Emner for Unified State Examination-kodifisereren: Kovalent kjemisk binding, dens varianter og dannelsesmekanismer. Kjennetegn på kovalente bindinger (polaritet og bindingsenergi). Ionebinding. Metallkobling. Hydrogenbinding

Intramolekylære kjemiske bindinger

La oss først se på bindingene som oppstår mellom partikler i molekyler. Slike forbindelser kalles intramolekylært.

Kjemisk forbindelse mellom atomer av kjemiske elementer har en elektrostatisk natur og dannes pga interaksjon av eksterne (valens) elektroner, i mer eller mindre grad holdt av positivt ladede kjerner bundne atomer.

Nøkkelbegrepet her er ELEKTRONEGATIVITET. Det er denne som bestemmer typen kjemisk binding mellom atomer og egenskapene til denne bindingen.

er et atoms evne til å tiltrekke seg (holde) utvendig(valens) elektroner. Elektronegativitet bestemmes av graden av tiltrekning av ytre elektroner til kjernen og avhenger først og fremst av atomets radius og ladningen til kjernen.

Elektronegativitet er vanskelig å fastslå entydig. L. Pauling kompilerte en tabell over relative elektronegativiteter (basert på bindingsenergiene til diatomiske molekyler). Det mest elektronegative elementet er fluor med mening 4 .

Det er viktig å merke seg at i forskjellige kilder kan du finne forskjellige skalaer og tabeller over elektronegativitetsverdier. Dette bør ikke være skremt, siden dannelsen av en kjemisk binding spiller en rolle atomer, og det er omtrent det samme i alle system.

Hvis ett av atomene i den kjemiske bindingen A:B tiltrekker elektroner sterkere, beveger elektronparet seg mot det. Jo mer elektronegativitetsforskjell atomer, jo mer skifter elektronparet.

Hvis elektronegativiteten til interagerende atomer er like eller omtrent like: EO(A)≈EO(B), så skifter ikke det vanlige elektronparet til noen av atomene: A: B. Denne forbindelsen kalles kovalent ikke-polar.

Hvis elektronegativiteten til de interagerende atomene er forskjellige, men ikke mye (forskjellen i elektronegativitet er omtrent fra 0,4 til 2: 0,4<ΔЭО<2 ), så blir elektronparet forskjøvet til ett av atomene. Denne forbindelsen kalles kovalent polar .

Hvis elektronegativiteten til interagerende atomer avviker betydelig (forskjellen i elektronegativitet er større enn 2: ΔEO>2), så blir ett av elektronene nesten fullstendig overført til et annet atom, med dannelsen ioner. Denne forbindelsen kalles ionisk.

Grunnleggende typer kjemiske bindinger − kovalent, ionisk Og metall kommunikasjon. La oss se nærmere på dem.

Kovalent kjemisk binding

Kovalent binding – det er en kjemisk binding , dannet pga dannelse av et felles elektronpar A:B . Dessuten to atomer overlapp atomorbitaler. En kovalent binding dannes ved interaksjon av atomer med en liten forskjell i elektronegativitet (vanligvis mellom to ikke-metaller) eller atomer av ett grunnstoff.

Grunnleggende egenskaper til kovalente bindinger

fokus,
metningsevne,
polaritet,
polariserbarhet.

Disse bindingsegenskapene påvirker de kjemiske og fysiske egenskapene til stoffer.

Kommunikasjonsretning karakteriserer den kjemiske strukturen og formen til stoffer. Vinklene mellom to bindinger kalles bindingsvinkler. For eksempel, i et vannmolekyl er bindingsvinkelen H-O-H 104,45 o, derfor er vannmolekylet polart, og i et metanmolekyl er bindingsvinkelen H-C-H 108 o 28′.

Metningsevne er atomers evne til å danne et begrenset antall kovalente kjemiske bindinger. Antall bindinger som et atom kan danne kalles.

Polaritet binding oppstår på grunn av ujevn fordeling av elektrontetthet mellom to atomer med forskjellig elektronegativitet. Kovalente bindinger deles inn i polare og upolare.

Polariserbarhet tilkoblinger er evnen til bindingselektroner til å skifte under påvirkning av et eksternt elektrisk felt(spesielt det elektriske feltet til en annen partikkel). Polariserbarhet avhenger av elektronmobilitet. Jo lenger elektronet er fra kjernen, jo mer mobilt er det, og følgelig er molekylet mer polariserbart.

Kovalent upolar kjemisk binding

Det er 2 typer kovalent binding - POLAR Og IKKE-POLAR .

Eksempel . La oss vurdere strukturen til hydrogenmolekylet H2. Hvert hydrogenatom i sitt ytre energinivå bærer 1 uparet elektron. For å vise et atom bruker vi Lewis-strukturen - dette er et diagram over strukturen til det ytre energinivået til et atom, når elektroner er indikert med prikker. Lewis-punktstrukturmodeller er ganske nyttige når du arbeider med elementer fra den andre perioden.

H. + . H = H:H

Dermed har et hydrogenmolekyl ett delt elektronpar og en H–H kjemisk binding. Dette elektronparet skifter ikke til noen av hydrogenatomene, pga Hydrogenatomer har samme elektronegativitet. Denne forbindelsen kalles kovalent ikke-polar .

Kovalent upolar (symmetrisk) binding er en kovalent binding dannet av atomer med lik elektronegativitet (vanligvis de samme ikke-metallene) og derfor med en jevn fordeling av elektrontetthet mellom atomkjernene.

Dipolmomentet til ikke-polare bindinger er 0.

Eksempler: H2 (H-H), O2 (O=O), S 8.

Kovalent polar kjemisk binding

Kovalent polar binding er en kovalent binding som oppstår mellom atomer med ulik elektronegativitet (som oftest, ulike ikke-metaller) og er karakterisert forskyvning delt elektronpar til et mer elektronegativt atom (polarisering).

Elektrontettheten flyttes til det mer elektronegative atomet - derfor vises en delvis negativ ladning (δ-) på det, og en delvis positiv ladning (δ+, delta +) vises på det mindre elektronegative atomet.

Jo større forskjell i elektronegativitet av atomer, jo høyere polaritet tilkoblinger og mer dipolmoment . Ytterligere tiltrekningskrefter virker mellom nabomolekyler og ladninger med motsatt fortegn, som øker styrke kommunikasjon.

Bindingspolaritet påvirker de fysiske og kjemiske egenskapene til forbindelser. Reaksjonsmekanismene og til og med reaktiviteten til nabobindinger avhenger av polariteten til bindingen. Polariteten til forbindelsen avgjør ofte molekyl polaritet og påvirker dermed direkte fysiske egenskaper som kokepunkt og smeltepunkt, løselighet i polare løsningsmidler.

Eksempler: HCl, CO 2, NH 3.

Mekanismer for dannelse av kovalente bindinger

Kovalente kjemiske bindinger kan oppstå ved to mekanismer:

1. Byttemekanisme dannelsen av en kovalent kjemisk binding er når hver partikkel gir ett uparet elektron for å danne et felles elektronpar:

EN . + . B= A:B

2. Kovalent bindingsdannelse er en mekanisme der en av partiklene gir et ensomt elektronpar, og den andre partikkelen gir en ledig orbital for dette elektronparet:

EN: + B= A:B

I dette tilfellet gir ett av atomene et ensomt elektronpar ( giver), og det andre atomet gir en ledig orbital for det paret ( akseptor). Som et resultat av dannelsen av begge bindingene avtar energien til elektronene, d.v.s. dette er gunstig for atomene.

En kovalent binding dannet av en donor-akseptormekanisme er ikke annerledes i egenskaper fra andre kovalente bindinger dannet av utvekslingsmekanismen. Dannelsen av en kovalent binding av donor-akseptormekanismen er typisk for atomer enten med et stort antall elektroner på det ytre energinivået (elektrondonorer), eller omvendt med et svært lite antall elektroner (elektronakseptorer). Valensevnen til atomer er diskutert mer detaljert i den tilsvarende delen.

En kovalent binding dannes av en donor-akseptormekanisme:

- i et molekyl karbonmonoksid CO(bindingen i molekylet er trippel, 2 bindinger dannes av utvekslingsmekanismen, en av donor-akseptor-mekanismen): C≡O;

- V ammoniumion NH4+, i ioner organiske aminer for eksempel i metylammoniumionet CH3-NH2+;

- V komplekse forbindelser, en kjemisk binding mellom sentralatomet og ligandgruppene, for eksempel i natriumtetrahydroksoaluminat Na-binding mellom aluminium og hydroksidioner;

- V salpetersyre og dens salter- nitrater: HNO 3, NaNO 3, i noen andre nitrogenforbindelser;

- i et molekyl ozon O3.

Grunnleggende egenskaper ved kovalente bindinger

Kovalente bindinger dannes vanligvis mellom ikke-metalliske atomer. Hovedkarakteristikkene til en kovalent binding er lengde, energi, mangfold og retning.

Multiplisitet av kjemisk binding

Multiplisitet av kjemisk binding - Dette antall delte elektronpar mellom to atomer i en forbindelse. Mangfoldet til en binding kan ganske enkelt bestemmes ut fra verdiene til atomene som danner molekylet.

For eksempel , i hydrogenmolekylet H 2 er bindingsmultiplisiteten 1, fordi Hvert hydrogen har bare 1 uparet elektron i sitt ytre energinivå, derfor dannes ett delt elektronpar.

I O 2 oksygenmolekylet er bindingsmultiplisiteten 2, fordi Hvert atom på det ytre energinivået har 2 uparrede elektroner: O=O.

I nitrogenmolekylet N2 er bindingsmultiplisiteten 3, fordi mellom hvert atom er det 3 uparrede elektroner på ytre energinivå, og atomene danner 3 felles elektronpar N≡N.

Lengde på kovalent binding

Kjemisk bindingslengde er avstanden mellom sentrene til kjernene til atomene som danner bindingen. Det bestemmes av eksperimentelle fysiske metoder. Bindingslengden kan estimeres tilnærmet ved å bruke additivitetsregelen, ifølge hvilken bindingslengden i AB-molekylet er omtrent lik halvparten av summen av bindingslengdene i molekylene A 2 og B 2:

Lengden på en kjemisk binding kan estimeres grovt etter atomradius danne et bånd, eller ved kommunikasjonsmangfold, hvis radiene til atomene ikke er veldig forskjellige.

Når radiene til atomene som danner en binding øker, vil bindingslengden øke.

For eksempel

Ettersom mangfoldet av bindinger mellom atomer øker (hvis atomradiene ikke avviker eller avviker bare litt), vil bindingslengden avta.

For eksempel . I serien: C–C, C=C, C≡C avtar bindingslengden.

Kommunikasjonsenergi

Et mål på styrken til en kjemisk binding er bindingsenergien. Kommunikasjonsenergi bestemt av energien som kreves for å bryte en binding og fjerne atomene som danner den bindingen i en uendelig stor avstand fra hverandre.

En kovalent binding er veldig slitesterk. Dens energi varierer fra flere titalls til flere hundre kJ/mol. Jo høyere bindingsenergi, jo større bindingsstyrke, og omvendt.

Styrken til en kjemisk binding avhenger av bindingslengden, bindingspolariteten og bindingsmangfoldet. Jo lengre en kjemisk binding, desto lettere er den å bryte, og jo lavere bindingsenergien er, jo lavere er dens styrke. Jo kortere den kjemiske bindingen er, jo sterkere er den, og jo større bindingsenergien.

For eksempel, i serien med forbindelser HF, HCl, HBr fra venstre til høyre, styrken til den kjemiske bindingen avtar, fordi Tilkoblingslengden øker.

Ionisk kjemisk binding

Ionebinding er en kjemisk binding basert på elektrostatisk tiltrekning av ioner.

Ioner dannes i prosessen med å akseptere eller donere elektroner av atomer. For eksempel holder atomer av alle metaller svakt elektroner fra det ytre energinivået. Derfor er metallatomer preget av restaurerende egenskaper- evne til å donere elektroner.

Eksempel. Natriumatomet inneholder 1 elektron på energinivå 3. Ved å enkelt gi det opp, danner natriumatomet det mye mer stabile Na+-ionet, med elektronkonfigurasjonen til edelgassen neon Ne. Natriumionet inneholder 11 protoner og bare 10 elektroner, så den totale ladningen til ionet er -10+11 = +1:

+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Eksempel. Et kloratom i sitt ytre energinivå inneholder 7 elektroner. For å oppnå konfigurasjonen av et stabilt inert argonatom Ar, må klor få 1 elektron. Etter tilsetning av et elektron dannes det et stabilt klorion, bestående av elektroner. Den totale ladningen til ionet er -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Merk:

Egenskapene til ioner er forskjellige fra egenskapene til atomer!
Stabile ioner kan ikke bare dannes atomer, men også grupper av atomer. For eksempel: ammoniumion NH 4 +, sulfation SO 4 2-, etc. Kjemiske bindinger dannet av slike ioner regnes også som ioniske;
Ionebindinger dannes vanligvis mellom hverandre metaller Og ikke-metaller(ikke-metallgrupper);

De resulterende ionene tiltrekkes på grunn av elektrisk tiltrekning: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

La oss visuelt oppsummere forskjellen mellom kovalente og ioniske bindingstyper:

Metallkobling er en forbindelse som dannes relativt frie elektroner mellom metallioner, danner et krystallgitter.

Metallatomer er vanligvis plassert på det ytre energinivået ett til tre elektroner. Radiene til metallatomer er som regel store - derfor gir metallatomer, i motsetning til ikke-metaller, opp sine ytre elektroner ganske lett, dvs. er sterke reduksjonsmidler.

Ved å donere elektroner blir metallatomer til positivt ladede ioner . De løsrevne elektronene er relativt frie beveger seg mellom positivt ladede metallioner. Mellom disse partiklene det oppstår en sammenheng, fordi delte elektroner holder metallkationer ordnet i lag sammen , og dermed skape en ganske sterk metall krystall gitter . I dette tilfellet beveger elektronene seg kontinuerlig kaotisk, d.v.s. Nye nøytrale atomer og nye kationer dukker stadig opp.

Intermolekylære interaksjoner

Separat er det verdt å vurdere interaksjonene som oppstår mellom individuelle molekyler i et stoff - intermolekylære interaksjoner . Intermolekylære interaksjoner er en type interaksjon mellom nøytrale atomer der ingen nye kovalente bindinger vises. Samspillskreftene mellom molekyler ble oppdaget av Van der Waals i 1869, og oppkalt etter ham Van dar Waals styrker. Van der Waals styrker er delt inn i orientering, induksjon Og dispersive . Energien til intermolekylære interaksjoner er mye mindre enn energien til kjemiske bindinger.

Orientering tiltrekningskrefter oppstå mellom polare molekyler (dipol-dipol interaksjon). Disse kreftene oppstår mellom polare molekyler. Induktive interaksjoner er interaksjonen mellom et polart molekyl og et ikke-polart. Et ikke-polart molekyl er polarisert på grunn av virkningen av et polart, som genererer ytterligere elektrostatisk tiltrekning.

En spesiell type intermolekylær interaksjon er hydrogenbindinger. - dette er intermolekylære (eller intramolekylære) kjemiske bindinger som oppstår mellom molekyler som har svært polare kovalente bindinger - H-F, H-O eller H-N. Hvis det er slike bindinger i et molekyl, vil det være mellom molekylene ekstra attraktive krefter .

Utdanningsmekanisme hydrogenbinding er delvis elektrostatisk og delvis donor-akseptor. I dette tilfellet er elektronpardonoren et atom av et sterkt elektronegativt element (F, O, N), og akseptoren er hydrogenatomene koblet til disse atomene. Hydrogenbindinger er preget av fokus i verdensrommet og metning

Hydrogenbindinger kan angis med prikker: H ··· O. Jo større elektronegativiteten til atomet koblet til hydrogen, og jo mindre størrelsen er, desto sterkere er hydrogenbindingen. Det er først og fremst typisk for tilkoblinger fluor med hydrogen , samt til oksygen og hydrogen , mindre nitrogen med hydrogen .

Hydrogenbindinger oppstår mellom følgende stoffer:

— hydrogenfluorid HF(gass, løsning av hydrogenfluorid i vann - flussyre), vann H 2 O (damp, is, flytende vann):

— løsning av ammoniakk og organiske aminer- mellom ammoniakk og vannmolekyler;

— organiske forbindelser hvor O-H eller N-H bindes: alkoholer, karboksylsyrer, aminer, aminosyrer, fenoler, anilin og dets derivater, proteiner, løsninger av karbohydrater - monosakkarider og disakkarider.

Hydrogenbinding påvirker de fysiske og kjemiske egenskapene til stoffer. Dermed gjør ytterligere tiltrekning mellom molekyler det vanskelig for stoffer å koke. Stoffer med hydrogenbindinger viser en unormal økning i kokepunktet.

For eksempel Som regel, med økende molekylvekt, observeres en økning i kokepunktet til stoffer. Imidlertid i en rekke stoffer H2O-H2S-H2Se-H2Te vi observerer ikke en lineær endring i kokepunktene.

Nemlig kl vannkokepunktet er unormalt høyt - ikke mindre enn -61 o C, som den rette linjen viser oss, men mye mer, +100 o C. Denne anomalien forklares av tilstedeværelsen av hydrogenbindinger mellom vannmolekyler. Derfor, under normale forhold (0-20 o C) er vann væske etter fasetilstand.

Ikke den minst viktige rollen på det kjemiske nivået av verdens organisasjon spilles av måten å koble strukturelle partikler og forbinde med hverandre. Det overveldende flertallet av enkle stoffer, nemlig ikke-metaller, har en kovalent upolar type binding, med unntak av metaller i sin rene form, som har en spesiell metode for binding, som realiseres gjennom deling av frie elektroner i krystallgitteret.

Typene og eksemplene som vil bli indikert nedenfor, eller mer presist, lokaliseringen eller delvis forskyvning av disse bindingene til en av bindingsdeltakerne forklares nøyaktig av den elektronegative egenskapen til et bestemt element. Forskyvningen skjer mot atomet den er sterkere for.

Kovalent upolar binding

"Formelen" for en kovalent ikke-polar binding er enkel - to atomer av samme natur kombinerer elektronene til deres valensskjell til et felles par. Et slikt par kalles delt fordi det tilhører likt begge deltakerne i bindingen. Det er takket være sosialiseringen av elektrontetthet i form av et elektronpar at atomer beveger seg inn i en mer stabil tilstand, siden de fullfører sitt ytre elektroniske nivå, og "oktetten" (eller "dubletten" i tilfellet med det enkle substans hydrogen H 2, den har en enkelt s-orbital, som krever to elektroner for å fullføre) er tilstanden til det ytre nivået som alle atomer tenderer til, siden fyllingen tilsvarer tilstanden med minimal energi.

Det er et eksempel på en ikke-polar kovalent binding i uorganiske stoffer og, uansett hvor rart det kan høres ut, også i organisk kjemi. Denne typen binding er iboende i alle enkle stoffer - ikke-metaller, bortsett fra edelgasser, siden valensnivået til et inert gassatom allerede er fullført og har en oktett av elektroner, noe som betyr at binding med en lignende ikke gir sans for det og er enda mindre energimessig gunstig. I organiske stoffer forekommer upolaritet i individuelle molekyler med en viss struktur og er betinget.

Kovalent polar binding

Eksemplet med en ikke-polar kovalent binding er begrenset til noen få molekyler av et enkelt stoff, mens dipolforbindelser, hvor elektrontettheten er delvis forskjøvet mot det mer elektronegative elementet, er de aller fleste. Enhver kombinasjon av atomer med forskjellige elektronegativitetsverdier produserer en polar binding. Spesielt er bindingene i organiske stoffer polare kovalente bindinger. Noen ganger er ioniske, uorganiske oksider også polare, og i salter og syrer dominerer den ioniske bindingstypen.

Den ioniske typen forbindelser blir noen ganger betraktet som et ekstremt tilfelle av polar binding. Hvis elektronegativiteten til ett av elementene er betydelig høyere enn det andre, blir elektronparet fullstendig forskjøvet fra bindingssenteret til det. Dette er hvordan separasjon til ioner skjer. Den som tar et elektronpar blir til et anion og får negativ ladning, og den som mister et elektron blir til en kation og blir positiv.

Eksempler på uorganiske stoffer med en kovalent ikke-polar type binding

Stoffer med en kovalent upolar binding er for eksempel alle binære gassmolekyler: hydrogen (H - H), oksygen (O = O), nitrogen (i molekylet er 2 atomer forbundet med en trippelbinding (N ≡ N)); væsker og faste stoffer: klor (Cl - Cl), fluor (F - F), brom (Br - Br), jod (I - I). Og også komplekse stoffer som består av atomer av forskjellige elementer, men med praktisk talt samme elektronegativitetsverdi, for eksempel fosforhydrid - PH 3.

Organiske og ikke-polare bindinger

Det er veldig tydelig at alt er komplekst. Spørsmålet oppstår: hvordan kan det være en upolar binding i et komplekst stoff? Svaret er ganske enkelt hvis du tenker litt logisk på det. Hvis elektronegativitetsverdiene til bundne elementer avviker litt og ikke danner en forbindelse, kan en slik binding betraktes som ikke-polar. Dette er nøyaktig situasjonen med karbon og hydrogen: alle C - H-bindinger i organisk materiale anses som ikke-polare.

Et eksempel på en ikke-polar kovalent binding er det enkleste metanmolekylet. Det består av ett karbonatom, som i henhold til sin valens er koblet med enkeltbindinger til fire hydrogenatomer. Faktisk er molekylet ikke en dipol, siden det ikke er noen lokalisering av ladninger i det, på noen måter på grunn av dets tetraedriske struktur. Elektrontettheten er jevnt fordelt.

Et eksempel på en ikke-polar kovalent binding forekommer i mer komplekse organiske forbindelser. Det realiseres på grunn av mesomeriske effekter, det vil si sekvensiell tilbaketrekking av elektrontetthet, som raskt falmer langs karbonkjeden. Således, i et heksakloretanmolekyl, er C-C-bindingen upolar på grunn av den jevne tilbaketrekkingen av elektrontetthet av seks kloratomer.

Andre typer tilkoblinger

I tillegg til kovalente bindinger, som for øvrig også kan oppstå gjennom donor-akseptor-mekanismen, finnes det ioniske, metalliske og hydrogenbindinger. Korte karakteristikker av de nest to er presentert ovenfor.

En hydrogenbinding er en intermolekylær elektrostatisk interaksjon som observeres hvis molekylet inneholder et hydrogenatom og et hvilket som helst annet atom som har enslige elektronpar. Denne typen binding er mye svakere enn de andre, men på grunn av at mange av disse bindingene kan dannes i stoffet, gir den et betydelig bidrag til egenskapene til forbindelsen.

Der ett av atomene ga fra seg et elektron og ble et kation, og det andre atomet aksepterte et elektron og ble et anion.

De karakteristiske egenskapene til en kovalent binding - retningsbestemt, metning, polaritet, polariserbarhet - bestemmer de kjemiske og fysiske egenskapene til forbindelser.

Retningen til forbindelsen bestemmes av stoffets molekylære struktur og den geometriske formen til molekylet. Vinklene mellom to bindinger kalles bindingsvinkler.

Mettbarhet er atomers evne til å danne et begrenset antall kovalente bindinger. Antall bindinger dannet av et atom er begrenset av antallet ytre atomorbitaler.

Polariteten til bindingen skyldes ujevn fordeling av elektrontetthet på grunn av forskjeller i elektronegativiteten til atomene. På dette grunnlaget deles kovalente bindinger inn i ikke-polare og polare (ikke-polare - et diatomisk molekyl består av identiske atomer (H 2, Cl 2, N 2) og elektronskyene til hvert atom er fordelt symmetrisk i forhold til disse atomene ; polar - et diatomisk molekyl består av atomer av forskjellige kjemiske elementer, og den generelle elektronskyen skifter mot et av atomene, og danner dermed en asymmetri i fordelingen av elektrisk ladning i molekylet, og genererer et dipolmoment i molekylet).

Polariserbarheten til en binding uttrykkes i forskyvningen av bindingselektronene under påvirkning av et eksternt elektrisk felt, inkludert det til en annen reagerende partikkel. Polariserbarhet bestemmes av elektronmobilitet. Polariteten og polariserbarheten til kovalente bindinger bestemmer reaktiviteten til molekyler mot polare reagenser.

To ganger nobelprisvinner L. Pauling påpekte imidlertid at «i noen molekyler er det kovalente bindinger på grunn av ett eller tre elektroner i stedet for et felles par». En kjemisk binding med ett elektron blir realisert i det molekylære hydrogenionet H 2 +.

Det molekylære hydrogenionet H2+ inneholder to protoner og ett elektron. Enkeltelektronet i det molekylære systemet kompenserer for den elektrostatiske frastøtningen av de to protonene og holder dem i en avstand på 1,06 Å (lengden på den kjemiske bindingen H 2 +). Sentrum av elektrontetthet til elektronskyen til molekylsystemet er like langt fra begge protonene ved Bohr-radiusen α 0 =0,53 A og er symmetrisenteret til det molekylære hydrogenionet H 2 + .

Encyklopedisk YouTube

1 / 5

En kovalent binding dannes av et par elektroner som deles mellom to atomer, og disse elektronene må okkupere to stabile orbitaler, en fra hvert atom.

A + + B → A: B

Som et resultat av sosialisering danner elektroner et fylt energinivå. En binding dannes hvis deres totale energi på dette nivået er mindre enn i starttilstanden (og forskjellen i energi vil ikke være noe mer enn bindingsenergien).

I følge teorien om molekylære orbitaler fører overlappingen av to atomorbitaler i det enkleste tilfellet til dannelsen av to molekylære orbitaler (MO): kobler MO Og anti-binding (løsner) MO. De delte elektronene er plassert på den nedre energibindingen MO.

Bindingsdannelse under rekombinasjon av atomer

Mekanismen for interatomisk interaksjon forble imidlertid ukjent i lang tid. Først i 1930 introduserte F. London begrepet dispersjonsattraksjon – samspillet mellom øyeblikkelige og induserte (induserte) dipoler. For tiden kalles de attraktive kreftene forårsaket av samspillet mellom de fluktuerende elektriske dipolene til atomer og molekyler "London-krefter".

Energien til en slik interaksjon er direkte proporsjonal med kvadratet av den elektroniske polariserbarheten α og omvendt proporsjonal med avstanden mellom to atomer eller molekyler i sjette potens.

Bindingsdannelse ved donor-akseptormekanisme

I tillegg til den homogene mekanismen for kovalent bindingsdannelse skissert i forrige avsnitt, er det en heterogen mekanisme - samspillet mellom motsatt ladede ioner - H + protonet og det negative hydrogenionet H -, kalt hydridion:

H + + H - → H 2

Når ionene nærmer seg, trekkes to-elektronskyen (elektronparet) til hydridionet til protonet og blir til slutt felles for begge hydrogenkjernene, det vil si at den blir til et bindende elektronpar. Partikkelen som forsyner et elektronpar kalles en donor, og partikkelen som aksepterer dette elektronparet kalles en akseptor. Denne mekanismen for kovalent bindingsdannelse kalles donor-akseptor.

H++ H2O → H3O+

Et proton angriper det ensomme elektronparet i et vannmolekyl og danner et stabilt kation som finnes i vandige løsninger av syrer.

På samme måte legges et proton til et ammoniakkmolekyl for å danne et komplekst ammoniumkation:

NH3 + H+ → NH4+

På denne måten (i henhold til donor-akseptormekanismen for kovalent bindingsdannelse) oppnås en stor klasse av oniumforbindelser, som inkluderer ammonium, oksonium, fosfonium, sulfonium og andre forbindelser.

Et hydrogenmolekyl kan fungere som en donor av et elektronpar, som ved kontakt med et proton fører til dannelsen av et molekylært hydrogenion H 3 +:

H2 + H+ → H3+

Bindingselektronparet til det molekylære hydrogenionet H 3 + tilhører samtidig tre protoner.

Typer kovalente bindinger

Det er tre typer kovalente kjemiske bindinger, som er forskjellige i dannelsesmekanismen:

1. Enkel kovalent binding. For sin dannelse gir hvert atom ett uparet elektron. Når en enkel kovalent binding dannes, forblir de formelle ladningene til atomene uendret.

Hvis atomene som danner en enkel kovalent binding er de samme, så er de sanne ladningene til atomene i molekylet også de samme, siden atomene som danner bindingen like eier et delt elektronpar. Denne forbindelsen kalles ikke-polar kovalent binding. Enkle stoffer har en slik sammenheng, for eksempel: 2, 2, 2. Men ikke bare ikke-metaller av samme type kan danne en kovalent ikke-polar binding. Ikke-metallelementer hvis elektronegativitet er like viktig kan også danne en kovalent upolar binding, for eksempel i PH 3-molekylet er bindingen kovalent upolar, siden EO av hydrogen er lik EO av fosfor.

Hvis atomene er forskjellige, bestemmes graden av besittelse av et delt elektronpar av forskjellen i elektronegativiteten til atomene. Et atom med større elektronegativitet tiltrekker et par bindende elektroner sterkere mot seg selv, og dets sanne ladning blir negativ. Et atom med lavere elektronegativitet får følgelig en positiv ladning av samme størrelse. Hvis en forbindelse dannes mellom to forskjellige ikke-metaller, kalles en slik forbindelse kovalent polar binding.

I etylenmolekylet C 2 H 4 er det en dobbeltbinding CH 2 = CH 2, dens elektroniske formel: H:C::C:H. Kjernene til alle etylenatomer er plassert i samme plan. De tre elektronskyene til hvert karbonatom danner tre kovalente bindinger med andre atomer i samme plan (med vinkler mellom dem på omtrent 120°). Skyen av det fjerde valenselektronet til karbonatomet er plassert over og under molekylets plan. Slike elektronskyer av begge karbonatomene, som delvis overlapper over og under molekylets plan, danner en andre binding mellom karbonatomene. Den første, sterkere kovalente bindingen mellom karbonatomer kalles en σ-binding; den andre, svakere kovalente bindingen kalles π (\displaystyle \pi )- kommunikasjon.

I et lineært acetylenmolekyl

N-S≡S-N (N: S::: S: N)

det er σ-bindinger mellom karbon- og hydrogenatomer, en σ-binding mellom to karbonatomer og to π (\displaystyle \pi )-bindinger mellom de samme karbonatomene. To π (\displaystyle \pi )-bindinger er plassert over virkningssfæren til σ-bindingen i to innbyrdes perpendikulære plan.

Alle seks karbonatomene i det sykliske benzenmolekylet C 6 H 6 ligger i samme plan. Det er σ-bindinger mellom karbonatomer i ringens plan; Hvert karbonatom har de samme bindingene med hydrogenatomer. Karbonatomer bruker tre elektroner for å lage disse bindingene. Skyer av fjerde valenselektroner av karbonatomer, formet som åttefigurer, er plassert vinkelrett på planet til benzenmolekylet. Hver slik sky overlapper likt med elektronskyene til nabokarbonatomer. I et benzenmolekyl, ikke tre atskilt π (\displaystyle \pi )-tilkoblinger, men en enkelt π (\displaystyle \pi) dielektriske eller halvledere. Typiske eksempler på atomkrystaller (atomer som er forbundet med hverandre med kovalente (atomære) bindinger) er

Definisjon

En kovalent binding er en kjemisk binding dannet av atomer som deler sine valenselektroner. En forutsetning for dannelsen av en kovalent binding er overlappingen av atomorbitaler (AO) der valenselektronene er lokalisert. I det enkleste tilfellet fører overlappingen av to AOer til dannelsen av to molekylære orbitaler (MO): en bindende MO og en antibindende (antibindende) MO. De delte elektronene er plassert på den nedre energibindingen MO:

Utdanningskommunikasjon

Kovalent binding (atombinding, homeopolar binding) - en binding mellom to atomer på grunn av elektrondeling av to elektroner - en fra hvert atom:

A. + B. -> A: B

Av denne grunn er det homeopolare forholdet retningsbestemt. Elektronparet som utfører bindingen tilhører begge de bundne atomene samtidig, for eksempel:

	..		..				..
:	Cl	:	Cl	:	H	:	O	:	H
	..		..				..

Typer kovalente bindinger

Det er tre typer kovalente kjemiske bindinger, som er forskjellige i mekanismen for deres dannelse:

1. Enkel kovalent binding. For sin dannelse gir hvert atom ett uparet elektron. Når en enkel kovalent binding dannes, forblir de formelle ladningene til atomene uendret. Hvis atomene som danner en enkel kovalent binding er de samme, er de sanne ladningene til atomene i molekylet også de samme, siden atomene som danner bindingen like eier et delt elektronpar, kalles en slik binding en ikke-polar kovalent knytte bånd. Hvis atomene er forskjellige, så bestemmes graden av besittelse av et delt elektronpar av forskjellen i elektronegativiteten til atomene, et atom med høyere elektronegativitet har et par bindende elektroner i større grad, og derfor er det sant ladning har negativt fortegn, et atom med lavere elektronegativitet får samme ladning, men med positivt fortegn.

Sigma (σ)-, pi (π)-bindinger er en omtrentlig beskrivelse av typene kovalente bindinger i molekyler av organiske forbindelser kjennetegnes ved at tettheten til elektronskyen er maksimal langs aksen som forbinder; kjernene til atomer. Når en π-binding dannes, oppstår den såkalte laterale overlappingen av elektronskyer, og tettheten til elektronskyen er maksimal "over" og "under" σ-bindingsplanet. Ta for eksempel etylen, acetylen og benzen.

I et lineært acetylenmolekyl

N-S≡S-N (N: S::: S: N)

det er σ-bindinger mellom karbon- og hydrogenatomer, en σ-binding mellom to karbonatomer og to π-bindinger mellom de samme karbonatomene. To π-bindinger er plassert over virkningssfæren til σ-bindingen i to innbyrdes vinkelrette plan.

Alle seks karbonatomene i det sykliske benzenmolekylet C 6 H 6 ligger i samme plan. Det er σ-bindinger mellom karbonatomer i ringens plan; Hvert karbonatom har de samme bindingene med hydrogenatomer. Karbonatomer bruker tre elektroner for å lage disse bindingene. Skyer av fjerde valenselektroner av karbonatomer, formet som åttefigurer, er plassert vinkelrett på planet til benzenmolekylet. Hver slik sky overlapper likt med elektronskyene til nabokarbonatomer. I et benzenmolekyl dannes det ikke tre separate π-bindinger, men et enkelt π-elektronsystem på seks elektroner, felles for alle karbonatomer. Bindingene mellom karbonatomene i benzenmolekylet er nøyaktig de samme.

En kovalent binding dannes som et resultat av deling av elektroner (for å danne vanlige elektronpar), som oppstår under overlapping av elektronskyer. Dannelsen av en kovalent binding involverer elektronskyene til to atomer. Det er to hovedtyper av kovalente bindinger:

En kovalent upolar binding dannes mellom ikke-metallatomer av samme kjemiske element. Enkle stoffer, for eksempel O 2, har en slik sammenheng; N 2; C 12.
En polar kovalent binding dannes mellom atomer av forskjellige ikke-metaller.

se også

Litteratur

"Chemical Encyclopedic Dictionary", M., "Soviet Encyclopedia", 1983, s.264.

Organisk kjemi

Liste over organiske forbindelser

Strukturkjemi
Kjemisk forbindelse:	Aromatikk \| Kovalent binding\| Ionebinding \| Metallkobling \| Hydrogenbinding \| Donor-akseptorbinding \| Tautomerisme
Strukturdisplay:	Funksjonell gruppe \| Strukturformel \| Kjemisk formel \| Ligand
Elektroniske egenskaper:	Elektronegativitet \| Elektrontilhørighet \| Ioniseringsenergi \| Dipol \| Oktettregel
Stereokjemi:	Asymmetrisk atom \| Isomerisme \| Konfigurasjon \| Kiralitet \| Konfirmasjon

Wikimedia Foundation. 2010.

Big Polytechnic Encyclopedia

KJEMISK BINDING, mekanismen som atomer binder sammen for å danne molekyler. Det finnes flere typer slike bindinger, basert enten på tiltrekning av motsatte ladninger, eller på dannelsen av stabile konfigurasjoner gjennom utveksling av elektroner ... ... Vitenskapelig og teknisk encyklopedisk ordbok

Kjemisk forbindelse- KJEMISK BÆNDING, samspillet mellom atomer, som forårsaker deres kombinasjon til molekyler og krystaller. Kreftene som virker under dannelsen av en kjemisk binding er hovedsakelig elektrisk av natur. Dannelsen av en kjemisk binding er ledsaget av en restrukturering... ... Illustrert encyklopedisk ordbok

Den gjensidige tiltrekningen av atomer, som fører til dannelse av molekyler og krystaller. Det er vanlig å si at i et molekyl eller i en krystall er det kjemiske strukturer mellom naboatomer. Valensen til et atom (som diskuteres mer detaljert nedenfor) viser antall bindinger ... Stor sovjetisk leksikon

kjemisk forbindelse- gjensidig tiltrekning av atomer, noe som fører til dannelse av molekyler og krystaller. Valensen til et atom viser antall bindinger dannet av et gitt atom med naboer. Begrepet "kjemisk struktur" ble introdusert av akademiker A. M. Butlerov i ... ... Encyclopedic Dictionary of Metallurgy

En ionisk binding er en sterk kjemisk binding dannet mellom atomer med stor forskjell i elektronegativitet, der det delte elektronparet blir fullstendig overført til atomet med høyere elektronegativitet. Et eksempel er sammensetningen CsF... Wikipedia

Kjemisk binding er et fenomen med interaksjon mellom atomer forårsaket av overlapping av elektronskyer av bindingspartikler, som er ledsaget av en reduksjon i systemets totale energi. Begrepet "kjemisk struktur" ble først introdusert av A. M. Butlerov i 1861... ... Wikipedia

Ris. 2.1. Dannelsen av molekyler fra atomer er ledsaget av omfordeling av elektroner av valens orbitaler og fører til få energi, siden energien til molekyler viser seg å være mindre enn energien til ikke-interagerende atomer. Figuren viser et diagram over dannelsen av en ikke-polar kovalent kjemisk binding mellom hydrogenatomer.

§2 Kjemisk binding

Under normale forhold er den molekylære tilstanden mer stabil enn atomtilstanden (Fig. 2.1). Dannelsen av molekyler fra atomer er ledsaget av en omfordeling av elektroner i valensorbitaler og fører til en gevinst i energi, siden energien til molekyler er mindre enn energien til ikke-interagerende atomer(Vedlegg 3). Kreftene som holder atomer i molekyler kalles samlet kjemisk forbindelse.

Den kjemiske bindingen mellom atomer utføres av valenselektroner og er av elektrisk natur . Det er fire hovedtyper av kjemiske bindinger: kovalent,ionisk,metall Og hydrogen.

1 Kovalent binding

En kjemisk binding utført av elektronpar kalles atom eller kovalent . Forbindelser med kovalente bindinger kalles atom eller kovalent .

Når en kovalent binding oppstår, oppstår en overlapping av elektronskyer av samvirkende atomer, ledsaget av frigjøring av energi (fig. 2.1). I dette tilfellet vises en sky med økt tetthet av negativ ladning mellom de positivt ladede atomkjernene. På grunn av virkningen av Coulombs tiltrekningskrefter mellom ulik ladninger, favoriserer en økning i tettheten til den negative ladningen sammenføringen av kjerner.

En kovalent binding dannes av uparrede elektroner i de ytre skallene til atomer . I dette tilfellet dannes elektroner med motsatte spinn elektronpar(Fig. 2.2), felles for interagerende atomer. Hvis én kovalent binding (ett vanlig elektronpar) har oppstått mellom atomer, kalles det enkelt, dobbel, dobbel osv.

Energi er et mål på styrken til en kjemisk binding. E sv brukt på å bryte bindingen (økning i energi ved dannelse av en forbindelse fra individuelle atomer). Denne energien måles vanligvis per 1 mol. stoffer og uttrykkes i kilojoule per mol (kJ∙mol –1). Energien til en enkelt kovalent binding ligger i området 200–2000 kJmol –1.

Ris. 2.2. Kovalent binding er den vanligste typen kjemisk binding som oppstår på grunn av deling av et elektronpar gjennom en utvekslingsmekanisme (EN), når hvert av de interagerende atomene leverer ett elektron, eller gjennom en donor-akseptormekanisme (b), når et elektronpar overføres for vanlig bruk av ett atom (donor) til et annet atom (akseptor).

En kovalent binding har egenskapene metning og fokus . Metningen av en kovalent binding forstås som atomers evne til å danne et begrenset antall bindinger med naboene, bestemt av antallet uparede valenselektroner. Retningsevnen til en kovalent binding gjenspeiler det faktum at kreftene som holder atomer nær hverandre er rettet langs den rette linjen som forbinder atomkjernene. I tillegg, kovalent binding kan være polar eller ikke-polar .

Når ikke-polar I en kovalent binding er elektronskyen dannet av et felles elektronpar fordelt i rommet symmetrisk i forhold til kjernene til begge atomene. En ikke-polar kovalent binding dannes mellom atomer av enkle stoffer, for eksempel mellom identiske atomer av gasser som danner diatomiske molekyler (O 2, H 2, N 2, Cl 2, etc.).

Når polar I en kovalent binding forskyves elektronskyen til bindingen mot ett av atomene. Dannelsen av polare kovalente bindinger mellom atomer er karakteristisk for komplekse stoffer. Et eksempel er molekylene til flyktige uorganiske forbindelser: HCl, H 2 O, NH 3, etc.

Graden av forskyvning av den totale elektronskyen mot ett av atomene under dannelsen av en kovalent binding (grad av bindingspolaritet ) bestemmes hovedsakelig av ladningen til atomkjerner og radiusen til interagerende atomer .

Jo større ladning en atomkjerne har, desto sterkere tiltrekker den seg en sky av elektroner. Samtidig, jo større radius atomet har, jo svakere holdes de ytre elektronene nær atomkjernen. Den kombinerte effekten av disse to faktorene kommer til uttrykk i forskjellige atomers evne til å "trekke" skyen av kovalente bindinger mot seg selv.

Evnen til et atom i et molekyl til å tiltrekke elektroner til seg selv kalles elektronegativitet. . Dermed karakteriserer elektronegativitet et atoms evne til å polarisere en kovalent binding: jo større elektronegativiteten til et atom, jo sterkere forskyves elektronskyen til den kovalente bindingen mot det .

En rekke metoder har blitt foreslått for å kvantifisere elektronegativitet. I dette tilfellet har den klareste fysiske betydningen metoden foreslått av den amerikanske kjemikeren Robert S. Mulliken, som bestemte elektronegativitet  av et atom som halvparten av summen av dets energi E e elektronaffinitet og energi E Jeg ionisering av atom:

. (2.1)

Ioniseringsenergi Et atom er energien som må brukes for å "rive av" et elektron fra det og fjerne det til en uendelig avstand. Ioniseringsenergi bestemmes ved fotoionisering av atomer eller ved å bombardere atomer med elektroner akselerert i et elektrisk felt. Den minste verdien av foton- eller elektronenergi som blir tilstrekkelig til å ionisere atomer kalles deres ioniseringsenergi E Jeg. Denne energien uttrykkes vanligvis i elektronvolt (eV): 1 eV = 1,610 –19 J.

Atomer er mest villige til å gi fra seg ytre elektroner metaller, som inneholder et lite antall uparrede elektroner (1, 2 eller 3) på det ytre skallet. Disse atomene har den laveste ioniseringsenergien. Dermed kan størrelsen på ioniseringsenergien tjene som et mål på den større eller mindre "metallisiteten" til et element: jo lavere ioniseringsenergien er, jo mer uttalt metallegenskaper element.

I den samme undergruppen av det periodiske systemet av elementer av D.I. Mendeleev, med en økning i atomnummeret til et element, avtar dets ioniseringsenergi (tabell 2.1), som er assosiert med en økning i atomradius (tabell 1.2), og , følgelig med en svekkelse av bindingen til eksterne elektroner med en kjerne. For elementer fra samme periode øker ioniseringsenergien med økende atomnummer. Dette skyldes en reduksjon i atomradius og en økning i kjernefysisk ladning.

Energi E e, som frigjøres når et elektron legges til et fritt atom, kalles Elektron affinitet(også uttrykt i eV). Frigjøringen (snarere enn absorpsjon) av energi når et ladet elektron fester seg til noen nøytrale atomer, forklares av det faktum at de mest stabile atomene i naturen er de med fylte ytre skall. Derfor, for de atomene der disse skjellene er "litt ufylte" (dvs. 1, 2 eller 3 elektroner mangler før fylling), er det energisk gunstig å feste elektroner til seg selv, og bli til negativt ladede ioner 1. Slike atomer inkluderer for eksempel halogenatomer (tabell 2.1) - elementer i den syvende gruppen (hovedundergruppe) av D.I. Mendeleevs periodiske system. Elektronaffiniteten til metallatomer er vanligvis null eller negativ, dvs. Det er energetisk ugunstig for dem å feste ekstra elektroner for å holde dem inne i atomene. Elektronaffiniteten til ikke-metalliske atomer er alltid positiv og jo større, jo nærmere er ikke-metallet en edel (inert) gass i det periodiske systemet. Dette indikerer en økning ikke-metalliske egenskaper når vi nærmer oss slutten av perioden.

Fra alt som er sagt er det klart at elektronegativiteten (2.1) til atomer øker i retning fra venstre til høyre for elementer i hver periode og avtar i retning fra topp til bunn for elementer fra samme gruppe i Mendeleev-perioden system. Det er imidlertid ikke vanskelig å forstå at for å karakterisere graden av polaritet til en kovalent binding mellom atomer, er det ikke den absolutte verdien av elektronegativitet som er viktig, men forholdet mellom elektronegativiteten til atomene som danner bindingen. Derfor i praksis bruker de relative elektronegativitetsverdier(Tabell 2.1), tar elektronegativiteten til litium som enhet.

For å karakterisere polariteten til en kovalent kjemisk binding, brukes forskjellen i den relative elektronegativiteten til atomer. Vanligvis anses bindingen mellom atom A og B som rent kovalent hvis |  EN – B|0,5.