Kovalent kjemisk binding. Typer kjemisk binding: kovalent binding. Typer kjemiske bindinger Bindinger mellom stoffer kjemi

Kovalent kjemisk binding, dens varianter og mekanismer for dannelse. Kjennetegn på kovalente bindinger (polaritet og bindingsenergi). Ionebinding. Metallkobling. Hydrogenbinding

Lære om kjemisk forbindelse danner grunnlaget for all teoretisk kjemi.

En kjemisk binding forstås som samspillet mellom atomer som binder dem til molekyler, ioner, radikaler og krystaller.

Det er fire typer kjemiske bindinger: ioniske, kovalente, metalliske og hydrogen.

Inndelingen av kjemiske bindinger i typer er betinget, siden de alle er preget av en viss enhet.

En ionisk binding kan betraktes som et ekstremt tilfelle av en polar kovalent binding.

En metallisk binding kombinerer den kovalente interaksjonen mellom atomer ved bruk av delte elektroner og den elektrostatiske tiltrekningen mellom disse elektronene og metallioner.

Stoffer mangler ofte begrensende tilfeller av kjemisk binding (eller ren kjemisk binding).

For eksempel er litiumfluorid $LiF$ klassifisert som en ionisk forbindelse. Faktisk er bindingen i den $80%$ ionisk og $20%$ kovalent. Det er derfor mer riktig, åpenbart, å snakke om graden av polaritet (ionisitet) til en kjemisk binding.

I rekken av hydrogenhalogenider $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ avtar graden av bindingspolaritet, fordi forskjellen i elektronegativitetsverdiene til halogen- og hydrogenatomene avtar, og i astatinhydrogen blir bindingen nesten upolar $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.

Ulike typer bindinger kan finnes i de samme stoffene, for eksempel:

1. i baser: mellom oksygen- og hydrogenatomene i hydroksogruppene er bindingen polar kovalent, og mellom metallet og hydroksogruppen er den ionisk;
2. i salter av oksygenholdige syrer: mellom det ikke-metalliske atomet og oksygenet til den sure resten - kovalent polar, og mellom metallet og den sure resten - ionisk;
3. i ammonium, metylammoniumsalter, etc.: mellom nitrogen- og hydrogenatomer - kovalent polare, og mellom ammonium- eller metylammoniumioner og syreresten - ionisk;
4. i metallperoksider (for eksempel $Na_2O_2$) er bindingen mellom oksygenatomer kovalent upolar, og mellom metallet og oksygen er ionisk, etc.

Ulike typer forbindelser kan forvandles til hverandre:

— under elektrolytisk dissosiasjon av kovalente forbindelser i vann, blir den kovalente polare bindingen til en ionisk binding;

- når metaller fordamper, blir metallbindingen til en ikke-polar kovalent binding, etc.

Årsaken til enheten av alle typer og typer kjemiske bindinger er deres identiske kjemisk natur— elektron-kjernefysisk interaksjon. Dannelsen av en kjemisk binding er i alle fall resultatet av elektron-kjernevekselvirkning av atomer, ledsaget av frigjøring av energi.

Metoder for å danne kovalente bindinger. Kjennetegn ved en kovalent binding: bindingslengde og energi

En kovalent kjemisk binding er en binding som dannes mellom atomer gjennom dannelsen av delte elektronpar.

Mekanismen for dannelse av en slik binding kan være utveksling eller donor-akseptor.

JEG. Byttemekanisme fungerer når atomer danner delte elektronpar ved å kombinere uparede elektroner.

1) $H_2$ - hydrogen:

Bindingen oppstår på grunn av dannelsen av et felles elektronpar av $s$-elektroner av hydrogenatomer (overlappende $s$-orbitaler):

2) $HCl$ - hydrogenklorid:

Bindingen oppstår på grunn av dannelsen av et felles elektronpar av $s-$ og $p-$ elektroner (overlappende $s-p-$orbitaler):

3) $Cl_2$: i et klormolekyl dannes en kovalent binding på grunn av uparrede $p-$elektroner (overlappende $p-p-$orbitaler):

4) $N_2$: i et nitrogenmolekyl dannes tre vanlige elektronpar mellom atomene:

II. Donor-akseptor mekanisme La oss vurdere dannelsen av en kovalent binding ved å bruke eksemplet med ammoniumionet $NH_4^+$.

Donoren har et elektronpar, akseptoren har en tom orbital som dette paret kan okkupere. I ammoniumionet er alle fire bindinger med hydrogenatomer kovalente: tre ble dannet på grunn av opprettelsen av vanlige elektronpar av nitrogenatomet og hydrogenatomer i henhold til utvekslingsmekanismen, en - gjennom donor-akseptormekanismen.

Kovalente bindinger kan klassifiseres etter måten elektronorbitalene overlapper, så vel som ved deres forskyvning mot et av de bundne atomene.

Kjemiske bindinger dannet som et resultat av overlappende elektronorbitaler langs en bindingslinje kalles $σ$ -bindinger (sigma-bindinger). Sigma-bindingen er veldig sterk.

$p-$orbitaler kan overlappe i to regioner, og danne en kovalent binding på grunn av lateral overlapping:

Kjemiske bindinger dannet som et resultat av "lateral" overlapping av elektronorbitaler utenfor kommunikasjonslinjen, dvs. i to områder kalles $π$ -bindinger (pi-bindinger).

Av grad av forskyvning delte elektronpar til et av atomene de binder, kan en kovalent binding være polar Og ikke-polar.

En kovalent kjemisk binding dannet mellom atomer med samme elektronegativitet kalles ikke-polar. Elektronpar forskyves ikke til noen av atomene, pga atomer har samme EO - egenskapen til å tiltrekke valenselektroner fra andre atomer. For eksempel:

de. molekyler av enkle ikke-metalliske stoffer dannes gjennom kovalente ikke-polare bindinger. En kovalent kjemisk binding mellom atomer av elementer hvis elektronegativitet er forskjellig kalles polar.

Lengde og energi til kovalente bindinger.

Karakteristisk egenskapene til kovalent binding- lengden og energien. Lenkelengde er avstanden mellom atomkjernene. Jo kortere lengden på en kjemisk binding er, jo sterkere er den. Imidlertid er et mål på styrken til forbindelsen bindende energi, som bestemmes av mengden energi som kreves for å bryte en binding. Det måles vanligvis i kJ/mol. I følge eksperimentelle data er således bindingslengdene til $H_2, Cl_2$ og $N_2$ molekylene henholdsvis $0,074, 0,198$ og $0,109$ nm, og bindingsenergiene er henholdsvis $436, 242$ og $946$ kJ/mol.

Ioner. Ionebinding

La oss forestille oss at to atomer "møtes": et atom i et gruppe I-metall og et ikke-metallatom i gruppe VII. Et metallatom har et enkelt elektron på det ytre energinivået, mens et ikke-metallatom bare mangler ett elektron for at det ytre nivået skal være fullstendig.

Det første atomet vil lett gi det andre elektronet sitt, som er langt fra kjernen og svakt bundet til det, og det andre vil gi det en ledig plass på det ytre elektroniske nivået.

Da vil atomet, fratatt en av sine negative ladninger, bli en positivt ladet partikkel, og den andre vil bli til en negativt ladet partikkel på grunn av det resulterende elektronet. Slike partikler kalles ioner.

Den kjemiske bindingen som oppstår mellom ioner kalles ionisk.

La oss vurdere dannelsen av denne bindingen ved å bruke eksemplet med den velkjente forbindelsen natriumklorid (bordsalt):

Prosessen med å konvertere atomer til ioner er avbildet i diagrammet:

Denne transformasjonen av atomer til ioner skjer alltid under samspillet mellom atomer av typiske metaller og typiske ikke-metaller.

La oss vurdere algoritmen (sekvensen) av resonnement når vi registrerer dannelsen av en ionisk binding, for eksempel mellom kalsium- og kloratomer:

Tall som viser antall atomer eller molekyler kalles koeffisienter, og tall som viser antall atomer eller ioner i et molekyl kalles indekser.

Metallkobling

La oss bli kjent med hvordan atomer av metallelementer interagerer med hverandre. Metaller eksisterer vanligvis ikke som isolerte atomer, men i form av et stykke, ingot eller metallprodukt. Hva holder metallatomer i et enkelt volum?

Atomene til de fleste metaller på ytre nivå inneholder ikke stort antall elektroner - $1, 2, 3$. Disse elektronene fjernes lett og atomene blir positive ioner. De løsrevne elektronene beveger seg fra ett ion til et annet, og binder dem til en enkelt helhet. Ved å koble til ioner, danner disse elektronene midlertidig atomer, brytes deretter av igjen og kombineres med et annet ion, etc. Følgelig, i volumet til metallet, omdannes atomer kontinuerlig til ioner og omvendt.

Bindingen i metaller mellom ioner gjennom delte elektroner kalles metallisk.

Figuren viser skjematisk strukturen til et natriummetallfragment.

I dette tilfellet binder et lite antall delte elektroner et stort antall ioner og atomer.

En metallisk binding har noen likheter med en kovalent binding, siden den er basert på deling av eksterne elektroner. Imidlertid, med en kovalent binding, deles de ytre uparrede elektronene til bare to naboatomer, mens med en metallisk binding deltar alle atomer i deling av disse elektronene. Derfor er krystaller med en kovalent binding sprø, men med en metallbinding er de som regel duktile, elektrisk ledende og har en metallisk glans.

Metallisk binding er karakteristisk for både rene metaller og blandinger av forskjellige metaller - legeringer i fast og flytende tilstand.

Hydrogenbinding

En kjemisk binding mellom positivt polariserte hydrogenatomer av ett molekyl (eller deler av det) og negativt polariserte atomer av sterkt elektronegative elementer som har enslige elektronpar ($F, O, N$ og mindre vanlig $S$ og $Cl$) av et annet molekyl (eller dens del) kalles hydrogen.

Mekanismen for hydrogenbindingsdannelse er delvis elektrostatisk, delvis donor-akseptor i naturen.

Eksempler på intermolekylær hydrogenbinding:

I nærvær av en slik forbindelse kan selv lavmolekylære stoffer under normale forhold være væsker (alkohol, vann) eller lett flytende gasser (ammoniakk, hydrogenfluorid).

Stoffer med hydrogenbindinger har molekylære krystallgitter.

Stoffer med molekylær og ikke-molekylær struktur. Type krystallgitter. Avhengighet av egenskapene til stoffer av deres sammensetning og struktur

Molekylær og ikke-molekylær struktur av stoffer

I kjemiske interaksjoner Det er ikke individuelle atomer eller molekyler som kommer inn, men stoffer. Under gitte forhold kan et stoff være i en av tre aggregeringstilstander: fast, flytende eller gassformig. Egenskapene til et stoff avhenger også av arten av den kjemiske bindingen mellom partiklene som danner det - molekyler, atomer eller ioner. Basert på typen binding skilles stoffer med molekylær og ikke-molekylær struktur.

Stoffer som består av molekyler kalles molekylære stoffer. Bindingene mellom molekylene i slike stoffer er veldig svake, mye svakere enn mellom atomene inne i molekylet, og selv ved relativt lave temperaturer brytes de - stoffet blir til en væske og deretter til en gass (sublimering av jod). Smelte- og kokepunktene til stoffer som består av molekyler øker med økende molekylvekt.

Molekylære stoffer inkluderer stoffer med en atomstruktur ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), blant dem er det metaller og ikke-metaller.

La oss vurdere de fysiske egenskapene til alkalimetaller. Den relativt lave bindingsstyrken mellom atomer forårsaker lav mekanisk styrke: alkalimetaller er myke og kan lett kuttes med en kniv.

Store atomstørrelser fører til lave tettheter av alkalimetaller: litium, natrium og kalium er enda lettere enn vann. I gruppen av alkalimetaller synker koke- og smeltepunktene med økende atomnummer til grunnstoffet, fordi Atomstørrelser øker og bindinger svekkes.

Til stoffer ikke-molekylært strukturer inkluderer ioniske forbindelser. De fleste forbindelser av metaller med ikke-metaller har denne strukturen: alle salter ($NaCl, K_2SO_4$), noen hydrider ($LiH$) og oksider ($CaO, MgO, FeO$), baser ($NaOH, KOH$). Ioniske (ikke-molekylære) stoffer har høye smelte- og kokepunkter.

Krystallgitter

Materie kan som kjent eksistere i tre aggregeringstilstander: gassformig, flytende og fast.

Faste stoffer: amorf og krystallinsk.

La oss vurdere hvordan egenskapene til kjemiske bindinger påvirker egenskapene til faste stoffer. Faste stoffer er delt inn i krystallinsk Og amorf.

Amorfe stoffer har ikke et klart smeltepunkt; når de varmes opp, mykner de gradvis og blir til en flytende tilstand. For eksempel er plasticine og forskjellige harpikser i en amorf tilstand.

Krystallinske stoffer er preget av riktig arrangement av partiklene de er sammensatt av: atomer, molekyler og ioner - på strengt definerte punkter i rommet. Når disse punktene er forbundet med rette linjer, dannes et romlig rammeverk, kalt et krystallgitter. Punktene der krystallpartikler befinner seg kalles gitternoder.

Avhengig av typen partikler lokalisert ved nodene til krystallgitteret og arten av forbindelsen mellom dem, skilles fire typer krystallgitter ut: ionisk, atomær, molekylær Og metall.

Ioniske krystallgitter.

Ionisk kalles krystallgitter, hvor det er ioner i nodene. De dannes av stoffer med ioniske bindinger, som kan binde både enkle ioner $Na^(+), Cl^(-)$, og komplekse $SO_4^(2−), OH^-$. Følgelig har salter og noen oksider og hydroksider av metaller ioniske krystallgitter. For eksempel består en natriumkloridkrystall av alternerende positive $Na^+$ og negative $Cl^-$ ioner, og danner et kubeformet gitter. Bindingene mellom ioner i en slik krystall er veldig stabile. Derfor er stoffer med et ionisk gitter preget av relativt høy hardhet og styrke, de er ildfaste og ikke-flyktige.

Atomiske krystallgitter.

Atomisk kalles krystallgitter, hvor det er individuelle atomer i nodene. I slike gitter er atomene forbundet med hverandre med svært sterke kovalente bindinger. Et eksempel på stoffer med denne typen krystallgitter er diamant, en av de allotropiske modifikasjonene av karbon.

De fleste stoffer med et atomisk krystallgitter har svært høye smeltepunkter (for diamant er det for eksempel over $3500°C), de er sterke og harde, og praktisk talt uløselige.

Molekylære krystallgitter.

Molekylær kalt krystallgitter, i nodene hvor molekylene er lokalisert. Kjemiske bindinger i disse molekylene kan være både polare ($HCl, H_2O$) og upolare ($N_2, O_2$). Til tross for at atomene inne i molekylene er forbundet med veldig sterke kovalente bindinger, virker svake intermolekylære tiltrekningskrefter mellom molekylene selv. Derfor har stoffer med molekylære krystallgitter lav hardhet, lave smeltepunkter og er flyktige. De fleste faste organiske forbindelser har molekylære krystallgitter (naftalen, glukose, sukker).

Metall krystall gitter.

Stoffer med metalliske bindinger har metalliske krystallgitter. På stedene til slike gitter er det atomer og ioner (enten atomer eller ioner, som metallatomer lett forvandles til, og gir fra seg sine ytre elektroner "til vanlig bruk"). Denne interne strukturen til metaller bestemmer deres karakteristiske fysiske egenskaper: formbarhet, duktilitet, elektrisk og termisk ledningsevne, karakteristisk metallisk glans.

Den minste partikkelen av et stoff er et molekyl som dannes som et resultat av samspillet mellom atomer som kjemiske bindinger eller kjemiske bindinger virker mellom. Læren om kjemisk binding danner grunnlaget for teoretisk kjemi. En kjemisk binding oppstår når to (noen ganger flere) atomer samhandler. Bindingsdannelse skjer med frigjøring av energi.

En kjemisk binding er en interaksjon som binder individuelle atomer til molekyler, ioner og krystaller.

Den kjemiske bindingen er ensartet i naturen: den er av elektrostatisk opprinnelse. Men i ulike kjemiske forbindelser er den kjemiske bindingen av forskjellige typer; De viktigste typene kjemiske bindinger er kovalente (ikke-polare, polare), ioniske og metalliske. Varianter av disse typer bindinger er donor-akseptor, hydrogen osv. En metallisk binding oppstår mellom metallatomer.

En kjemisk binding utført gjennom dannelsen av et felles, eller delt, par eller flere elektronpar kalles kovalent. Hvert atom bidrar med ett elektron til dannelsen av ett felles elektronpar, dvs. deltar «i like stor del» (Lewis, 1916). Nedenfor er diagrammer over dannelsen av kjemiske bindinger i molekylene H2, F2, NH3 og CH4. Elektroner som tilhører forskjellige atomer er representert med forskjellige symboler.

Som et resultat av dannelsen av kjemiske bindinger har hvert av atomene i molekylet en stabil to- og åtteelektronkonfigurasjon.

Når en kovalent binding oppstår, overlapper atomenes elektronskyer for å danne en molekylær elektronsky, ledsaget av en økning i energi. Den molekylære elektronskyen ligger mellom sentrene til begge kjernene og har en økt elektrontetthet sammenlignet med tettheten til atomelektronskyen.

Implementeringen av en kovalent binding er bare mulig i tilfelle av antiparallelle spinn av uparrede elektroner som tilhører forskjellige atomer. Med parallelle elektronspinn tiltrekker ikke atomer seg, men frastøter: en kovalent binding oppstår ikke. Metoden for å beskrive en kjemisk binding, hvis dannelse er assosiert med et felles elektronpar, kalles valensbindingsmetoden (VBC).

Grunnleggende bestemmelser i MBC

En kovalent kjemisk binding dannes av to elektroner med motsatte spinn, og dette elektronparet tilhører to atomer.

Jo mer de interagerende elektronskyene overlapper, jo sterkere er kovalent binding.

Når du skriver strukturformler, er elektronpar som bestemmer bindingen ofte avbildet med bindestreker (i stedet for prikker som representerer delte elektroner).

Energikarakteristikkene til en kjemisk binding er viktige. Når en kjemisk binding dannes, er den totale energien til systemet (molekylet) mindre enn energien komponenter(atomer), dvs. EAB<ЕА+ЕB.

Valens er egenskapen til et atom i et kjemisk element for å feste eller erstatte et visst antall atomer i et annet element. Fra dette synspunktet bestemmes valensen til et atom lettest av antall hydrogenatomer som danner kjemiske bindinger med det, eller av antall hydrogenatomer erstattet av et atom av dette elementet.

Med utviklingen av kvantemekaniske konsepter av atomet, begynte valens å bli bestemt av antall uparrede elektroner involvert i dannelsen av kjemiske bindinger. I tillegg til uparrede elektroner, avhenger valensen til et atom også av antallet tomme og fullt fylte orbitaler i valenselektronlaget.

Bindingsenergi er energien som frigjøres når et molekyl dannes fra atomer. Bindingsenergi uttrykkes vanligvis i kJ/mol (eller kcal/mol). Dette er en av de viktigste egenskapene til en kjemisk binding. Systemet som inneholder mindre energi er mer stabilt. Det er for eksempel kjent at hydrogenatomer har en tendens til å forene seg til et molekyl. Dette betyr at et system bestående av H2-molekyler inneholder mindre energi enn et system som består av like mange H-atomer, men ikke kombinert til molekyler.

Ris. 2.1 Avhengighet av den potensielle energien E til et system med to hydrogenatomer på den indre nukleære avstanden r: 1 - under dannelsen av en kjemisk binding; 2 – uten hennes utdannelse.

Figur 2.1 viser en energikurve som er karakteristisk for samvirkende hydrogenatomer. Tilnærmingen til atomer er ledsaget av frigjøring av energi, som vil være større jo mer elektronskyene overlapper hverandre. Men under normale forhold, på grunn av Coulomb-frastøting, er det umulig å oppnå fusjon av kjernene til to atomer. Dette betyr at på en viss avstand, i stedet for tiltrekning av atomer, vil deres frastøting skje. Dermed vil avstanden mellom atomene r0, som tilsvarer minimum på energikurven, tilsvare lengden på den kjemiske bindingen (kurve 1). Hvis elektronspinnene til de interagerende hydrogenatomene er de samme, vil deres frastøting skje (kurve 2). Bindingsenergien for ulike atomer varierer innenfor området 170–420 kJ/mol (40–100 kcal/mol).

Prosessen med elektronovergang til et høyere energiundernivå eller nivå (dvs. eksitasjons- eller fordampingsprosessen, som ble diskutert tidligere) krever energi. Når en kjemisk binding dannes, frigjøres energi. For at en kjemisk binding skal være stabil, er det nødvendig at økningen i atomenergi på grunn av eksitasjon er mindre enn energien til den kjemiske bindingen som dannes. Med andre ord er det nødvendig at energien som brukes på eksitasjon av atomer kompenseres ved frigjøring av energi på grunn av dannelsen av en binding.

En kjemisk binding, i tillegg til bindingsenergi, er preget av lengde, mangfold og polaritet. For et molekyl som består av mer enn to atomer, er vinklene mellom bindingene og polariteten til molekylet som helhet betydelige.

Multiplisiteten til en binding bestemmes av antall elektronpar som forbinder to atomer. Således, i etan H3C–CH3 er bindingen mellom karbonatomer enkel, i etylen H2C=CH2 er den dobbel, i acetylen HCºCH er den trippel. Når bindingsmultiplisiteten øker, øker bindingsenergien: C–C-bindingsenergien er 339 kJ/mol, C=C - 611 kJ/mol og CºC - 833 kJ/mol.

Den kjemiske bindingen mellom atomer er forårsaket av overlapping av elektronskyer. Hvis overlappingen skjer langs linjen som forbinder atomkjernene, kalles en slik binding en sigmabinding (σ-binding). Den kan dannes av to s-elektroner, s- og p-elektroner, to px-elektroner, s- og d-elektroner (for eksempel):

En kjemisk binding utført av ett elektronpar kalles en enkeltbinding. En enkeltbinding er alltid en σ-binding. Type s orbitaler kan bare danne σ-bindinger.

Bindingen mellom to atomer kan oppnås av mer enn ett par elektroner. Dette forholdet kalles multiple. Et eksempel på dannelsen av en multippelbinding er nitrogenmolekylet. I et nitrogenmolekyl danner px-orbitalene én σ-binding. Når en binding dannes av pz-orbitaler, oppstår to regioner
overlapper – over og under x-aksen:

En slik binding kalles en pi-binding (π-binding). Dannelsen av en π-binding mellom to atomer skjer bare når de allerede er forbundet med en σ-binding. Den andre π-bindingen i nitrogenmolekylet dannes av py-orbitalene til atomene. Når π-bindinger dannes, overlapper elektronskyene mindre enn i tilfellet med σ-bindinger. Som et resultat er π-bindinger generelt mindre sterke enn σ-bindinger dannet av de samme atomorbitalene.

p orbitaler kan danne både σ- og π-bindinger; i flere bindinger er en av dem nødvendigvis en σ-binding: .

Av tre bindinger i et nitrogenmolekyl er således én en σ-binding og to er π-bindinger.

Bindingslengden er avstanden mellom kjernene til bundne atomer. Bindingslengdene i forskjellige forbindelser er tiendedeler av en nanometer. Når multiplisiteten øker, reduseres bindingslengdene: bindingslengdene N–N, N=N og NºN er lik 0,145; 0,125 og 0,109 nm (10-9 m), og lengdene på C-C, C=C og CºC bindingene er henholdsvis 0,154; 0,134 og 0,120 nm.

Mellom ulike atomer kan en ren kovalent binding oppstå hvis elektronegativiteten (EO)1 til atomene er den samme. Slike molekyler er elektrosymmetriske, dvs. "Tyngepunktene" til de positive ladningene til kjernene og de negative ladningene til elektroner faller sammen på ett punkt, og det er derfor de kalles ikke-polare.

Hvis forbindelsesatomene har forskjellig EO, skifter elektronskyen mellom dem fra en symmetrisk posisjon nærmere atomet med høyere EO:

Forskyvningen av elektronskyen kalles polarisering. Som et resultat av ensidig polarisering faller ikke tyngdepunktene til positive og negative ladninger i et molekyl sammen på ett punkt, og en viss avstand (l) vises mellom dem. Slike molekyler kalles polare eller dipoler, og bindingen mellom atomene i dem kalles polare.

En polar binding er en type kovalent binding som har gjennomgått lett ensidig polarisering. Avstanden mellom "tyngdepunktene" til positive og negative ladninger i et molekyl kalles dipollengden. Naturligvis, jo større polarisering, jo større lengde på dipolen og jo større polaritet til molekylene. For å vurdere polariteten til molekyler bruker de vanligvis det permanente dipolmomentet (Mp), som er produktet av verdien av den elementære elektriske ladningen (e) og lengden på dipolen (l), dvs. .

Dipolmomenter måles i debyes D (D = 10-18 elektriske enheter × cm, siden den elementære ladningen er 4.810-10 elektriske enheter, og dipollengden er i gjennomsnitt lik avstanden mellom to atomkjerner, dvs. 10-8 cm ) eller kulometre (C×m) (1 D = 3,33·10-30 C×m) (elektronladning 1,6·10-19 C multiplisert med avstanden mellom ladninger, for eksempel 0,1 nm, så Mr = 1,6 10-19 x 1 x 10-10 = 1,6 10-29 C m). De permanente dipolmomentene til molekyler varierer fra null til 10 D.

For ikke-polare molekyler l = 0 og Мр = 0, dvs. de har ikke et dipolmoment. For polare molekyler, Мр > 0 og når verdier på 3,5 – 4,0 D.

Med veldig stor forskjell i EO mellom atomer er det en tydelig ensidig polarisering: elektronskyen til bindingen forskyves så mye som mulig mot atomet med høyest EO, atomene blir til motsatt ladede ioner og et ionisk molekyl vises:

Den kovalente bindingen blir ionisk. Den elektriske asymmetrien til molekylene øker, lengden på dipolen øker, og dipolmomentet øker til 10 D.

Det totale dipolmomentet til et komplekst molekyl kan betraktes som lik vektorsummen av dipolmomentene til individuelle bindinger. Dipolmomentet anses vanligvis å være rettet fra den positive enden av dipolen til den negative.

Bindingspolaritet kan forutsies ved å bruke den relative EO for atomer. Jo større forskjellen er mellom de relative EO-ene til atomer, jo mer uttalt er polariteten: DEO = 0 – ikke-polar kovalent binding; DEO = 0 – 2 – polar kovalent binding; DEO = 2 – ionisk binding. Det er mer riktig å snakke om graden av ionisitet til en binding, siden bindinger ikke er 100 % ioniske. Selv i CsF-forbindelsen er bindingen bare 89% ionisk.

En kjemisk binding som oppstår på grunn av overføring av elektroner fra atom til atom kalles ionisk, og de tilsvarende molekylene kjemiske forbindelser– ionisk. Ioneforbindelser i fast tilstand er preget av et ionisk krystallgitter. I smeltet og oppløst tilstand leder de elektrisk strøm, har høye smelte- og kokepunkter og et betydelig dipolmoment.

Hvis vi vurderer sammensetninger av elementer fra en hvilken som helst periode med det samme elementet, vil den overveiende ioniske naturen til bindingen endres til kovalent når vi beveger oss fra begynnelsen til slutten av perioden. For eksempel, i fluoridene i 2. periode LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2, svekkes graden av ionisitet av bindingen fra litiumfluorid gradvis og erstattes av en typisk kovalent binding i fluormolekylet.

Dermed er naturen til den kjemiske bindingen den samme: det er ingen grunnleggende forskjell i mekanismen for dannelse av polare kovalente og ioniske bindinger. Disse typer bindinger skiller seg bare i graden av polarisering av elektronskyen til molekylet. De resulterende molekylene er forskjellige i lengden på dipolene og verdiene til de permanente dipolmomentene. I kjemi er dipolmomentet veldig viktig. Som en generell regel, jo større dipolmomentet er, desto høyere er reaktiviteten til molekylene.

Mekanismer for dannelse av kjemiske bindinger

Valensbindingsmetoden skiller mellom utvekslings- og donor-akseptormekanismer for dannelse av en kjemisk binding.

Byttemekanisme. Utvekslingsmekanismen for dannelsen av en kjemisk binding inkluderer tilfeller der ett elektron fra hvert atom deltar i dannelsen av et elektronpar.

I H2, Li2, Na2-molekyler dannes bindinger på grunn av de uparrede s-elektronene til atomene. I F2- og Cl2-molekyler - på grunn av uparrede p-elektroner. I HF- og HCl-molekyler dannes bindinger av s-elektroner av hydrogen og p-elektroner av halogener.

Et trekk ved dannelsen av forbindelser ved utvekslingsmekanismen er metning, som viser at atomet ikke danner noen, men et begrenset antall bindinger. Spesielt antallet deres avhenger av antallet uparrede valenselektroner.

Fra kvantecellene N og H kan vi se at nitrogenatomet har 3

uparrede elektroner, og hydrogenatomet har en. Metningsprinsippet indikerer at den stabile forbindelsen skal være NH3 og ikke NH2, NH eller NH4. Imidlertid er det molekyler som inneholder et oddetall elektroner, for eksempel NO, NO2, ClO2. Alle av dem er preget av økt reaktivitet.

På visse stadier kjemiske reaksjoner Valent umettede grupper kan også dannes, som kalles radikaler, for eksempel H, NH2, O, CH3. Reaktiviteten til radikaler er svært høy, og derfor er levetiden deres vanligvis kort.

Donor-akseptor mekanisme

Det er kjent at valensmettede forbindelser ammoniakk NH3 og bortrifluorid BF3 reagerer med hverandre i henhold til reaksjonen

NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171,4 kJ/mol.

La oss vurdere mekanismen for denne reaksjonen:

Det kan sees at av fire bororbitaler er tre okkuperte, og en forblir ledig. I ammoniakkmolekylet er alle de fire nitrogenorbitalene okkupert, tre av dem er okkupert av utvekslingsmekanismen med elektroner av nitrogen og hydrogen, og en inneholder et elektronpar, som begge elektroner tilhører nitrogen. Et slikt elektronpar kalles et ensomt elektronpar. Dannelsen av H3N · BF3-forbindelsen skjer på grunn av det faktum at det ensomme elektronparet av ammoniakk opptar den ledige orbitalen til borfluorid. I dette tilfellet reduseres den potensielle energien til systemet og en tilsvarende mengde energi frigjøres. En slik formasjonsmekanisme kalles donor-akseptor; en donor er et atom som donerer sitt elektronpar for å danne en binding (i i dette tilfellet nitrogenatom); og atomet som, ved å gi en ledig orbital, aksepterer et elektronpar, kalles en akseptor (i dette tilfellet et boratom). En donor-akseptorbinding er en type kovalent binding.

I H3N · BF3-forbindelsen er nitrogen og bor fireverdige. Nitrogenatomet øker sin valens fra 3 til 4 som et resultat av å bruke et ensomt elektronpar for å danne en ekstra kjemisk binding. Boratomet øker sin valens på grunn av tilstedeværelsen av en fri orbital på valens elektronisk nivå. Dermed bestemmes valensen til elementer ikke bare av antall uparrede elektroner, men også av tilstedeværelsen av ensomme elektronpar og frie orbitaler på valens elektronisk nivå.

Et enklere tilfelle av dannelsen av en kjemisk binding ved donor-akseptormekanismen er reaksjonen av ammoniakk med et hydrogenion:

. Rollen som elektronparakseptor spilles av den tomme orbitalen til hydrogenionet. I ammoniumionet NH4+ er nitrogenatomet fireverdig.

Retning av bindinger og hybridisering av atomorbitaler

Et viktig kjennetegn ved et molekyl som består av mer enn to atomer er dets geometriske konfigurasjon. Det er bestemt relativ posisjon atomorbitaler involvert i dannelsen av kjemiske bindinger.

Overlapping av elektronskyer er bare mulig med en viss relativ orientering av elektronskyene; i dette tilfellet er overlappingsområdet plassert i en bestemt retning i forhold til de interagerende atomene.

Når en ionisk binding dannes, har det elektriske feltet til ionet sfærisk symmetri, og derfor er ionbindingen ikke retningsbestemt og mettbar.

k.ch. = 6 k.t. = 6

Vinkelen mellom bindinger i et vannmolekyl er 104,5°. Dens størrelse kan forklares på grunnlag av kvantemekaniske konsepter. Elektronisk diagram av oksygenatomet 2s22p4. To uparrede p-orbitaler er plassert i en vinkel på 90° til hverandre - maksimal overlapping av elektronskyer av s-orbitaler av hydrogenatomer med p-orbitaler av et oksygenatom vil oppstå hvis bindingene er plassert i en vinkel på 90 °. I et vannmolekyl er O–H-bindingen polar. Den effektive positive ladningen på hydrogenatomet er δ+, på oksygenatomet - δ-. Derfor er økningen i vinkelen mellom bindinger til 104,5° forklart av frastøtingen av de effektive positive ladningene til hydrogenatomer, så vel som elektronskyer.

Elektronegativiteten til svovel er betydelig mindre enn EO for oksygen. Derfor er polariteten til H–S-bindingen i H2S mindre enn polariteten til H–O-bindingen i H2O, og lengden på H–S-bindingen (0,133 nm) er større enn H–O (0,56 nm) og vinkelen mellom bindingene nærmer seg en rett vinkel. For H2S er det 92o, og for H2Se – 91o.

Av samme grunner har ammoniakkmolekylet en pyramideformet struktur og vinkelen mellom H–N–H-valensbindingene er større enn en rett linje (107,3°). Når man går fra NH3 til PH3, AsH3 og SbH3, er vinklene mellom bindingene henholdsvis 93,3°; 91,8o og 91,3o.

Hybridisering av atomorbitaler

Et eksitert berylliumatom har en konfigurasjon på 2s12p1, et eksitert boratom har en konfigurasjon på 2s12p2, og et eksitert karbonatom har en konfigurasjon på 2s12p3. Derfor kan vi anta at ikke de samme, men forskjellige atomorbitaler kan delta i dannelsen av kjemiske bindinger. For eksempel, i forbindelser som BeCl2, BeCl3, CCl4 bør det være bindinger med ulik styrke og retning, og σ-bindinger fra p-orbitaler bør være sterkere enn bindinger fra s-orbitaler, fordi for p-orbitaler er det mer gunstige forhold for overlapping. Erfaring viser imidlertid at i molekyler som inneholder sentrale atomer med forskjellige valensorbitaler (s, p, d), er alle bindinger likeverdige. En forklaring på dette ble gitt av Slater og Pauling. De konkluderte med at forskjellige orbitaler, ikke veldig forskjellige i energi, danner et tilsvarende antall hybridorbitaler. Hybride (blandede) orbitaler dannes fra forskjellige atomorbitaler. Antall hybridorbitaler er lik antall atomorbitaler involvert i hybridisering. Hybride orbitaler er identiske i elektronskyform og energi. Sammenlignet med atomorbitaler er de mer langstrakte i retning av dannelse av kjemiske bindinger og gir derfor bedre overlapping av elektronskyer.

Hybridisering av atomorbitaler krever energi, så hybridorbitaler i et isolert atom er ustabile og har en tendens til å bli til rene AO-er. Når kjemiske bindinger dannes, stabiliseres hybridorbitalene. På grunn av de sterkere bindingene som dannes av hybridorbitalene, frigjøres mer energi fra systemet og derfor blir systemet mer stabilt.

sp-hybridisering skjer for eksempel under dannelsen av Be-, Zn-, Co- og Hg(II)-halogenider. I valenstilstanden inneholder alle metallhalogenider s og p-uparede elektroner på passende energinivå. Når et molekyl dannes, danner en s og en p-orbital to hybride sp-orbitaler i en vinkel på 180°.

Eksperimentelle data viser at Be-, Zn-, Cd- og Hg(II)-halogenider alle er lineære og begge bindingene har samme lengde.

sp2 hybridisering. Som et resultat av hybridiseringen av en s-orbital og to p-orbitaler, dannes tre hybride sp2-orbitaler, plassert i samme plan i en vinkel på 120° til hverandre.

sp3-hybridisering er karakteristisk for karbonforbindelser. Som et resultat av hybridiseringen av en s-orbitaler og tre p-orbitaler, dannes fire hybride sp3-orbitaler, rettet mot toppene til tetraederet med en vinkel mellom orbitalene på 109,5°.

Hybridisering manifesteres i fullstendig ekvivalens av bindingene til et karbonatom med andre atomer i forbindelser, for eksempel i CH4, CCl4, C(CH3)4, etc.

Hybridisering kan involvere ikke bare s- og p-orbitaler, men også d- og f-orbitaler.

Med sp3d2 hybridisering dannes 6 like skyer. Det er observert i slike forbindelser som.

Ideer om hybridisering gjør det mulig å forstå slike strukturelle trekk ved molekyler som ikke kan forklares på noen annen måte.

Hybridisering av atomorbitaler (AO) fører til en forskyvning av elektronskyen i retning av å danne bindinger med andre atomer. Som et resultat viser overlappingsområdene til hybridorbitaler seg å være større enn for rene orbitaler, og bindingsstyrken øker.

Polariserbarhet og polariserende effekt av ioner og molekyler

I et elektrisk felt deformeres et ion eller molekyl, dvs. i dem er det en relativ forskyvning av kjerner og elektroner. Denne deformerbarheten til ioner og molekyler kalles polariserbarhet. Siden elektronene i det ytre laget er minst tett bundet i atomet, opplever de forskyvning først.

Polariserbarheten til anioner er som regel betydelig høyere enn polariserbarheten til kationer.

Med samme struktur elektronskjell Polariserbarheten til et ion avtar når den positive ladningen øker, for eksempel i serien:

For ioner av elektroniske analoger øker polariserbarheten med økende antall elektroniske lag, for eksempel: eller.

Polariserbarheten til molekyler bestemmes av polariserbarheten til deres konstituerende atomer, geometrisk konfigurasjon, antall og mangfold av bindinger, etc. En konklusjon om relativ polariserbarhet er bare mulig for liknende konstruerte molekyler som er forskjellige i ett atom. I dette tilfellet kan forskjellen i polariserbarheten til molekyler bedømmes ved forskjellen i polariserbarheten til atomer.

Et elektrisk felt kan skapes enten av en ladet elektrode eller av et ion. Dermed kan selve ionet ha en polariserende effekt (polarisering) på andre ioner eller molekyler. Den polariserende effekten av et ion øker med økende ladning og avtagende radius.

Den polariserende effekten av anioner er som regel mye mindre enn den polariserende effekten til kationer. Dette forklares av den store størrelsen på anioner sammenlignet med kationer.

Molekyler har en polariserende effekt hvis de er polare; Jo større dipolmomentet til molekylet er, desto høyere polariserende effekt.

Polarisasjonsevnen øker i serien, pga radiene øker og det elektriske feltet som skapes av ionet avtar.

Hydrogenbinding

En hydrogenbinding er spesiell type kjemisk forbindelse. Det er kjent at hydrogenforbindelser med svært elektronegative ikke-metaller, som F, O, N, har unormalt høye kokepunkter. Hvis i serien H2Te – H2Se – H2S synker kokepunktet naturlig, så er det et kraftig hopp til en økning i denne temperaturen når man går fra H2S til H2O. Det samme bildet er observert i rekken av halogenhydrogensyrer. Dette indikerer tilstedeværelsen av en spesifikk interaksjon mellom H2O-molekyler og HF-molekyler. Slik interaksjon bør gjøre det vanskelig for molekyler å skille seg fra hverandre, d.v.s. redusere deres flyktighet, og følgelig øke kokepunktet til de tilsvarende stoffene. På grunn av den store forskjellen i EO er de kjemiske bindingene H–F, H–O, H–N sterkt polariserte. Derfor har hydrogenatomet en positiv effektiv ladning (δ+), og F-, O- og N-atomene har et overskudd av elektrontetthet og er negativt ladet (d-). På grunn av Coulomb-attraksjon, samhandler det positivt ladede hydrogenatomet til ett molekyl med det elektronegative atomet til et annet molekyl. Takket være dette blir molekylene tiltrukket av hverandre (tykke prikker indikerer hydrogenbindinger).

En hydrogenbinding er en binding som dannes gjennom et hydrogenatom som er en del av en av to bundne partikler (molekyler eller ioner). Energien til en hydrogenbinding (21–29 kJ/mol eller 5–7 kcal/mol) er omtrent 10 ganger mindre enn energien til en konvensjonell kjemisk binding. Ikke desto mindre bestemmer hydrogenbindingen eksistensen av dimere molekyler (H2O)2, (HF)2 og maursyre i par.

I en serie kombinasjoner av atomene HF, HO, HN, HCl, HS avtar energien til hydrogenbindingen. Den avtar også med økende temperatur, så stoffer i damptilstand viser kun i liten grad hydrogenbinding; det er karakteristisk for stoffer i flytende og fast tilstand. Stoffer som vann, is, flytende ammoniakk, organiske syrer, alkoholer og fenoler er assosiert til dimerer, trimerer og polymerer. I flytende tilstand er dimerer de mest stabile.

Intermolekylære interaksjoner

Tidligere ble bindingene som bestemmer dannelsen av molekyler fra atomer vurdert. Imidlertid er det også interaksjon mellom molekyler. Det får gasser til å kondensere og omdannes til væsker og faste stoffer. Den første formuleringen av kreftene til intermolekylær interaksjon ble gitt i 1871 av Van der Waals. Derfor kalles de van der Waals-styrker. Intermolekylære interaksjonskrefter kan deles inn i orienterende, induktive og dispersive.

Polare molekyler, på grunn av den elektrostatiske interaksjonen mellom motsatte ender av dipoler, er orientert i rommet slik at de negative endene av dipolene til noen molekyler blir vendt til positive

endene av dipolene til andre molekyler (orienterende intermolekylær interaksjon).

Energien til en slik interaksjon bestemmes av den elektrostatiske tiltrekningen av to dipoler. Jo større dipolen er, desto sterkere er den intermolekylære tiltrekningen (H2O, HCl).

Den termiske bevegelsen av molekyler forhindrer gjensidig orientering av molekyler, derfor svekkes orienteringseffekten med økende temperatur. Induktiv interaksjon er også observert i stoffer med polare molekyler, men den er vanligvis mye svakere enn orienteringsinteraksjon.

Et polart molekyl kan øke polariteten til et nabomolekyl. Med andre ord, under påvirkning av dipolen til ett molekyl, kan dipolen til et annet molekyl øke, og et ikke-polart molekyl kan bli polart:

b

Dipolmomentet som følge av polarisering av et annet molekyl eller ion kalles et indusert dipolmoment, og selve fenomenet kalles induksjon. Dermed må den orienterende interaksjonen alltid legges over den induktive interaksjonen til molekyler.

Når det gjelder ikke-polare molekyler (for eksempel H2, N2 eller edelgassatomer), er det ingen orienterende og induktiv interaksjon. Imidlertid er hydrogen, nitrogen og edelgasser kjent for å brenne. For å forklare disse fakta, introduserte London konseptet med spredningskrefter av intermolekylær interaksjon. Disse kreftene samhandler mellom alle atomer og molekyler, uavhengig av deres struktur. De er forårsaket av øyeblikkelige dipolmomenter som oppstår i samspill over en stor gruppe atomer:

På ethvert gitt tidspunkt kan retningen til dipolene være forskjellig. Imidlertid gir deres koordinerte forekomst svake interaksjonskrefter som fører til dannelse av væske og faste stoffer. Spesielt forårsaker det overgangen av edelgasser til flytende tilstand ved lave temperaturer.

Dermed er den minste komponenten blant kreftene som virker mellom molekyler dispersjonsinteraksjonen. Mellom molekyler med liten eller ingen polaritet (CH4, H2, HI) er de virkende kreftene hovedsakelig dispersive. Jo større det iboende dipolmomentet til molekylene er, desto større er orienteringskreftene for interaksjon mellom dem.

I en serie stoffer av samme type øker dispersjonsinteraksjonen med økende størrelse på atomene som utgjør molekylene til disse stoffene. For eksempel, i HCl, står dispersjonskrefter for 81 % av den totale intermolekylære interaksjonen; for HBr er denne verdien 95 %, og for HI – 99,5 %.

Beskrivelse av kjemiske bindinger i molekylær orbital (MO) metode

BC-metoden er mye brukt av kjemikere. I denne metoden blir et stort og komplekst molekyl sett på som bestående av individuelle tosenter- og to-elektronbindinger. Det er akseptert at elektronene som er ansvarlige for den kjemiske bindingen er lokalisert (plassert) mellom to atomer. BC-metoden kan med hell brukes på de fleste molekyler. Imidlertid er det en rekke molekyler som denne metoden ikke er anvendelig for, eller konklusjonene er i konflikt med eksperimentet.

Det er fastslått at den avgjørende rollen i dannelsen av en kjemisk binding i en rekke tilfeller ikke spilles av elektronpar, men av individuelle elektroner. Muligheten for en kjemisk binding ved bruk av ett elektron indikeres av eksistensen av et ion. Når dette ionet dannes fra et hydrogenatom og et hydrogenion, frigjøres 255 kJ (61 kcal) energi. Dermed er den kjemiske bindingen i ionet ganske sterk.

Hvis vi prøver å beskrive den kjemiske bindingen i et oksygenmolekyl ved hjelp av BC-metoden, kommer vi til at det for det første må være doble (σ- og p-bindinger), og for det andre må alle elektroner i oksygenmolekylet være sammenkoblet, dvs. O2-molekylet må være diamagnetisk. [I diamagnetiske stoffer har ikke atomene et permanent magnetisk moment og stoffet presses ut av magnetfeltet. Et paramagnetisk stoff er en hvis atomer eller molekyler har et magnetisk moment, og det har egenskapen å bli trukket inn i et magnetfelt]. Eksperimentelle data viser at energien til bindingen i oksygenmolekylet faktisk er dobbel, men molekylet er ikke diamagnetisk, men paramagnetisk. Den har to uparrede elektroner. BC-metoden er maktesløs til å forklare dette faktum.

Den beste metoden for kvantemekanisk tolkning av kjemisk binding anses for tiden å være metoden molekylær orbital (MO). Imidlertid er han mye mer komplisert enn metoden BC er ikke like visuell som den forrige.

MO-metoden anser at alle elektronene i et molekyl er i molekylære orbitaler. I et molekyl er et elektron lokalisert ved en viss MO, beskrevet av den tilsvarende bølgefunksjonen ψ.

Typer MO. Når et elektron fra ett atom, når det nærmer seg, faller inn i et annet atoms handlingssfære, endres bevegelsens natur, og derfor bølgefunksjonen til elektronet. I det resulterende molekylet er bølgefunksjonene, eller orbitalene, til elektronene ukjente. Det er flere måter å bestemme typen MO basert på kjente AOer. Oftest oppnås MO ved lineær kombinasjon av atomorbitaler (LCAO). Pauli-prinsippet, Hunds regel og prinsippet om minste energi er også gyldige for MO-metoden.

Ris. 2.2 Dannelse av bindende og antibindingsmolekylære orbitaler fra atomorbitaler.

I sin enkleste grafiske form kan MO-er, som LCAO, oppnås ved å legge til eller subtrahere bølgefunksjoner. Figur 2.2 viser dannelsen av bindende og antibindende MO-er fra den første AO.

AO-er kan danne MO-er hvis energiene til de tilsvarende AO-ene er nær i verdi og AO-ene har samme symmetri i forhold til bindingsaksen.

Bølgefunksjonene, eller orbitalene, til hydrogen 1s kan gi to lineære kombinasjoner - den ene når den legges til, den andre når den trekkes fra (fig. 2.2).

Når bølgefunksjonene summeres, i overlappingsområdet blir tettheten til elektronskyen, proporsjonal med ψ2, større, en overflødig negativ ladning skapes mellom atomkjernene og atomkjernene tiltrekkes til den. En MO oppnådd ved å legge til bølgefunksjonene til hydrogenatomer kalles en bindende MO.

Hvis bølgefunksjonene trekkes fra, i området mellom atomkjernene blir tettheten til elektronskyen null, elektronskyen "skyves ut" fra området som ligger mellom atomene. Den resulterende MO kan ikke binde atomer og kalles antibinding.

Siden s-orbitalene til hydrogen kun danner en σ-binding, blir de resulterende MO-ene betegnet σcв og σр. MOs dannet av 1s-atomiske orbitaler er betegnet σcв1s og σр1s.

Ved bindende MO viser den potensielle (og totale) energien til elektroner seg å være mindre enn ved AO, og ved antibondende MO er den større. I absolutt verdi er økningen i energien til elektroner i antibondende orbitaler noe større enn nedgangen i energi i bindende orbitaler. Et elektron lokalisert i en bindende orbital sikrer forbindelsen mellom atomer, stabiliserer molekylet, og et elektron i en antibondende orbital destabiliserer molekylet, dvs. bindingen mellom atomer svekkes. Erazr. > Esv.

MO er også dannet fra 2p orbitaler med samme symmetri: binding og antibinding σ orbitaler fra 2p orbitaler plassert langs x-aksen. De er betegnet σcв2р og σр2р. Binding og antibonding p orbitaler er dannet fra 2pz orbitaler. De er betegnet πсв2рz, πp2pz, henholdsvis. πsv2py og πр2у orbitalene er dannet på samme måte.

Fyller ut MO. Fyllingen av MO med elektroner skjer i rekkefølgen med økende orbital energi. Hvis MO har samme energi (πst eller πp orbitaler), skjer fylling i henhold til Hunds regel slik at spinnmomentet til molekylet er størst. Hver MO, som en atom, kan romme to elektroner. Som nevnt avhenger de magnetiske egenskapene til atomer eller molekyler av tilstedeværelsen av uparrede elektroner: hvis et molekyl har uparrede elektroner, er det paramagnetisk, hvis ikke, er det diamagnetisk.

Tenk på ionet.

Fra diagrammet er det klart at det eneste elektronet er plassert langs σcв - MO. Det dannes en stabil forbindelse med en bindingsenergi på 255 kJ/mol og en bindingslengde på 0,106 nm. Molekylionet er paramagnetisk. Hvis vi antar at bindingsmultiplisiteten, som i BC-metoden, bestemmes av antall elektronpar, så er bindingsmultiplisiteten i ½. Dannelsesprosessen kan skrives som følger:

Denne oppføringen betyr at det er ett elektron i σc MO dannet fra en 1s AO.

Det vanlige hydrogenmolekylet inneholder allerede to elektroner med motsatte spinn i σcв1s orbital: . Bindingsenergien i H2 er større enn i H2 - 435 kJ/mol, og bindingslengden (0,074 nm) er kortere. H2-molekylet inneholder en enkeltbinding og molekylet er diamagnetisk.

Ris. 2.3. Energidiagram av AO og MO i et system med to hydrogenatomer.

Molekylionet (+He+ ® He+2[(sсв1s)2(sр1s)1]) har allerede ett elektron i σutladnings 1s-orbitalen. Bindingsenergien er 238 kJ/mol (redusert sammenlignet med H2), og bindingslengden (0,108 nm) økes. Bindingsmultiplisiteten er ½ (bindingsmultiplisiteten er lik halvparten av forskjellen i antall elektroner i bindings- og antibindings-orbitalene).

Et hypotetisk He2-molekyl vil ha to elektroner i σcв1s-orbitalen og to elektroner i σр1s-orbitalen. Siden ett elektron i antibonding orbital ødelegger bindingseffekten til elektronet i bonding orbital, kan ikke He2 molekylet eksistere. BC-metoden fører til samme konklusjon.

Rekkefølgen som MO fylles med elektroner under dannelsen av molekyler av periode II-elementer er vist nedenfor. I samsvar med diagrammene er B2- og O2-molekylene paramagnetiske, og Be2-molekylet kan ikke eksistere.

Dannelsen av molekyler fra atomer av elementer fra periode II kan skrives som følger (K ​​- indre elektroniske lag):

Fysiske egenskaper til molekyler og MMO

Eksistensen av bindende og løsnede MO-er er bekreftet fysiske egenskaper molekyler. MO-metoden lar oss forutsi at hvis elektronene i molekylet under dannelsen av et molekyl fra atomer faller inn i bindingsorbitaler, så bør ioniseringspotensialene til molekylene være større enn ioniseringspotensialene til atomer, og hvis elektronene falle inn i antibonding orbitaler, så omvendt.

Dermed er ioniseringspotensialene til hydrogen- og nitrogenmolekyler (bindingsorbitaler) - henholdsvis 1485 og 1500 kJ/mol - større enn ioniseringspotensialene til hydrogen- og nitrogenatomer - 1310 og 1390 kJ/mol, og ioniseringspotensialene til oksygen og fluormolekyler (antibindende orbitaler) - 1170 og 1523 kJ/mol er mindre enn de tilsvarende atomene - 1310 og 1670 kJ/mol. Når molekyler ioniseres, reduseres bindingsstyrken hvis et elektron fjernes fra en bindende orbital (H2 og N2), og øker hvis et elektron fjernes fra en antibondende orbital (O2 og F2).

Diatomiske molekyler med forskjellige atomer

MO-er for molekyler med forskjellige atomer (NO, CO) er konstruert på samme måte hvis de opprinnelige atomene ikke er veldig forskjellige i ioniseringspotensialverdier. For CO-molekylet har vi for eksempel:

AO-energiene til oksygenatomet er lavere enn energiene til de tilsvarende karbonorbitalene (1080 kJ/mol); de er plassert nærmere kjernen. De 10 elektronene som er tilstede i de innledende atomene på de ytre lagene fyller bindings-sb2s- og antibinding-sp2s-orbitalene og bindings- og pscb2ry,z-orbitalene. CO-molekylet viser seg å være isoelektronisk med N2-molekylet. Bindingsenergien til atomer i et CO-molekyl (1105 kJ/mol) er enda større enn i et nitrogenmolekyl (940 kJ/mol). C–O-bindingslengden er 0,113 nm.

INGEN molekyl

har ett elektron i antibindingsbanen. Som et resultat er bindingsenergien til NO (680 kJ/mol) lavere enn for N2 eller CO. Å fjerne et elektron fra NO-molekylet (ionisering for å danne NO+) øker bindingsenergien til atomer til 1050–1080 kJ/mol.

La oss vurdere dannelsen av MO i hydrogenfluoridmolekylet HF. Siden ioniseringspotensialet til fluor (17,4 eV eller 1670 kJ/mol) er større enn hydrogen (13,6 eV eller 1310 kJ/mol), har 2p-orbitalene til fluor lavere energi enn 1s-orbitalen til hydrogen. På grunn av den store forskjellen i energi, interagerer ikke 1s orbitalen til hydrogenatomet og 2s orbitalen til fluoratomet. Dermed blir 2s orbitalen til fluor uten å endre energien til MO i HF. Slike orbitaler kalles ikke-bindende orbitaler. 2py- og 2рz-orbitalene til fluor kan heller ikke samhandle med 1s-orbitalen til hydrogen på grunn av forskjellen i symmetri i forhold til bindingsaksen. De blir også uforpliktende MO-er. Bindings- og antibindings-MO-ene er dannet fra 1s-orbitalen til hydrogen og 2px-orbitalen til fluor. Hydrogen- og fluoratomene er forbundet med en to-elektronbinding med en energi på 560 kJ/mol.

Bibliografi

Glinka N.L. generell kjemi. – M.: Kjemi, 1978. – S. 111-153.

Shimanovich I.E., Pavlovich M.L., Tikavyy V.F., Malashko P.M. Generell kjemi i formler, definisjoner, diagrammer. – Mn.: Universitetskaya, 1996. – S. 51-77.

Vorobyov V.K., Eliseev S.Yu., Vrublevsky A.V. Praktisk og selvstendig arbeid i kjemi. – Mn.: UE “Donarit”, 2005. – S. 21-30.

C 2s 2 2p 2 C +1e = C -

О 2s 2 2p 4 О -1е = О +

En annen forklaring på dannelsen av en trippelbinding i CO-molekylet er mulig.

Et ueksitert karbonatom har 2 uparede elektroner, som kan danne 2 vanlige elektronpar med 2 uparrede elektroner i oksygenatomet (i henhold til utvekslingsmekanismen). Imidlertid kan de 2 parede p-elektronene som er tilstede i oksygenatomet danne en trippel kjemisk binding, siden karbonatomet har en ufylt celle som kan akseptere dette elektronparet.

En trippelbinding dannes av en donor-akseptormekanisme, retningen til pilen er fra oksygendonoren til akseptoren - karbon.

I likhet med N 2 - har CO en høy dissosiasjonsenergi (1069 kJ), er dårlig løselig i vann og kjemisk inert. CO er en fargeløs og luktfri gass, likegyldig, ikke-saltdannende, og interagerer ikke med sure alkalier og vann under normale forhold. Giftig, fordi interagerer med jern, som er en del av hemoglobin. Når temperaturen økes eller bestråles, viser den egenskapene til et reduksjonsmiddel.

Kvittering:

i industrien

CO 2 + C « 2CO

2C + O2® 2CO

i laboratoriet: H 2 SO 4, t

HCOOH® CO + H20;

H2SO4t

H 2 C 2 O 4 ® CO + CO 2 + H 2 O.

CO reagerer kun ved høye temperaturer.

CO-molekylet har høy affinitet for oksygen og brenner for å danne CO 2:

CO + 1/2O 2 = CO 2 + 282 kJ/mol.

På grunn av sin høye affinitet for oksygen, brukes CO som et reduksjonsmiddel for oksidene til mange tungmetaller (Fe, Co, Pb, etc.).

CO + Cl 2 = COCl 2 (fosgen)

CO + NH3® HCN + H2O H – C º N

CO + H 2 O « CO 2 + H 2

CO+S®COS

Av størst interesse er metallkarbonyler (brukes for å oppnå rene metaller). Kjemisk binding skjer i henhold til donor-akseptormekanismen; p-overlapping skjer i henhold til dativmekanismen.

5CO + Fe ® (jernpentakarbonyl)

Alle karbonyler er diamagnetiske stoffer, kjennetegnet ved lav styrke; ved oppvarming brytes karbonyler ned

→ 4CO + Ni (nikkelkarbonyl).

I likhet med CO er metallkarbonyler giftige.

Kjemisk binding i et CO 2 molekyl

I et CO 2 molekyl sp- karbonatomhybridisering. To sp-hybridiserte orbitaler danner 2 s-bindinger med oksygenatomer, og de resterende uhybridiserte p-orbitalene av karbon danner p-bindinger med to p-orbitaler av oksygenatomer, som er plassert i plan vinkelrett på hverandre.

O ═ C ═ O

Under trykk 60 atm. og ved romtemperatur kondenserer CO 2 til en fargeløs væske. Ved sterk avkjøling størkner flytende CO 2 til en hvit snølignende masse, sublimerer ved P = 1 atm og t = 195 K (-78 °). Den komprimerte faste massen kalles tørris, CO 2 støtter ikke forbrenning. Bare stoffer som har høyere affinitet for oksygen enn karbon brenner i det: for eksempel,

2Mg + CO 2 ® 2MgO + C.

CO 2 reagerer med NH 3:

CO 2 + 2NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O

(karbamid, urea)

2СО 2 + 2Na 2 O 2 ® 2Na 2 CO 3 + O 2

Urea spaltes av vann:

CO(NH 2) 2 + 2H 2 O ® (NH 4) 2 CO 3 → 2NH 3 + CO 2

Cellulose er et karbohydrat som består av b-glukoserester. Det syntetiseres i planter i henhold til følgende skjema

klorofyll

6CO 2 + 6H 2 O ® C 6 H 12 O 6 + 6O 2 glukosefotosyntese

CO 2 oppnås ved hjelp av teknologi:

2NaHCO 3 ® Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

fra koks C + O 2 ® CO 2

I laboratoriet (i Kipp-apparatet):

.

Karbonsyre og dens salter

Når karbondioksid løses opp i vann, reagerer det delvis med det, og danner karbonsyre H 2 CO 3; i dette tilfellet etableres likevekter:

K 1 = 4 × 10 -7 K 2 = 4,8 × 10 -11 – svak, ustabil, oksygenholdig, dibasisk syre. Hydrokarbonater er løselige i H 2 O. Karbonater er uløselige i vann, bortsett fra alkalimetallkarbonater, Li 2 CO 3 og (NH 4) 2 CO 3. Sure salter av karbonsyre fremstilles ved å føre overskudd av CO 2 inn i en vandig løsning av karbonat:

eller ved gradvis (dråpe for dråpe) tilsetning sterk syre i et overskudd av vandig karbonatløsning:

Na 2 CO 3 + HNO 3 ® NaHCO 3 + NaNO 3

Ved interaksjon med alkalier eller oppvarming (kalsinering), blir sure salter til middels:

Salter hydrolyseres i henhold til ligningen:

jeg iscenesetter

På grunn av fullstendig hydrolyse kan ikke karbonater Gr 3+, Al 3+, Ti 4+, Zr 4+ osv. isoleres fra vandige løsninger.

Praktisk betydning har salter - Na 2 CO 3 (brus), CaCO 3 (kritt, marmor, kalkstein), K 2 CO 3 (potaske), NaHCO 3 (natron), Ca (HCO 3) 2 og Mg (HCO 3) 2 bestemmer karbonathardheten til vannet.

Karbondisulfid (CS 2)

Ved oppvarming (750-1000°C) reagerer karbon med svovel og danner karbondisulfid, organisk løsemiddel (fargeløs flyktig væske, reaktivt stoff), brannfarlig og flyktig.

CS 2-damper er giftige, brukes til desinfisering (fumigering) av kornmagasiner mot skadeinsekter, og i veterinærmedisin for behandling av ascariasis hos hester. I teknologi - et løsemiddel for harpiks, fett, jod.

Med metallsulfider danner CS 2 salter av tiokarbonsyre - tiokarbonater.

Denne reaksjonen ligner på prosessen

Tiokarbonater– gule krystallinske stoffer. Ved eksponering for syrer frigjøres fri tiokarbonsyre.

Den er mer stabil enn H 2 CO 3 og frigjøres ved lave temperaturer fra løsningen i form av en gul oljeaktig væske som lett brytes ned til:

Forbindelser av karbon med nitrogen (CN) 2 eller C 2 N 2 – siker, svært brannfarlig fargeløs gass. Rent tørr cyanid fremstilles ved oppvarming av sublimat med kvikksølv(II)cyanid.

HgCl 2 + Hg(CN) 2 ® Hg 2 Cl 2 + (С N) 2

Andre måter å motta på:

4HCN g + O 2 2 (CN) 2 + 2 H 2 O

2HCN g + Cl2(CN)2 + 2HCl

Cicyanin har egenskaper som ligner på halogener i molekylform X2. Så i et alkalisk miljø er det, som halogener, uforholdsmessig:

(CN)2 + 2NaOH = NaCN + NaOCN

Hydrogencyanid- HCN (), en kovalent forbindelse, en gass som løses opp i vann for å danne blåsyre (en fargeløs væske og dens salter er ekstremt giftige). Motta:

Hydrogencyanid produseres industrielt gjennom katalytiske reaksjoner.

2CH4 + 3O2 + 2NH3® 2HCN + 6H2O.

Salter av blåsyre - cyanider - er utsatt for alvorlig hydrolyse. CN - er et ion isoelektronisk til CO-molekylet og inngår som en ligand i et stort antall d-elementkomplekser.

Håndtering av cyanid krever strenge forholdsregler. I jordbruk brukes til å bekjempe spesielt farlige skadeinsekter.

Cyanider oppnås:

Karbonforbindelser med negativ oksidasjonstilstand:

1) kovalent (SiC karborundum) ;

2) ionekovalent;

3) metallkarbider.

Ionisk kovalent brytes ned med vann og frigjør gass; avhengig av hva slags gass som frigjøres, er de delt inn i:

metanider(CH 4 er utgitt)

Al 4 C 3 + 12H 2 O ® 4Al(OH) 3 + 3CH 4

acetylenider(C 2 H 2 frigjøres)

H 2 C 2 + AgNO 3 ® Ag 2 C 2 + HNO 3

Metallkarbider er forbindelser med støkiometrisk sammensetning dannet av elementer fra gruppene 4, 7, 8 gjennom innføring av Me-atomer i karbonkrystallgitteret.

Silisiumkjemi

Forskjellen mellom kjemien til silisium og karbon skyldes den store størrelsen på atomet og muligheten for å bruke 3d-orbitaler. På grunn av dette er Si - O - Si, Si - F-bindingene sterkere enn karbon.

For silisium er det kjent oksider av sammensetningen SiO og SiO 2. Silisiummonoksid eksisterer kun i gassfasen ved høye temperaturer i en inert atmosfære; det oksideres lett av oksygen for å danne det mer stabile oksidet SiO 2.

2SiO + О 2 t ® 2SiO 2

SiO2– silika, har flere krystallinske modifikasjoner. Lav temperatur - kvarts, har piezoelektriske egenskaper. Naturlige varianter av kvarts: bergkrystall, topas, ametyst. Varianter av silika - kalsedon, opal, agat, sand.

Et bredt utvalg av silikater (mer presist, oksosilikater) er kjent. I deres struktur generelt mønster: alle består av SiO 4 4- tetraedre, som er forbundet med hverandre gjennom et oksygenatom.

Kombinasjoner av tetraeder kan kobles til kjeder, bånd, masker og rammer.

Viktige naturlige silikater er 3MgO×H 2 O×4SiO 2 talkum, 3MgO×2H 2 O×2SiO 2 asbest.

I likhet med SiO 2 er silikater karakterisert ved en (amorf) glassaktig tilstand. Med kontrollert krystallisering er det mulig å oppnå en finkrystallinsk tilstand - glasskeramikk - materialer med økt styrke. Aluminosilikater er vanlige i naturen – rammeortosilikater; noen Si-atomer er erstattet med Al, for eksempel Na 12 [(Si, Al) O 4 ] 12.

Det mest holdbare halogenidet, SiF 4, spaltes kun under påvirkning av en elektrisk utladning.

Heksafluorkiselsyre (nær styrke til H 2 SO 4).

(SiS 2) n – polymert stoff, spaltes med vann:

Kiselsyrer.

De tilsvarende SiO 2 kiselsyrene har ikke en spesifikk sammensetning; de er vanligvis skrevet i formen xH 2 O ySiO 2 - polymerforbindelser

Kjent:

H 2 SiO 3 (H 2 O×SiO 2) – metasilisium (finnes egentlig ikke)

H 4 SiO 4 (2H 2 O×SiO 2) – ortosilisium (det enkleste eksisterer faktisk bare i løsning)

H 2 Si 2 O 5 (H 2 O×2SiO 2) – dimetasilisium.

Kiselsyrer er lite løselige stoffer; H 4 SiO 4 er karakterisert ved en kolloidal tilstand, som en syre som er svakere enn karbonsyre (Si er mindre metallisk enn C).

I vandige løsninger oppstår kondensering av ortokiselsyre, noe som resulterer i dannelse av polykiselsyrer.

Silikater er salter av kiselsyrer, uløselige i vann, bortsett fra alkalimetallsilikater.

Løselige silikater hydrolyserer i henhold til ligningen

Gelélignende løsninger av natriumsalter av polykiselsyrer kalles "flytende glass". Mye brukt som silikatlim og som trebeskyttelsesmiddel.

Ved å smelte sammen Na 2 CO 3 , CaCO 3 og SiO 2 oppnås glass, som er en underkjølt gjensidig løsning av salter av polykiselsyrer.

6SiO 2 + Na 2 CO 3 + CaCO 3 ® Na 2 O × CaO × 6SiO 2 + 2CO 2 Silikat skrives som et blandet oksid.

Silikater er mest brukt i konstruksjon. 1. plass i verden i produksjon av silikatprodukter - sement, 2. - murstein, 3. - glass.

Bygningskeramikk – motstående fliser, keramiske rør. For produksjon av sanitærprodukter - glass, porselen, keramikk, leire.

Figur 1. Orbital radier av grunnstoffer (ra) og lengde av en-elektron kjemisk binding (d)

Den enkleste kjemiske bindingen med ett elektron skapes av et enkelt valenselektron. Det viser seg at ett elektron er i stand til å holde to positivt ladede ioner sammen. I en ett-elektronbinding blir Coulomb-frastøtende krefter til positivt ladede partikler kompensert av Coulomb-tiltrekningskreftene til disse partiklene til et negativt ladet elektron. Valenselektronet blir felles for de to kjernene i molekylet.

Eksempler på slike kjemiske forbindelser er molekylære ioner: H 2 +, Li 2 +, Na 2 +, K 2 +, Rb 2 +, Cs 2 +:

Polare kovalente bindinger forekommer i heteronukleære diatomiske molekyler (fig. 3). Bindingselektronparet i en polar kjemisk binding bringes nærmere atomet med et høyere første ioniseringspotensial.

Karakteriserende romlig struktur For polare molekyler kan avstanden d mellom atomkjerner omtrent betraktes som summen av de kovalente radiene til de tilsvarende atomene.

Kjennetegn ved noen polare stoffer

Skiftet av et bindende elektronpar til en av kjernene til et polart molekyl fører til at det vises en elektrisk dipol (elektrodynamikk) (fig. 4).

Avstanden mellom tyngdepunktene til positive og negative ladninger kalles dipollengden. Polariteten til et molekyl, så vel som polariteten til en binding, vurderes av verdien av dipolmomentet μ, som er produktet av dipollengden l og verdien av den elektroniske ladningen:

Flere kovalente bindinger

Flere kovalente bindinger er representert av umettede organiske forbindelser inneholder doble og trippel kjemiske bindinger. For å beskrive naturen til umettede forbindelser introduserer L. Pauling begrepene sigma- og π-bindinger, hybridisering av atomorbitaler.

Pauling-hybridisering for to S- og to p-elektroner gjorde det mulig å forklare retningen til kjemiske bindinger, spesielt den tetraedriske konfigurasjonen av metan. For å forklare strukturen til etylen, fra fire ekvivalente Sp 3-elektroner i karbonatomet, må ett p-elektron isoleres for å danne en ekstra binding, kalt en π-binding. I dette tilfellet er de tre gjenværende Sp 2 hybridorbitalene plassert i planet i en vinkel på 120° og danner basisbindinger, for eksempel et plant etylenmolekyl (fig. 5).

I Paulings nye teori ble alle bindingselektroner like og like langt fra linjen som forbinder molekylets kjerner. Paulings teori om den bøyde kjemiske bindingen tok hensyn til den statistiske tolkningen av M. Born-bølgefunksjonen og Coulomb-elektronkorrelasjonen til elektroner. En fysisk betydning har dukket opp - naturen til en kjemisk binding er fullstendig bestemt av den elektriske interaksjonen mellom kjerner og elektroner. Jo flere bindingselektroner, jo mindre er den indre nukleære avstanden og desto sterkere er den kjemiske bindingen mellom karbonatomer.

Tre-senter kjemisk binding

Videreutvikling av ideer om kjemiske bindinger ble gitt av den amerikanske fysikalske kjemikeren W. Lipscomb, som utviklet teorien om to-elektron tre-senterbindinger og en topologisk teori som gjør det mulig å forutsi strukturen til noen flere borhydrider (hydrogenhydrider). ).

Et elektronpar i en tre-senter kjemisk binding blir felles for tre atomkjerner. I den enkleste representanten for en tre-senter kjemisk binding - det molekylære hydrogenionet H 3 +, holder et elektronpar tre protoner i en enkelt helhet (fig. 6).

Fig. 7. Diborane

Eksistensen av boraner med deres to-elektron-tre-senterbindinger med "brodannende" hydrogenatomer krenket den kanoniske læren om valens. Hydrogenatomet, som tidligere ble ansett som et standard monovalent element, viste seg å være forbundet med identiske bindinger til to boratomer og ble formelt et toverdig element. W. Lipscombs arbeid med å dechiffrere strukturen til boraner utvidet forståelsen av kjemiske bindinger. Nobelkomiteen tildelte William Nunn Lipscomb kjemiprisen for 1976 med ordlyden "For hans studier av strukturen til boraner (borhydritter), klargjøring av problemene med kjemiske bindinger."

Kjemisk binding på flere steder

Fig. 8. Ferrocen molekyl

Fig. 9. Dibenzen krom

Fig. 10. Uranocen

Alle ti bindingene (C-Fe) i ferrocenmolekylet er ekvivalente, verdien av den internukleære Fe-c-avstanden er 2,04 Å. Alle karbonatomer i ferrocenmolekylet er strukturelt og kjemisk ekvivalente, lengden på hver C-C-binding er 1,40 - 1,41 Å (til sammenligning, i benzen er C-C-bindingslengden 1,39 Å). Et 36-elektronskall vises rundt jernatomet.

Dynamikk av kjemisk binding

Den kjemiske bindingen er ganske dynamisk. Dermed blir en metallbinding omdannet til en kovalent binding i prosessen faseovergang når metall fordamper. Overgangen til et metall fra en fast til en damptilstand krever forbruk av store mengder energi.

I par består disse metallene praktisk talt av homonukleære diatomiske molekyler og frie atomer. Når metalldamp kondenserer, omdannes en kovalent binding til en metallbinding.

Fordampning av salter med typiske ioniske bindinger, som alkalimetallfluorider, fører til ødeleggelse av ionbindingen og dannelse av heteronukleære diatomiske molekyler med en polar kovalent binding. I dette tilfellet oppstår dannelsen av dimere molekyler med brokoblede bindinger.

Kjennetegn på kjemiske bindinger i molekyler av alkalimetallfluorider og deres dimerer.

Under kondenseringen av damper av alkalimetallfluorider omdannes den polare kovalente bindingen til en ionisk binding med dannelsen av det tilsvarende saltkrystallgitteret.

Mekanisme for overgang av kovalent til metallisk binding

Fig. 11. Forholdet mellom orbitalradiusen til et elektronpar r e og lengden av en kovalent kjemisk binding d

Fig. 12. Orientering av dipoler av diatomiske molekyler og dannelse av et forvrengt oktaedrisk fragment av en klynge under kondensering av alkalimetalldamper

Fig. 13. Kroppssentrert kubisk arrangement av kjerner i krystaller av alkalimetaller og en forbindelsesledd

Dispersiv tiltrekning (London-styrker) bestemmer interatomisk interaksjon og dannelsen av homonukleære diatomiske molekyler fra alkalimetallatomer.

Dannelsen av en metall-metall kovalent binding er assosiert med deformasjon av de elektroniske skallene til interagerende atomer - valenselektroner skaper et bindende elektronpar, hvis elektrontetthet er konsentrert i rommet mellom atomkjernene til det resulterende molekylet. Et karakteristisk trekk ved homonukleære diatomiske molekyler av alkalimetaller er den lange lengden av den kovalente bindingen (3,6-5,8 ganger lengre enn bindingslengden i hydrogenmolekylet) og den lave energien til bruddet.

Det indikerte forholdet mellom r e og d bestemmer den ujevne fordelingen av elektriske ladninger i molekylet - den negative elektriske ladningen til bindingselektronparet er konsentrert i den midtre delen av molekylet, og de positive elektriske ladningene til de to atomkjernene er konsentrert kl. endene av molekylet.

Den ujevne fordelingen av elektriske ladninger skaper forhold for samspillet mellom molekyler på grunn av orienteringskrefter (van der Waals-krefter). Molekyler av alkalimetaller har en tendens til å orientere seg på en slik måte at motsatte elektriske ladninger vises i deres nærhet. Som et resultat virker tiltrekningskrefter mellom molekyler. Takket være tilstedeværelsen av sistnevnte kommer molekylene av alkalimetaller nærmere og trekkes mer eller mindre godt sammen. Samtidig oppstår en viss deformasjon av hver av dem under påvirkning av tettere poler av nabomolekyler (fig. 12).

Faktisk blir bindingselektronene til det opprinnelige diatomiske molekylet, som faller inn i det elektriske feltet til de fire positivt ladede atomkjernene til alkalimetallmolekyler, revet bort fra atomets omløpsradius og blir fri.

I dette tilfellet blir bindingselektronparet vanlig for et system med seks kationer. Konstruksjonen av metallkrystallgitteret begynner på klyngestadiet. I krystallgitter alkalimetaller, strukturen til forbindelsesleddet er tydelig uttrykt, med formen av et forvrengt flatt oktaeder - en firkantet bipyramide, hvis høyde og kantene på grunnlaget er lik verdien av translasjonsgitterets konstant a w (fig. 1. 3).

Verdien av translasjonsgitterkonstanten a w av en alkalimetallkrystall overskrider betydelig lengden på den kovalente bindingen til et alkalimetallmolekyl, derfor er det generelt akseptert at elektronene i metallet er i fri tilstand:

Den matematiske konstruksjonen knyttet til egenskapene til frie elektroner i et metall identifiseres vanligvis med "Fermi-overflaten", som bør betraktes som det geometriske stedet der elektroner befinner seg, og gir hovedegenskapen til et metall - å lede elektrisk strøm.

Når man sammenligner prosessen med kondensering av alkalimetalldamper med prosessen med kondensering av gasser, for eksempel hydrogen, karakteristisk trekk i egenskapene til metallet. Således, hvis det oppstår svake intermolekylære interaksjoner under kondenseringen av hydrogen, oppstår det under kondenseringen av metalldamp prosesser som er karakteristiske for kjemiske reaksjoner. Selve kondensasjonen av metalldamp skjer i flere stadier og kan beskrives ved følgende prosess: fritt atom → diatomisk molekyl med kovalent binding → metallklynge → kompaktmetall med metallbinding.

Samspillet mellom alkalimetallhalogenidmolekyler er ledsaget av deres dimerisering. Et dimermolekyl kan betraktes som en elektrisk kvadrupol (fig. 15). For tiden er hovedkarakteristikkene til dimerer av alkalimetallhalogenider kjent (kjemiske bindingslengder og bindingsvinkler mellom bindinger).

Kjemisk bindingslengde og bindingsvinkler i dimerer av alkalimetallhalogenider (E 2 X 2) (gassfase).

E 2 X 2	X=F		X=Cl		X=Br		X=I
	dEF, Å		d ECl, Å		d EBr , Å		d EI, Å
Li 2 X 2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
Na 2 X 2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
K 2 X 2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
Cs 2 X 2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

Under kondensasjonsprosessen øker effekten av orienteringskrefter, intermolekylær interaksjon er ledsaget av dannelsen av klynger, og deretter et fast stoff. Alkalimetallhalogenider danner krystaller med enkle kubiske og kroppssentrerte kubiske gitter.

Krystallgittertype og translasjonsgitterkonstant for alkalimetallhalogenider.

Under krystalliseringsprosessen oppstår en ytterligere økning i den interatomære avstanden, noe som fører til fjerning av et elektron fra omløpsradiusen til alkalimetallatomet og overføring av et elektron til halogenatomet med dannelse av de tilsvarende ioner. Kraftfeltene til ioner er jevnt fordelt i alle retninger i rommet. I denne forbindelse, i alkalimetallkrystaller, er kraftfeltet til hvert ion koordinert av mer enn ett ion med motsatt fortegn, slik det er vanlig å kvalitativt representere ionbindingen (Na + Cl -).

I krystaller av ioniske forbindelser mister konseptet med enkle to-ioniske molekyler som Na + Cl - og Cs + Cl - sin betydning, siden alkalimetallionet er assosiert med seks klorioner (i en natriumkloridkrystall) og med åtte klorioner (i en cesiumkloridkrystall. Imidlertid er alle interioniske avstander i krystaller like langt.

Notater

1. Håndbok i uorganisk kjemi. Konstanter av uorganiske stoffer. - M.: "Kjemi", 1987. - S. 124. - 320 s.
2. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Håndbok i uorganisk kjemi. Konstanter av uorganiske stoffer. - M.: "Kjemi", 1987. - S. 132-136. - 320 s.
3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Hvordan en kjemisk binding dannes og kjemiske reaksjoner oppstår. - M.: forlagsgruppe "Granitsa", 2007. - 320 s. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Nekrasov B.V. Generelt kjemikurs. - M.: Goskhimizdat, 1962. - S. 88. - 976 s.
5. Pauling L. Naturen til kjemisk binding / redigert av Y.K. Syrkin. - per. fra engelsk M.E. Dyatkina. - M.-L.: Goskhimizdat, 1947. - 440 s.
6. Teoretisk organisk kjemi / red. R.H. Freidlina. - per. fra engelsk Yu.G.Bundela. - M.: Forlag. utenlandsk litteratur, 1963. - 365 s.
7. Lemenovsky D.A., Levitsky M.M. Russian Chemical Journal (tidsskrift for Russian Chemical Society oppkalt etter D.I. Mendeleev). - 2000. - T. XLIV, utgave 6. - S. 63-86.
8. Kjemisk leksikon ordbok / kap. utg. I.L. Knunyants. - M.: Sov. leksikon, 1983. - S. 607. - 792 s.
9. Nekrasov B.V. Generelt kjemikurs. - M.: Goskhimizdat, 1962. - S. 679. - 976 s.
10. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Håndbok i uorganisk kjemi. Konstanter av uorganiske stoffer. - M.: "Kjemi", 1987. - S. 155-161. - 320 s.
11. Gillespie R. Geometri av molekyler / trans. fra engelsk E.Z. Zasorina og V.S. Mastrykova, red. Yu.A Pentina. - M.: “Mir”, 1975. - S. 49. - 278 s.
12. Kjemikerhåndbok. - 2. utg., revidert. og tillegg - L.-M.: Statens vitenskapelige og tekniske institutt for kjemisk litteratur, 1962. - T. 1. - S. 402-513. - 1072 s.
13. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Håndbok i uorganisk kjemi. Konstanter av uorganiske stoffer.. - M.: “Chemistry”, 1987. - S. 132-136. - 320 s.
14. Ziman J. Elektroner i metaller (introduksjon til teorien om Fermi-overflater). Fremskritt i fysiske vitenskaper.. - 1962. - T. 78, utgave 2. - 291 s.

se også

• Kjemisk forbindelse- artikkel fra Great Soviet Encyclopedia
• Kjemisk forbindelse- Chemport.ru
• Kjemisk forbindelse- Fysisk leksikon

Takket være hvilke molekyler av uorganiske og organiske stoffer dannes. En kjemisk binding oppstår gjennom samspillet mellom elektriske felt som er skapt av kjernene og elektronene til atomer. Derfor er dannelsen av en kovalent kjemisk binding assosiert med elektrisk natur.

Hva er en forbindelse

Dette begrepet refererer til resultatet av virkningen av to eller flere atomer, som fører til dannelsen av et sterkt polyatomisk system. Hovedtypene av kjemiske bindinger dannes når energien til reagerende atomer avtar. I prosessen med bindingsdannelse prøver atomer å fullføre elektronskallet sitt.

Typer kommunikasjon

I kjemi er det flere typer bindinger: ioniske, kovalente, metalliske. Kovalente kjemiske bindinger har to typer: polare og ikke-polare.

Hva er mekanismen for opprettelsen? En kovalent upolar kjemisk binding dannes mellom atomer av identiske ikke-metaller som har samme elektronegativitet. I dette tilfellet dannes vanlige elektronpar.

Ikke-polar binding

Eksempler på molekyler som har en ikke-polar kovalent kjemisk binding inkluderer halogener, hydrogen, nitrogen og oksygen.

Denne forbindelsen ble først oppdaget i 1916 av den amerikanske kjemikeren Lewis. Først la han frem en hypotese, og den ble bekreftet først etter eksperimentell bekreftelse.

Kovalent kjemisk binding er relatert til elektronegativitet. For ikke-metaller har den en høy verdi. Under den kjemiske interaksjonen mellom atomer er overføring av elektroner fra ett atom til et annet ikke alltid mulig; som et resultat kombineres de. En ekte kovalent kjemisk binding oppstår mellom atomene. 8. klasse i den vanlige skolens læreplan innebærer en detaljert undersøkelse av flere typer kommunikasjon.

Stoffer som har denne typen bindinger under normale forhold er væsker, gasser, samt faste stoffer som har lavt smeltepunkt.

Typer kovalente bindinger

La oss se på dette problemet mer detaljert. Hva er typene kjemiske bindinger? Kovalente bindinger finnes i utvekslings- og donor-akseptorversjoner.

Den første typen er preget av donasjonen av ett uparet elektron fra hvert atom til dannelsen av en felles elektronisk binding.

Elektroner kombinert til en felles binding må ha motsatte spinn. Tenk på hydrogen som et eksempel på denne typen kovalent binding. Når atomene kommer nærmere, trenger elektronskyene deres inn i hverandre, noe som i vitenskapen kalles overlapping av elektronskyer. Som et resultat øker elektrontettheten mellom kjernene, og energien til systemet avtar.

Ved en minimumsavstand frastøter hydrogenkjernene hverandre, noe som resulterer i en viss optimal avstand.

Når det gjelder donor-akseptortypen av kovalent binding, har en partikkel elektroner og kalles en donor. Den andre partikkelen har en fri celle der et par elektroner vil være lokalisert.

Polare molekyler

Hvordan dannes kovalente polare kjemiske bindinger? De oppstår i situasjoner der de ikke-metalliske atomene som bindes har forskjellig elektronegativitet. I slike tilfeller plasseres de delte elektronene nærmere atomet hvis elektronegativitetsverdi er høyere. Som et eksempel på en kovalent polar binding kan vi betrakte bindingene som oppstår i hydrogenbromidmolekylet. Her er de offentlige elektronene, som er ansvarlige for å danne en kovalent binding, nærmere brom enn hydrogen. Årsaken til dette fenomenet er at brom har høyere elektronegativitet enn hydrogen.

Metoder for å bestemme kovalente bindinger

Hvordan definere kovalente polare kjemiske bindinger? For å gjøre dette må du kjenne sammensetningen av molekylene. Hvis den inneholder atomer av forskjellige grunnstoffer, er det en polar kovalent binding i molekylet. Ikke-polare molekyler inneholder atomer av ett kjemisk element. Blant oppgavene som tilbys som en del av et skolekjemikurs, er det de som innebærer å identifisere type sammenheng. Oppgaver av denne typen er inkludert i de avsluttende sertifiseringsoppgavene i kjemi i klasse 9, samt i testene til enhetlig statlig eksamen i kjemi i klasse 11.

Ionebinding

Hva er forskjellen mellom kovalente og ioniske kjemiske bindinger? Hvis en kovalent binding er karakteristisk for ikke-metaller, dannes en ionisk binding mellom atomer som har betydelige forskjeller i elektronegativitet. For eksempel er dette typisk for forbindelser av elementer fra den første og andre gruppen i hovedundergruppene til PS (alkali- og jordalkalimetaller) og elementer i den 6. og 7. gruppen i hovedundergruppene i det periodiske systemet (kalkogener og halogener). ).

Det dannes som et resultat av elektrostatisk tiltrekning av ioner med motsatte ladninger.

Funksjoner ved ionisk binding

Siden kraftfeltene til motsatt ladede ioner er jevnt fordelt i alle retninger, er hver av dem i stand til å tiltrekke seg partikler med motsatt fortegn. Dette karakteriserer ikke-retningsmessigheten til ionbindingen.

Samspillet mellom to ioner med motsatte fortegn innebærer ikke fullstendig gjensidig kompensasjon av individuelle kraftfelt. Dette bidrar til å opprettholde evnen til å tiltrekke ioner i andre retninger, derfor observeres umettethet av ionbindingen.

I en ionisk forbindelse har hvert ion evnen til å tiltrekke seg en rekke andre med motsatt fortegn for å danne et krystallgitter av ionisk natur. Det er ingen molekyler i en slik krystall. Hvert ion er omgitt av et stoff av et visst spesifikt antall ioner av et annet tegn.

Metallkobling

Denne typen kjemisk binding har visse individuelle egenskaper. Metaller har et overflødig antall valensorbitaler og en mangel på elektroner.

Når individuelle atomer kommer sammen, overlapper deres valensorbitaler, noe som letter fri bevegelse av elektroner fra en orbital til en annen, og skaper en binding mellom alle metallatomer. Disse frie elektronene er hovedtrekket til en metallisk binding. Den har ikke metning og retning, siden valenselektronene er jevnt fordelt gjennom krystallen. Tilstedeværelsen av frie elektroner i metaller forklarer noen av deres fysiske egenskaper: metallisk glans, duktilitet, formbarhet, termisk ledningsevne, opasitet.

Type kovalent binding

Det dannes mellom et hydrogenatom og et grunnstoff som har høy elektronegativitet. Det er intra- og intermolekylære hydrogenbindinger. Denne typen kovalent binding er den svakeste; den vises på grunn av virkningen av elektrostatiske krefter. Hydrogenatomet har en liten radius, og når dette ene elektronet fortrenges eller gis bort, blir hydrogen til et positivt ion, som virker på atomet med høy elektronegativitet.

Blant de karakteristiske egenskapene til en kovalent binding er: metning, retning, polariserbarhet, polaritet. Hver av disse indikatorene har en spesifikk betydning for forbindelsen som dannes. For eksempel er retningsbestemt av den geometriske formen til molekylet.