 핵 사이의 거리가 0.096 nm (96 pm)라는 것이 실험적으로 확립되었습니다. 핵을 통과하는 선 사이의 각도는 104.5 0 입니다. 따라서 물 분자는 각진 형태를 가지며 그 구조는 제시된 그림의 형태로 표현될 수 있다.

이종 교잡

실험적이고 이론 연구(Slater, Pauling) BeCl 2 , BeF 2 , BeBr 2 와 같은 일부 화합물이 형성되는 동안 분자 내 원자의 원자가 전자 상태는 순수한 s-, p-, d- 파동 함수로 설명되지 않습니다. , 그러나 선형 조합에 의한 것입니다. 이러한 혼합 구조를 하이브리드 오비탈이라고 하며, 혼합 과정을 하이브리드화라고 합니다.

양자화학적 계산에서 알 수 있듯이 원자의 s-오비탈과 p-오비탈의 혼합은 분자 형성에 유리한 과정입니다. 이 경우 순수한 s- 및 p-오비탈과 관련된 결합 형성보다 더 많은 에너지가 방출됩니다. 따라서 원자의 전자 궤도의 혼성화는 시스템의 에너지를 크게 감소시키고 그에 따라 분자의 안정성을 증가시킵니다. 혼성화된 궤도는 핵의 한쪽이 다른 쪽보다 더 길다. 따라서 하이브리드 클라우드의 중첩 영역의 전자 밀도는 s-오비탈과 p-오비탈의 중첩 영역의 전자 밀도보다 개별적으로 더 높을 것이며, 그 결과 하이브리드 오비탈의 전자에 의해 형성된 결합은 다음과 같습니다. 더 강한 것이 특징입니다.

하이브리드 상태에는 여러 유형이 있습니다. s-오비탈과 p-오비탈이 혼성화되면(sp 혼성화라고 함) 서로에 대해 180° 각도에 위치한 두 개의 혼성 오비탈이 발생합니다. 이 경우에는 다음과 같은 형태가 됩니다. 선형 구조. 이 구성(구조)은 대부분의 알칼리 토금속 할로겐화물(예: BeX 2 여기서 X=Cl, F, Br)에 대해 알려져 있습니다. 연결 각도는 180 0 С입니다.

쌀. 8. sp 혼성화

sp 2 혼성화(1개의 s 오비탈과 2개의 p 오비탈로 형성됨)라고 불리는 또 다른 혼성화 유형은 서로 120° 각도에 위치한 세 개의 혼성 오비탈을 형성합니다. 이 경우 공간에는 분자의 삼각구조(또는 정삼각형)가 형성된다. 이러한 구조는 화합물 BX3(X=Cl, F, Br)에 대해 알려져 있습니다.

쌀. 9. sp 2 혼성화.

덜 흔한 것은 하나의 s와 세 개의 p 오비탈로 구성된 sp 3 혼성화입니다. 이 경우 사면체의 네 꼭지점에 대칭으로 공간에서 방향이 지정된 네 개의 하이브리드 궤도가 형성됩니다. 즉, 109 0 28 "의 각도에 위치합니다. 이 공간 위치를 사면체라고합니다. 이러한 구조는 다음과 같이 알려져 있습니다. NH 3, H 2 O 분자 및 일반적으로 기간 II의 요소에 대한 공간에서의 개략적인 모습은 다음 그림에 표시될 수 있습니다.

쌀. 10. 암모니아 분자 내 결합의 공간적 배열,

비행기에 투영되었습니다.

sp 3 혼성화로 인한 사면체 결합의 형성은 다음과 같이 나타낼 수 있습니다(그림 11).

쌀. 11. sp 3 혼성화 동안 사면체 결합의 형성.

sp 3 혼성화 동안 사면체 결합의 형성이 그림에 나와 있습니다. 12.

그림 12. sp 3 동안 사면체 결합 형성 - CCl 4 분자로의 혼성화

혼성화는 s- 및 p-오비탈에만 관련된 것이 아닙니다. III 이후의 주기의 입체화학적 요소를 설명하기 위해서는 s-, p-, d-오비탈을 포함하는 혼성 오비탈을 동시에 구성하는 것이 필요해진다.

공유결합을 가진 물질은 다음과 같습니다:

1. 유기화합물

2. 할로겐 원자 쌍뿐만 아니라 수소, 질소 및 산소 원자 쌍 사이에 결합이 형성되는 고체 및 액체 물질, 예를 들어 H 2;

3. VI족 원소(예: 텔루르의 나선형 사슬), V족 원소(예: 비소), IV족 원소(다이아몬드, 규소, 게르마늄)

4. 8-N 규칙을 따르는 화합물(예: InSb, CdS, GaAs, CdTe), 이를 형성하는 원소가 멘델레예프 주기율표의 II-VI, III-V족에 위치할 때.

안에 고체공유 결합을 사용하면 동일한 물질에 대해 다양한 결정 구조가 형성될 수 있으며 결합 에너지는 거의 동일합니다. 예를 들어, ZnS 구조는 입방체(아연 혼합) 또는 육각형(부르츠광)일 수 있습니다. 아연 혼합물과 우르츠광에서 가장 가까운 이웃의 배열은 동일하며, 이 두 구조의 에너지에 있어서 유일하고 약간의 차이는 가장 가까운 원자 다음에 오는 원자의 배열에 의해 결정됩니다. 일부 물질의 이러한 능력을 동소체 또는 다형성이라고 합니다. 동소성의 또 다른 예는 순수 입방체에서 육각형까지 다양한 구조의 다수의 다결정체를 갖는 탄화규소입니다. ZnS, SiC의 이러한 수많은 결정질 변형은 실온에서 존재합니다.

이온 결합

이온 결합은 반대 전하(예: +와 -)를 갖는 이온 사이의 정전기적 인력입니다.

이온 결합에 대한 아이디어는 V. Kossel의 아이디어를 기반으로 형성되었습니다. 그는 두 원자가 상호작용할 때 그 중 하나는 포기하고 다른 하나는 전자를 받아들인다고 제안했습니다(1916). 따라서 하나 이상의 전자가 한 원자에서 다른 원자로 이동한 결과 이온 결합이 형성됩니다. 예를 들어, 염화나트륨에서는 나트륨 원자에서 염소 원자로 전자가 이동하여 이온 결합이 형성됩니다. 이러한 이동의 결과로 +1 전하를 갖는 나트륨 이온과 -1 전하를 갖는 염소 이온이 형성됩니다. 그들은 정전기력에 의해 서로 끌어당겨 안정된 분자를 형성합니다. Kossel이 제안한 전자 이동 모델을 통해 불화리튬, 산화칼슘, 산화리튬과 같은 화합물의 형성을 설명할 수 있습니다.

가장 일반적인 이온 화합물은 주기율표의 I족과 II족에 속하는 금속 양이온과 VI족과 VII족에 속하는 비금속 원소의 음이온으로 구성됩니다.

이온성 화합물의 형성 용이성은 구성 양이온과 음이온의 형성 용이성에 따라 달라집니다. 형성 용이성이 높을수록 이온화 에너지가 낮을수록 전자를 주는 원자(전자 공여체)가 되고, 전자를 받는 원자(전자 수용체)는 전자에 대한 친화력이 커집니다. 전자 친화력전자를 받아들이는 원자의 능력을 측정하는 것입니다. 이는 1몰의 원자로부터 1몰의 단일 전하 음이온이 형성될 때 발생하는 에너지 변화로 정량적으로 정의됩니다. 이것이 소위 "첫 번째 전자 친화력"이라는 개념입니다. 두 번째 전자 친화력은 단일 전하 음이온 1몰에서 2가 전하 음이온 1몰이 형성될 때 발생하는 에너지 변화입니다. 이러한 개념, 즉 이온화 에너지와 전자 친화도는 기체 물질을 의미하며 기체 상태의 원자와 이온의 특성을 나타냅니다. 그러나 대부분의 이온성 화합물은 고체 상태에서 가장 안정적이라는 점을 명심해야 합니다. 이러한 상황은 고체 상태의 결정 격자가 존재하기 때문에 설명됩니다. 질문이 생깁니다. 결국 이온 화합물이 기체 상태가 아닌 결정 격자 형태로 더 안정적인 이유는 무엇입니까? 이 질문에 대한 답은 정전기 모델을 기반으로 결정 격자의 에너지를 계산하는 것입니다. 이 외에도 이 계산은 이온 결합 이론에 대한 테스트이기도 합니다.

결정 격자의 에너지를 계산하려면 기체 이온의 형성으로 결정 격자가 파괴되는 데 소요되는 작업을 결정해야 합니다. 계산에는 인력과 반발력의 개념이 사용됩니다. 단일 전하 이온 상호 작용의 위치 에너지에 대한 표현은 인력 에너지와 반발 에너지를 합산하여 얻습니다.

E \u003d E inc + E 출력 (1).

E prit로서 NaCl 화합물의 경우 Na + 및 Cl -과 같이 반대 부호 이온의 쿨롱 인력 에너지가 사용됩니다.

E int \u003d -e 2 / 4πε 0 r (2),

왜냐하면 채워진 전자 껍질의 전자 전하 분포가 구형 대칭이기 때문입니다. 음이온과 양이온의 채워진 껍질이 겹칠 때 파울리 원리로 인해 발생하는 반발력으로 인해 이온이 접근할 수 있는 거리가 제한됩니다. 반발 에너지는 핵간 거리에 따라 급격히 변하며 다음 두 가지 대략적인 표현으로 쓸 수 있습니다.

E otm \u003d A / rn (n≒12) (3)

E otm \u003d B ∙ exp (-r / ρ) (4),

여기서 A와 B는 상수, r은 이온 사이의 거리, ρ는 매개변수(특성 길이)입니다.

이러한 표현 중 어느 것도 반발을 일으키는 복잡한 양자역학적 과정에 해당하지 않는다는 점에 유의해야 합니다.

이러한 공식의 근사치에도 불구하고 NaCl, KCl, CaO와 같은 이온 화합물 분자의 화학 결합을 정확하게 계산하고 설명할 수 있습니다.

왜냐하면 전기장이온은 구형 대칭을 가지므로(그림 13), 공유 결합과 달리 이온 결합에는 방향이 없습니다. 서로 반대로 전하를 띤 두 이온의 상호 작용은 이온 핵의 중심을 연결하는 방향에서만 반발력에 의해 보상되며, 다른 방향에서는 이온의 전기장이 보상되지 않습니다. 따라서 다른 이온과 상호작용할 수 있습니다. 따라서 이온 결합에는 포화가 없습니다.

쌀. 13. 정전기장의 구형 대칭

반대로 청구된 요금.

이온 결합의 방향성이 없고 포화되지 않기 때문에 각 이온이 다음으로 둘러싸여 있을 때 에너지적으로 가장 유리합니다. 최대 수반대 부호의 이온. 이로 인해 이온성 화합물의 가장 바람직한 존재 형태는 결정이다. 예를 들어, NaCl 결정에서 각 양이온은 가장 가까운 이웃으로 6개의 음이온을 갖습니다.

기체 상태의 고온에서만 이온 화합물이 결합되지 않은 분자 형태로 존재합니다.

이온 화합물에서 배위수는 공유 결합 화합물처럼 원자의 전자 구조의 특성에 의존하지 않고 이온 크기의 비율에 의해 결정됩니다. 비율로는 이온 반경 0.41 - 0.73 범위 내에서 이온의 팔면체 배위가 관찰되며 비율은 0.73-1.37 - 입방 배위 등입니다.

따라서 정상적인 조건에서 이온 화합물은 결정질 물질입니다. NaCL, CsCl과 같은 2이온 분자의 개념은 적용되지 않습니다. 각 결정은 수많은 이온으로 구성됩니다.

이온 결합은 원자의 유효 전하가 1에 가까운 제한 극성 결합으로 표시될 수 있습니다. 순수 공유 비극성 결합의 경우 원자의 유효 전하는 0입니다. 실제 물질에서는 순수한 이온 결합과 순수한 공유 결합이 거의 없습니다. 대부분의 화합물은 비극성 공유 결합과 극성 이온 사이의 중간 결합 특성을 가지고 있습니다. 즉, 이들 화합물에서 공유 결합은 부분적으로 이온 특성을 갖습니다. 실제 물질의 이온 결합과 공유 결합의 특성은 그림 14에 나와 있습니다.

쌀. 14. 결합의 이온성과 공유성.

결합의 이온 성질의 비율을 이온성 정도라고 합니다. 이는 분자 내 원자의 유효 전하를 특징으로 합니다. 이온성의 정도는 구성 원자의 전기 음성도 차이가 증가함에 따라 증가합니다.

금속 연결

금속 원자에서는 외부 원자가 전자가 비금속 원자보다 훨씬 약하게 유지됩니다. 이로 인해 충분히 오랜 기간 동안 개별 원자와 전자의 연결이 끊어지고 사회화가 발생합니다. 외부 전자의 사회화된 앙상블이 형성됩니다. 이러한 전자 시스템의 존재는 유사한 전하에도 불구하고 양이온 금속 이온을 가까운 상태로 유지하는 힘의 출현으로 이어집니다. 이러한 결합을 금속 결합이라고 합니다. 이러한 결합은 금속에만 특징적이며 물질의 고체 및 액체 상태로 존재합니다. 금속 결합은 화학 결합의 한 유형입니다. 이는 원자와의 연결을 잃어 자유 전자라고 불리는 외부 전자의 사회화를 기반으로 합니다(그림 15).

쌀. 15. 금속 연결.

존재 증명 금속 결합다음과 같은 사실입니다. 모든 금속에는 높은 열전도율그리고 자유 전자의 존재에 의해 제공되는 높은 전기 전도성. 또한 동일한 상황이 빛 조사에 대한 금속의 우수한 반사율, 광채 및 불투명도, 높은 연성, 양성을 결정합니다. 온도 계수전기 저항.

금속 결정 격자의 안정성은 이온 및 공유 결합과 같은 유형의 결합으로는 설명할 수 없습니다. 결정 격자의 노드에 위치한 금속 원자 사이의 이온 결합은 동일한 전하를 갖기 때문에 불가능합니다. 각 원자가 8~12개의 가장 가까운 이웃을 갖고 있고 너무 많은 공유 전자쌍을 통한 공유 결합의 형성이 알려져 있지 않기 때문에 금속 원자 사이의 공유 결합도 일어날 가능성이 없습니다.

금속 구조는 원자 배열이 다소 드물고(핵간 거리가 큼) 특징이 있습니다. 큰 숫자결정 격자의 각 원자의 가장 가까운 이웃. 표 1에는 세 가지 일반적인 금속 구조가 나열되어 있습니다.

1 번 테이블

가장 일반적인 세 ​​가지 금속 구조의 특성

우리는 각 원자가 많은 수의 결합 형성에 참여한다는 것을 알 수 있습니다(예: 8개의 원자). 이렇게 많은 수의 결합(8개 또는 12개의 원자 포함)은 동시에 공간에 국한될 수 없습니다. 통신은 각 원자의 외부 전자의 진동 운동의 공명으로 인해 수행되어야하며 그 결과 전자 가스의 형성과 함께 결정의 모든 외부 전자의 집합화가 발생합니다. 많은 금속에서는 금속 결합을 형성하기 위해 각 원자에서 하나의 전자를 취하는 것으로 충분합니다. 이것이 바로 외부 껍질에 전자가 하나만 있는 리튬에서 관찰되는 현상입니다. 리튬 결정은 전자 가스로 둘러싸인 Li + 이온(반경 0.068 nm의 공)의 격자입니다.

쌀. 16. 다양한 방식크리스탈 패킹: a-육각형 밀착 패킹; b - 면심 입방 패킹; B-큐빅 패킹.

금속 결합과 공유 결합 사이에는 유사점이 있습니다. 두 가지 유형의 결합 모두 원자가 전자의 사회화에 기반을 두고 있다는 사실에 있습니다. 그러나 공유 결합은 인접한 두 원자만 연결하며, 공유 전자는 연결된 원자에 매우 근접해 있습니다. 금속 결합에서는 여러 원자가 원자가 전자의 사회화에 참여합니다.

따라서 금속 결합의 개념은 전자 가스로 채워진 이온 사이에 큰 간격이 있는 양으로 하전된 이온 코어 세트로서의 금속 개념과 불가분의 관계가 있으며 거시적 수준에서 시스템은 전기적으로 중성을 유지합니다.

위에서 논의한 화학 결합 유형 외에도 분자간 결합에는 수소 결합, 반 데르 발스 상호 작용, 공여체-수용체 상호 작용 등 다른 유형의 결합이 있습니다.

분자의 공여자-수용체 상호작용

한 원자의 2전자 구름과 다른 원자의 자유 궤도로 인해 공유 결합이 형성되는 메커니즘을 공여체-수용체라고 합니다. 의사소통을 위해 2개의 전자 구름을 제공하는 원자나 입자를 기증자라고 합니다. 이 전자쌍을 받아들이는 자유 궤도를 가진 원자나 입자를 수용체라고 합니다.

분자간 상호 작용의 주요 유형. 수소 결합

원자가 포화 분자 사이, 입자 크기를 초과하는 거리에서 분자간 인력의 정전기력이 나타날 수 있습니다. 이를 반 데르 발스 힘이라고 합니다. 반 데르 발스 상호작용은 항상 밀접하게 배치된 원자 사이에 존재하지만 더 강한 결합 메커니즘이 없는 경우에만 중요한 역할을 합니다. 0.2eV/원자의 특성 에너지를 갖는 이러한 약한 상호작용은 중성 원자 사이와 분자 사이에서 발생합니다. 상호 작용의 이름은 반 데르 발스의 이름과 관련이 있습니다. 가스 분자 사이의 약한 상호 작용을 고려하여 상태 방정식이 방정식보다 실제 가스의 특성을 훨씬 더 잘 설명한다고 처음 제안한 사람이 바로 그 사람이었기 때문입니다. 이상기체의 상태. 그러나 이 인력의 본질은 1930년 런던에 의해서만 설명되었습니다. 현재 방향성, 유도성, 분산성(런던 효과) 등 세 가지 유형의 상호작용이 반데르발스 인력에 기인합니다. 반 데르 발스 인력 에너지는 방향, 유도 및 분산 상호 작용의 합에 의해 결정됩니다.

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

방향 상호 작용(또는 쌍극자-쌍극자 상호 작용)은 극성 분자 사이에 나타나며, 접근할 때 반대 극을 사용하여 서로를 향해 회전(방향 지정)하여 분자 시스템의 위치 에너지가 최소화됩니다. 배향 상호작용의 에너지가 더 중요할수록 분자 μ의 쌍극자 모멘트가 커지고 분자 사이의 거리 l이 작아집니다.

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

여기서 ε 0은 전기 상수입니다.

유도 상호 작용은 주변 쌍극자에 의한 분자의 분극 과정과 관련됩니다. 더 중요할수록 비극성 분자의 분극도 α가 높아지고 극성 분자의 쌍극자 모멘트 μ가 커집니다.

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

비극성 분자의 분극성 α는 입자의 변형과 연관되어 있기 때문에 변형 분극성이라고 불리는 반면, μ는 이전 위치에 대한 전자 구름과 핵의 변위를 나타냅니다.

분산 상호작용(런던 효과)은 구조와 극성에 관계없이 모든 분자에서 발생합니다. 전자 구름과 핵의 전하 무게 중심의 순간적인 불일치로 인해 순간 쌍극자가 형성되어 다른 입자에 순간 쌍극자가 유도됩니다. 순간 쌍극자의 운동이 조정됩니다. 결과적으로 이웃한 입자들은 상호 끌어당김을 경험하게 됩니다. 분산 상호작용 에너지는 이온화 에너지 E I 및 분자 α의 분극화도에 따라 달라집니다.

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

수소 결합은 원자가와 분자간 상호 작용 사이의 중간 특성을 갖습니다. 수소 결합 에너지는 8-80 kJ/mol로 낮지만 반 데르 발스 상호 작용 에너지보다 높습니다. 수소 결합은 물, 알코올, 산과 같은 액체의 특징이며 양극으로 극성이 지정된 수소 원자로 인해 발생합니다. 크기가 작고 내부 전자가 없기 때문에 모든 화합물의 액체에 존재하는 수소 원자는 공유 결합되지 않은 다른 분자 또는 동일한 분자의 음 극성 원자와 추가 상호 작용을 할 수 있습니다.

A δ- - H δ+ .... A δ- - H δ+ .

즉, 분자의 연합이 있습니다. 분자의 결합은 휘발성 감소, 끓는점 및 증발열 증가, 액체의 점도 및 유전 상수 증가로 이어집니다.

물은 분자의 산소 원자에 2개의 수소 원자와 2개의 비공유 전자쌍을 갖고 있기 때문에 수소 결합 형성에 특히 적합한 물질입니다. 이로 인해 분자의 높은 쌍극자 모멘트(μ D = 1.86 D)와 4개의 수소 결합(2개는 양성자 기증자, 2개는 양성자 수용체)을 형성하는 능력이 발생합니다.

(H 2 O .... N - O ... H 2 O) 2 번.

실험을 통해 세 번째 및 후속 기간 요소의 일련의 수소 화합물의 분자량 변화에 따라 끓는점이 증가하는 것으로 알려져 있습니다. 이 패턴을 물에 적용하면 끓는점은 100 0 C가 아니라 280 0 C 여야합니다. 이 모순은 물에 수소 결합이 존재 함을 확인합니다.

실험에 따르면 분자 결합은 액체, 특히 고체 물에서 형성됩니다. 얼음에는 사면체 결정 격자가 있습니다. 사면체의 중심에는 물 분자 하나의 산소 원자가 있고, 네 개의 꼭지점에는 가장 가까운 이웃과 수소 결합으로 연결된 이웃 분자의 산소 원자가 있습니다. 액체 물에서는 수소 결합이 부분적으로 끊어지고 구조상 분자 결합과 자유 분자 사이에 동적 평형이 관찰됩니다.

원자가 결합 방법

원자가 결합 또는 국지화된 전자쌍 이론은 분자의 각 원자 쌍이 하나 이상의 공유 전자쌍에 의해 서로 결합되어 있다고 가정합니다. 원자가 결합 이론의 표현에서 화학 결합은 두 원자 사이에 국한됩니다. 즉, 2중심과 2전자입니다.

원자가채권의 방법은 다음과 같은 주요 조항을 기반으로 합니다.

분자의 각 원자 쌍은 하나 이상의 공유 전자쌍에 의해 함께 유지됩니다.

단일 공유 결합은 결합 원자의 원자가 궤도에 위치한 역평행 스핀을 갖는 두 개의 전자에 의해 형성됩니다.

결합이 형성되면 전자의 파동함수가 겹쳐 원자 사이의 전자 밀도가 증가하고 시스템의 전체 에너지가 감소합니다.

"화학 결합" - 격자를 이온으로 파괴하는 에너지 _Ecool = Ures. MO 방법의 주요 조항. 원자 AO 유형이 겹칩니다. 원자 궤도 s와 s pz 및 pz px 및 px의 조합으로 MO를 결합하고 풀 수 있습니다. H?C? C-H. ? - 반발 계수. 케프 =. 아오. 화학 결합의 기본 이론.

"화학 결합의 유형" - 이온 결합을 가진 물질은 이온 결정 격자를 형성합니다. 원자. 전기 음성도. MOU lyceum No18 화학 교사 Kalinina L.A. 이온. 예: Na1+ 및 Cl1-, Li1+ 및 F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) . e - 결합하면 이온이 음으로 충전됩니다. 원자 프레임은 강도가 높습니다.

"멘델레예프의 삶" - 7월 18일 D.I. Mendeleev는 토볼스크 체육관을 졸업했습니다. 1850년 8월 9일 - 1855년 6월 20일, 본교에서 공부하는 동안 교육학 연구소. “이름을 모르면 사물에 대한 지식이 사라질 것입니다” K. Liney. D.I. Mendeleev의 삶과 일. 과학자의 아버지인 이반 파블로비치 멘델레예프(1783~1847). 주기율의 발견.

"화학 결합의 유형" - H3N. Al2O3. 물질의 구조. H2S. MgO. H2. Cu. MgS.CS2. I. 물질의 공식을 작성하세요: 1.c K.N.S. 2.K.P.S와 함께 3. I.S와 함께 K.N.S. NaF. C.K.P.S. 화학 결합의 유형을 결정하십시오. 다음 계획에 해당하는 분자는 무엇입니까? A ​​A ?

"Mendeleev" - Dobereiner의 삼합체 요소. 가스. 일하다. 삶과 과학적 성취. 요소의 주기적 시스템(긴 형식)입니다. 뉴랜즈의 옥타브 법칙. 과학 활동. 솔루션. 삶의 새로운 단계. Mendeleev의 요소 시스템의 두 번째 버전입니다. L. Meyer의 요소 표의 일부입니다. 주기율의 발견(1869).

"멘델레예프의 삶과 업적" - 과학자의 아버지 이반 파블로비치 멘델레예프(1783 - 1847). 1834년 1월 27일(2월 6일) - D.I. Mendeleev는 시베리아의 토볼스크 시에서 태어났습니다. 1907년 1월 20일(2월 2일) D.I. Mendeleev는 심부전으로 사망했습니다. 디. Menedeleev (카자흐스탄 남부 지역, Shymkent시). 산업. 1849년 7월 18일 D.I. Mendeleev는 토볼스크 체육관을 졸업했습니다.

화학 결합의 특성

화학 결합의 교리는 모든 이론 화학의 기초입니다. 화학 결합은 원자를 분자, 이온, 라디칼, 결정으로 결합시키는 원자의 상호 작용입니다. 화학 결합에는 네 가지 유형이 있습니다. 이온, 공유, 금속 및 수소. 동일한 물질에도 다양한 유형의 결합이 포함될 수 있습니다.

1. 염기에서: 하이드록소 그룹의 산소와 수소 원자 사이의 결합은 극성 공유 결합이고, 금속과 하이드록소 그룹 사이의 결합은 이온성입니다.

2. 산소 함유 산의 염: 비금속 원자와 산 잔류물의 산소 사이 - 공유 극성, 금속과 산 잔류물 사이 - 이온성.

3. 암모늄, 메틸암모늄 등의 염에서 질소와 수소 원자 사이 - 공유 극성, 암모늄 또는 메틸암모늄 이온과 산 잔류물 사이 - 이온성.

4. 금속 과산화물(예: Na2O2)에서 산소 원자 사이의 결합은 비극성 공유 결합이고, 금속과 산소 사이는 이온 결합 등입니다.

모든 유형과 종류의 화학 결합이 통일된 이유는 동일한 화학적 성질, 즉 전자-핵 상호 작용 때문입니다. 어떤 경우에도 화학 결합의 형성은 에너지 방출을 수반하는 원자의 전자-핵 상호 작용의 결과입니다.

공유 결합 형성 방법

공유 화학 결합- 이것은 공통 전자쌍의 형성으로 인해 원자 사이에 발생하는 결합입니다.

공유결합 화합물은 일반적으로 가스, 액체 또는 상대적으로 녹는점이 낮은 고체입니다. 드문 예외 중 하나는 3,500°C 이상에서 녹는 다이아몬드입니다. 이는 개별 분자의 집합이 아니라 공유 결합된 탄소 원자의 연속 격자인 다이아몬드의 구조 때문입니다. 사실 모든 다이아몬드 결정은 크기에 관계없이 하나의 거대한 분자입니다.

두 개의 비금속 원자의 전자가 서로 결합할 때 공유 결합이 발생합니다. 생성된 구조를 분자라고 합니다.

그러한 유대의 형성 메커니즘은 교환 및 기증자-수용자일 수 있습니다.

대부분의 경우 공유 결합된 두 원자는 서로 다른 전기 음성도를 가지며 공유 전자는 두 원자에 동일하게 속하지 않습니다. 대부분의 경우 그들은 다른 원자보다 한 원자에 더 가깝습니다. 예를 들어, 염화수소 분자에서 공유 결합을 형성하는 전자는 전기 음성도가 수소보다 높기 때문에 염소 원자에 더 가깝게 위치합니다. 그러나 전자를 끌어당기는 능력의 차이는 수소 원자에서 염소 원자로 전자가 완전히 전달될 정도로 크지 않습니다. 따라서 수소와 염소 원자 사이의 결합은 이온 결합(완전 전자 전달)과 비극성 공유 결합(두 원자 사이 전자쌍의 대칭 배열) 사이의 교차로 볼 수 있습니다. 원자의 부분 전하는 그리스 문자 δ로 표시됩니다. 이러한 결합을 극성 공유 결합이라고 하며, 염화수소 분자는 극성, 즉 양전하를 띤 말단(수소 원자)과 음전하를 띤 말단(염소 원자)을 가지고 있다고 합니다.

1. 교환 메커니즘은 원자가 짝을 이루지 않은 전자를 결합하여 공통 전자쌍을 형성할 때 작동합니다.

1) H 2 - 수소.

결합은 수소 원자의 s-전자에 의한 공통 전자쌍의 형성(s-궤도의 중첩)으로 인해 발생합니다.

2) HCl - 염화수소.

결합은 s-전자와 p-전자의 공통 전자쌍(s-p-오비탈이 겹치는)의 형성으로 인해 발생합니다.

3) Cl 2: 염소 분자에서는 짝을 이루지 않은 p-전자(p-p-오비탈이 겹쳐짐)로 인해 공유 결합이 형성됩니다.

4) N ​​2: 질소 분자에서는 원자 사이에 세 개의 공통 전자쌍이 형성됩니다.

공유 결합 형성의 공여체-수용체 메커니즘

기증자전자쌍을 갖고 있다 수용체- 이 쌍이 차지할 수 있는 자유 궤도. 암모늄 이온에서 수소 원자와의 네 가지 결합은 모두 공유 결합입니다. 세 개는 교환 메커니즘에 의해 질소 원자와 수소 원자에 의한 공통 전자쌍이 생성되어 형성되었으며, 하나는 공여체-수용체 메커니즘에 의해 형성되었습니다. 공유 결합은 전자 궤도가 겹치는 방식과 결합된 원자 중 하나로의 이동에 따라 분류됩니다. 결합선을 따라 전자 궤도가 겹쳐서 형성된 화학 결합을 화학 결합이라고 합니다. σ -사이(시그마 채권). 시그마 결합은 매우 강합니다.

p-궤도는 두 영역에서 겹쳐서 측면 중첩으로 인해 공유 결합을 형성할 수 있습니다.

통신선 외부, 즉 두 영역에서 전자 궤도가 "측면"으로 겹쳐서 형성된 화학 결합을 파이 결합이라고 합니다.

공통 전자쌍이 결합된 원자 중 하나로 변위되는 정도에 따라 공유 결합은 극성 및 비극성이 될 수 있습니다. 동일한 전기 음성도를 갖는 원자 사이에 형성된 공유 화학 결합을 비극성이라고 합니다. 원자는 동일한 전기 음성도(다른 원자의 원자가 전자를 끌어당기는 특성)를 갖기 때문에 전자쌍은 어떤 원자로도 옮겨지지 않습니다. 예를 들어,

즉, 분자는 공유 비극성 결합을 통해 형성됩니다. 단순 물질- 비금속. 전기 음성도가 다른 원소의 원자 사이의 공유 화학 결합을 극성이라고 합니다.

예를 들어 NH3는 암모니아입니다. 질소는 수소보다 전기음성도가 더 큰 원소이므로 공유 전자쌍은 수소의 원자 쪽으로 옮겨집니다.

공유결합의 특성: 결합 길이와 에너지

공유 결합의 특징적인 특성은 길이와 에너지입니다. 결합 길이는 원자핵 사이의 거리입니다. 화학적 결합은 길이가 짧을수록 강해집니다. 그러나 결합 강도의 척도는 결합 에너지이며, 이는 결합을 끊는 데 필요한 에너지의 양에 의해 결정됩니다. 일반적으로 kJ/mol 단위로 측정됩니다. 따라서 실험 데이터에 따르면 H 2 , Cl 2 및 N 2 분자의 결합 길이는 각각 0.074, 0.198 및 0.109 nm이고 결합 에너지는 각각 436, 242 및 946 kJ/mol입니다.

이온. 이온 결합

원자가 옥텟 규칙을 따르는 데에는 두 가지 주요 가능성이 있습니다. 첫 번째는 이온 결합의 형성입니다. (두 번째는 공유 결합의 형성이며, 이에 대해서는 아래에서 설명합니다.) 이온 결합이 형성되면 금속 원자는 전자를 잃고 비금속 원자는 전자를 얻습니다.

두 원자, 즉 I족의 금속 원자와 VII족의 비금속 원자가 "만난다"고 상상해 보십시오. 금속 원자는 외부 에너지 준위에 단일 전자를 갖고 있는 반면, 비금속 원자는 외부 에너지 준위를 완성하는 데 단 하나의 전자만 부족합니다. 첫 번째 원자는 핵에서 멀리 떨어져 있고 핵과 약하게 결합되어 있는 전자를 두 번째 원자에게 쉽게 넘겨주고, 두 번째 원자는 외부 전자 수준에서 자유로운 위치를 제공합니다. 그런 다음 음전하 중 하나가 박탈 된 원자는 양전하 입자가되고 두 ​​번째 원자는 수신 된 전자로 인해 음전하 입자로 변합니다. 이러한 입자를 이온이라고 합니다.

이것은 이온 사이에서 발생하는 화학 결합입니다. 원자나 분자의 수를 나타내는 숫자를 계수라고 하고, 분자를 구성하는 원자나 이온의 수를 나타내는 숫자를 지수라고 합니다.

금속 연결

금속에는 특정 속성다른 물질의 성질과 다르다. 이러한 특성은 상대적으로 높은 융점, 빛을 반사하는 능력, 높은 열 및 전기 전도성입니다. 이러한 특징은 금속에 존재하기 때문입니다. 특별한 종류연결 - 금속 연결.

금속 결합 - 금속 결정의 양이온 사이의 결합으로, 결정을 통해 자유롭게 이동하는 전자의 인력으로 인해 수행됩니다. 외부 수준에 있는 대부분의 금속 원자에는 1, 2, 3의 적은 수의 전자가 포함되어 있습니다. 쉽게 헤어지다, 원자는 양이온으로 변환됩니다. 분리된 전자는 한 이온에서 다른 이온으로 이동하여 하나의 전체로 결합됩니다. 이온과 연결되어 이러한 전자는 일시적으로 원자를 형성한 다음 다시 분리되어 다른 이온과 결합합니다. 프로세스는 끝없이 발생하며 이를 개략적으로 설명하면 다음과 같습니다.

결과적으로, 금속 부피에서 원자는 지속적으로 이온으로 변환되고 그 반대도 마찬가지입니다. 사회화된 전자를 통해 이온 사이의 금속 결합을 금속성이라고 합니다. 금속 결합은 외부 전자의 사회화를 기반으로 하기 때문에 공유 결합과 일부 유사합니다. 그러나 공유 결합에서는 인접한 두 원자의 외부 짝을 이루지 않은 전자만 사회화되는 반면, 금속 결합에서는 모든 원자가 이러한 전자의 사회화에 참여합니다. 그렇기 때문에 공유 결합이 있는 결정은 부서지기 쉬운 반면, 금속 결합이 있는 결정은 일반적으로 연성이 있고 전기 전도성이 있으며 금속 광택을 냅니다.

금속 결합은 순수 금속과 다양한 금속 혼합물(고체 및 액체 상태의 합금)의 특징입니다. 그러나 증기 상태에서는 금속 원자가 공유 결합으로 서로 결합되어 있습니다(예를 들어 나트륨 증기는 대도시의 거리를 밝히기 위해 노란색 등불을 채우는 데 사용됩니다). 금속 쌍은 개별 분자(단원자 및 이원자)로 구성됩니다.

금속 결합은 강도 면에서도 공유 결합과 다릅니다. 그 에너지는 공유 결합 에너지보다 3~4배 적습니다.

결합 에너지 - 물질 1몰을 구성하는 모든 분자의 화학 결합을 끊는 데 필요한 에너지입니다. 공유결합과 이온결합의 에너지는 일반적으로 높으며 100-800 kJ/mol 정도입니다.

수소 결합

사이의 화학 결합 한 분자의 양극화된 수소 원자(또는 그 일부) 및 전기음성도가 강한 원소의 음극성 원자부여된 전자쌍(F, O, N 및 덜 자주 S 및 Cl)을 갖는 또 다른 분자(또는 그 일부)를 수소라고 합니다. 수소결합 형성 메커니즘은 부분적으로는 정전기적이며, 부분적으로는 onor-acceptor 문자.

분자간 수소 결합의 예:

이러한 결합이 있으면 저분자량 물질이라도 정상적인 조건에서는 액체(알코올, 물)이거나 쉽게 액화되는 기체(암모니아, 불화수소)일 수 있습니다. 생체고분자(단백질(2차 구조))에는 카르보닐 산소와 아미노기의 수소 사이에 분자 내 수소 결합이 있습니다.

폴리뉴클레오티드 분자 - DNA(디옥시리보핵산)는 두 개의 뉴클레오티드 사슬이 수소 결합으로 서로 연결된 이중 나선입니다. 이 경우 상보성의 원리가 작동합니다. 즉, 퓨린과 피리미딘 염기로 구성된 특정 쌍 사이에 이러한 결합이 형성됩니다. 티민(T)은 아데닌 뉴클레오티드(A)에 대해 위치하고 시토신(C)은 구아닌에 대해 위치합니다. (G).

수소 결합을 가진 물질은 분자 결정 격자를 가지고 있습니다.

화학 결합에 대한 통일된 이론은 없으며 조건에 따라 화학 결합은 공유 결합(보편 결합 유형), 이온 결합(공유 결합의 특수한 경우), 금속 결합 및 수소 결합으로 구분됩니다.

공유결합

공유 결합의 형성은 교환, 기증자-수용자 및 여대(Lewis)의 세 가지 메커니즘에 의해 가능합니다.

에 따르면 교환 메커니즘공유 결합의 형성은 공통 전자쌍의 사회화로 인해 발생합니다. 이 경우 각 원자는 불활성 가스 껍질을 획득하는 경향이 있습니다. 완전한 외부 에너지 수준을 얻으십시오. 교환형 화학 결합의 형성은 루이스 공식을 사용하여 묘사되며, 원자의 각 원자가 전자는 점으로 표시됩니다(그림 1).

쌀. 1 교환 메커니즘에 의한 HCl 분자의 공유 결합 형성

원자구조 이론과 양자역학의 발달로 공유결합의 형성은 전자오비탈의 중첩으로 표현된다(그림 2).

쌀. 2. 전자구름의 중첩으로 인한 공유결합 형성

원자 궤도의 중첩이 클수록 결합은 강해지고 결합 길이는 짧아지며 에너지는 커집니다. 서로 다른 궤도를 겹쳐서 공유 결합을 형성할 수 있습니다. s-s, sp 오비탈과 d-d, p-p, d-p 오비탈이 사이드 로브에 의해 겹쳐서 결합이 형성됩니다. 두 원자의 핵을 연결하는 선에 수직으로 결합이 형성됩니다. 일-결합과 일-결합은 다음과 같은 특징을 갖는 다중(이중) 공유 결합을 형성할 수 있습니다. 유기물알켄, 알카디엔 등의 클래스. 1개 및 2개의 결합은 알킨(아세틸렌) 클래스의 유기 물질의 특징인 다중(삼중) 공유 결합을 형성합니다.

공유 결합의 형성 기증자-수용자 메커니즘암모늄 양이온의 예를 고려하십시오.

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1초 2 2초 2 2p 3

질소 원자에는 자유 고립 전자쌍(분자 내 화학 결합 형성에 관여하지 않는 전자)이 있고, 수소 양이온에는 자유 궤도가 있으므로 각각 전자 공여체와 전자 수용체가 됩니다.

염소 분자의 예를 사용하여 공유 결합 형성의 기본 메커니즘을 고려해 보겠습니다.

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

염소 원자는 자유 고립 전자쌍과 빈 궤도를 모두 가지므로 공여체와 수용체의 특성을 모두 나타낼 수 있습니다. 따라서 염소 분자가 형성되면 염소 원자 하나는 기증자로 작용하고 다른 하나는 수용체로 작용합니다.

기본 공유결합 특성포화(포화 결합은 원자가 원자가 능력이 허용하는 만큼의 전자를 자신에게 부착할 때 형성됩니다. 불포화 결합은 부착된 전자의 수가 원자의 원자가 능력보다 적을 때 형성됩니다) 지향성(이 값은 분자의 기하학적 구조 및 "원자각" 개념, 즉 결합 사이의 각도와 관련되어 있습니다).

이온 결합

순수한 이온 결합을 가진 화합물은 없지만, 이는 전체 전자 밀도가 전기 음성도가 더 높은 원소의 원자로 완전히 전이하여 원자의 안정적인 전자 환경이 생성되는 화학적으로 결합된 원자 상태로 이해됩니다. . 이온 결합은 반대로 하전된 이온(양이온 및 음이온) 상태에 있는 음전하 원소와 양전하 원소의 원자 사이에서만 가능합니다.

정의

이온전자를 원자에 분리하거나 부착하여 형성된 전기를 띤 입자라고 합니다.

전자를 전달할 때 금속과 비금속 원자는 핵 주위에 안정적인 전자 껍질 구성을 형성하는 경향이 있습니다. 비금속 원자는 핵 주위에 후속 불활성 기체 껍질을 생성하고, 금속 원자는 이전 불활성 기체 껍질을 생성합니다(그림 3).

쌀. 3. 염화나트륨 분자의 예를 이용한 이온 결합 형성

이온 결합이 순수한 형태로 존재하는 분자는 물질의 증기 상태에서 발견됩니다. 이온 결합은 매우 강하므로 이 결합을 가진 물질은 녹는점이 높습니다. 공유 결합과 달리 이온 결합은 지향성과 포화를 특징으로 하지 않습니다. 왜냐하면 이온에 의해 생성된 전기장은 구형 대칭으로 인해 모든 이온에 동일하게 작용하기 때문입니다.

금속 본드

금속 결합은 금속에서만 실현됩니다. 이는 단일 격자에 금속 원자를 보유하는 상호 작용입니다. 전체 부피에 속하는 금속 원자의 원자가 전자만이 결합 형성에 참여합니다. 금속에서 전자는 원자로부터 지속적으로 분리되어 금속 덩어리 전체를 이동합니다. 전자가 없는 금속 원자는 양으로 하전된 이온으로 변하며, 이는 움직이는 전자를 자신 쪽으로 끌어들이는 경향이 있습니다. 이러한 연속적인 과정은 금속 내부에 소위 "전자 가스"를 형성하여 모든 금속 원자를 단단히 결합시킵니다(그림 4).

금속 결합은 강하므로 금속의 특징은 다음과 같습니다. 열녹고, "전자 가스"의 존재는 금속에 전성과 연성을 부여합니다.

수소 결합

수소결합은 특정한 분자간 상호작용이기 때문에 그 발생과 강도는 물질의 화학적 성질에 따라 달라집니다. 전기 음성도가 높은 원자(O, N, S)에 수소 원자가 결합한 분자 사이에 형성됩니다. 수소 결합의 발생은 두 가지 이유에 달려 있습니다. 첫째, 전기 음성 원자와 관련된 수소 원자는 전자를 갖지 않아 다른 원자의 전자 구름으로 쉽게 도입될 수 있으며, 둘째, 원자가 s-궤도를 갖는 수소 원자는 음전기 원자의 비공유 전자쌍을 수용하고 공여체-수용체 메커니즘에 의해 결합을 형성할 수 있습니다.

1.알칼리토금속은

5) s-요소에

6) p- 요소로

7) d- 요소로

8) ~ f - 요소

2. 알칼리 토금속 원자는 외부 에너지 준위에서 얼마나 많은 전자를 포함합니까?

1) 하나 2) 둘 3) 셋 4) 넷

3. 에서 화학 반응알루미늄 원자 전시

3) 산화성 2) 산성

4) 3) 환원성 4) 기본성질

4. 칼슘과 염소의 상호작용은 다음과 같은 반응을 의미합니다.

1) 분해 2) 화합물 3) 치환 4) 교환

5. 중탄산나트륨의 분자량은 다음과 같습니다.

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

3. 철과 규소 중 어느 원자가 더 무겁고 몇 배나 더 무겁나요?

4. 수소, 산소, 염소, 구리, 다이아몬드(탄소) 등 단순 물질의 상대적 분자량을 결정합니다. 그들 중 어느 것이 이원자 분자로 구성되어 있고 어느 것이 원자로 구성되어 있는지 기억하십시오.
5. 다음 화합물의 상대 분자량을 계산하십시오. 이산화탄소 CO2 황산 H2SO4 설탕 C12H22O11 에틸 알코올 C2H6O CaCPO3 대리석
6. 과산화수소에는 산소 원자 하나에 수소 원자가 하나 있습니다. 상대 분자량이 34인 것으로 알려진 경우 과산화수소의 공식을 결정하십시오. 이 화합물에서 수소와 산소의 질량비는 얼마입니까?
7. 이산화탄소 분자는 산소 분자보다 몇 배 더 무겁습니까?

도와주세요, 8학년 과제.