.

Du vet att atomer kan kombineras med varandra för att bilda både enkla och komplexa ämnen. I det här fallet bildas olika typer av kemiska bindningar: joniska, kovalenta (icke-polära och polära), metalliska och väte. En av de viktigaste egenskaperna hos grundämnenas atomer, som bestämmer vilken typ av bindning som bildas mellan dem - jonisk eller kovalent, - är elektronegativiteten, dvs. förmågan hos atomer i en förening att attrahera elektroner till sig själv.

En villkorad kvantitativ bedömning av elektronegativitet ges av skalan för relativ elektronegativitet.

I perioder finns det en allmän tendens till tillväxten av elementens elektronegativitet, och i grupper - deras nedgång. Elektronegativitetselement är ordnade i en rad, på basis av vilka det är möjligt att jämföra elements elektronegativitet under olika perioder.

Typen av kemisk bindning beror på hur stor skillnaden i elektronegativitetsvärdena för de anslutande atomerna i elementen är. Ju mer atomerna i de element som bildar bindningen skiljer sig åt i elektronegativitet, desto mer polär är den kemiska bindningen. Det är omöjligt att dra en skarp gräns mellan typerna av kemiska bindningar. I de flesta föreningar är typen av kemisk bindning mellanliggande; till exempel är en högpolär kovalent kemisk bindning nära en jonbindning. Beroende på vilket av de begränsande fallen den kemiska bindningen är närmare till sin natur, kallas den antingen för en jonisk eller som en kovalent polär bindning.

Jonbindning.

En jonbindning bildas genom växelverkan mellan atomer som skiljer sig kraftigt från varandra i elektronegativitet. Exempelvis bildar typiska metaller litium (Li), natrium (Na), kalium (K), kalcium (Ca), strontium (Sr), barium (Ba) en jonbindning med typiska icke-metaller, främst halogener.

Förutom alkalimetallhalider bildas även jonbindningar i föreningar som alkalier och salter. Till exempel, i natriumhydroxid (NaOH) och natriumsulfat (Na 2 SO 4), existerar jonbindningar endast mellan natrium- och syreatomer (resten av bindningarna är kovalenta polära).

Kovalent icke-polär bindning.

När atomer interagerar med samma elektronegativitet bildas molekyler med en kovalent icke-polär bindning. En sådan bindning finns i molekylerna av följande enkla ämnen: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Kemiska bindningar i dessa gaser bildas genom vanliga elektronpar, d.v.s. när motsvarande elektronmoln överlappar varandra, på grund av elektron-kärnväxelverkan, som uppstår när atomerna närmar sig varandra.

När man sammanställer de elektroniska formlerna för ämnen bör man komma ihåg att varje vanligt elektronpar är en villkorlig bild av en ökad elektrondensitet som är ett resultat av överlappningen av motsvarande elektronmoln.

kovalent polär bindning.

Under interaktionen mellan atomer, vars värden på elektronegativiteten skiljer sig åt, men inte skarpt, sker en förskjutning av det gemensamma elektronparet till en mer elektronegativ atom. Detta är den vanligaste typen av kemisk bindning som finns i både oorganiska och organiska föreningar.

Kovalenta bindningar inkluderar helt de bindningar som bildas av donator-acceptormekanismen, till exempel i hydronium- och ammoniumjoner.

Metallanslutning.

Bindningen som bildas som ett resultat av interaktionen av relativt fria elektroner med metalljoner kallas en metallisk bindning. Denna typ av bindning är typisk för enkla ämnen - metaller.

Kärnan i processen för bildandet av en metallisk bindning är som följer: metallatomer ger lätt upp valenselektroner och förvandlas till positivt laddade joner. Relativt fria elektroner, lösgjorda från atomen, rör sig mellan positiva metalljoner. En metallisk bindning uppstår mellan dem, det vill säga elektronerna cementerar så att säga de positiva jonerna i kristallgittret av metaller.

Vätebindning.

En bindning som bildas mellan väteatomerna i en molekyl och en atom i ett starkt elektronegativt element(O, N, F) en annan molekyl kallas en vätebindning.

Frågan kan uppstå: varför exakt bildar väte en sådan specifik kemisk bindning?

Detta beror på att atomradien för väte är mycket liten. Dessutom, när en enskild elektron förskjuts eller helt doneras, får väte en relativt hög positiv laddning, på grund av vilken vätet i en molekyl interagerar med atomer av elektronegativa element som har en partiell negativ laddning som är en del av andra molekyler (HF, H2O, NH3).

Låt oss titta på några exempel. Vanligtvis representerar vi vattensammansättningen med den kemiska formeln H 2 O. Detta är dock inte helt korrekt. Det skulle vara mer korrekt att beteckna vattensammansättningen med formeln (H 2 O) n, där n \u003d 2.3.4, etc. Detta beror på det faktum att individuella vattenmolekyler är sammankopplade genom vätebindningar.

Vätebindningar betecknas vanligtvis med prickar. Det är mycket svagare än en jonisk eller kovalent bindning, men starkare än den vanliga intermolekylära interaktionen.

Närvaron av vätebindningar förklarar ökningen av vattenvolymen med sjunkande temperatur. Detta beror på det faktum att när temperaturen sjunker blir molekylerna starkare och därför minskar tätheten av deras "packning".

När man studerade organisk kemi uppstod också följande fråga: varför är kokpunkterna för alkoholer mycket högre än för motsvarande kolväten? Detta förklaras av att vätebindningar också bildas mellan alkoholmolekyler.

En ökning av kokpunkten för alkoholer uppstår också på grund av förstoringen av deras molekyler.

Vätebindningen är också karakteristisk för många andra organiska föreningar (fenoler, karboxylsyror, etc.). Från kurser i organisk kemi och allmän biologi vet du att närvaron av en vätebindning förklarar proteiners sekundära struktur, strukturen av dubbelspiralen av DNA, det vill säga fenomenet komplementaritet.

E.N.FRENKEL

Handledning i kemi

En guide för dig som inte kan, men vill lära sig och förstå kemi

Del I. Element i allmän kemi
(första svårighetsgraden)

Fortsättning. Ser i nr 13, 18, 23/2007;
6/2008

kapitel 4

I de tidigare kapitlen i denna handbok diskuterades det faktum att materia är gjord av molekyler och molekyler är gjorda av atomer. Har du någonsin undrat varför atomerna som utgör en molekyl inte flyger isär i olika riktningar? Vad håller samman atomer i en molekyl?

Håller dem kemisk bindning .

För att förstå den kemiska bindningens natur räcker det med att påminna om ett enkelt fysikaliskt experiment. Två bollar som hänger sida vid sida på snören "reagerar" inte på varandra på något sätt. Men om du ger en boll en positiv laddning och den andra en negativ laddning, kommer de att attraheras av varandra. Är inte detta kraften som attraherar atomer till varandra? Studier har faktiskt visat det den kemiska bindningen är elektrisk till sin natur.

Var kommer laddningar ifrån i neutrala atomer?

Artikeln publicerades med stöd av den online USE-förberedande kursen "Examer". På webbplatsen hittar du allt nödvändigt material för självförberedelse för provet - utarbeta en unik träningsplan för varje användare, spåra framsteg inom varje ämne i ämnet, teori och uppgifter. Alla uppgifter motsvarar de senaste ändringarna och tilläggen. Det är också möjligt att skicka in uppgifter från den skriftliga delen av Unified State Examinationen för att granskas av experter för att få poäng och analysera arbetet enligt utvärderingskriterierna. Uppgifter i form av uppdrag med ackumulering av erfarenhet, slutföra nivåer, ta emot bonusar och utmärkelser, tävlingar med vänner på Unified State Examination Arena. För att börja förbereda, följ länken: https://examer.ru.

När man beskrev atomernas struktur visade det sig att alla atomer, med undantag för ädelgasatomer, tenderar att ta emot eller ge bort elektroner. Anledningen är bildandet av en stabil åtta-elektrons yttre nivå (som i ädelgaser). När man tar emot eller avger elektroner uppstår elektriska laddningar och som ett resultat elektrostatisk interaktion av partiklar. Detta är hur jonbindning , dvs. samband mellan joner.

Joner är stabilt laddade partiklar som bildas som ett resultat av att de tar emot eller avger elektroner.

Till exempel deltar en atom av en aktiv metall och en aktiv icke-metall i reaktionen:

I denna process avger en metallatom (natrium) elektroner:

a) Är en sådan partikel stabil?

b) Hur många elektroner finns kvar i natriumatomen?

c) Kommer denna partikel att ha en laddning?

I denna process bildades alltså en stabil partikel (8 elektroner på den yttre nivån), som har en laddning, eftersom kärnan i natriumatomen har fortfarande en laddning på +11, och de återstående elektronerna har en nettoladdning på -10. Därför är laddningen av natriumjonen +1. En sammanfattning av denna process ser ut så här:

Vad händer med svavelatomen? Denna atom accepterar elektroner tills den yttre nivån är klar:

En enkel beräkning visar att denna partikel har en laddning:

Motsatt laddade joner attraheras, vilket resulterar i en jonbindning och en "jonisk molekyl":

Det finns andra sätt att bilda joner, som kommer att diskuteras i kapitel 6.

Formellt tillskrivs denna molekylära sammansättning natriumsulfid, även om ett ämne som består av joner har ungefär följande struktur (Fig. 1):

På det här sättet, ämnen som består av joner innehåller inga enskilda molekyler! I det här fallet kan vi bara tala om en villkorad "jonisk molekyl".

Uppgift 4.1. Visa hur övergången av elektroner sker när en jonbindning uppstår mellan atomer:

a) kalcium och klor;

b) aluminium och syre.

Kom ihåg! En metallatom donerar yttre elektroner; den icke-metalliska atomen accepterar de saknade elektronerna.

Slutsats. En jonbindning, enligt mekanismen som beskrivs ovan, bildas mellan atomerna av aktiva metaller och aktiva icke-metaller.

Studier visar dock att den fullständiga övergången av elektroner från en atom till en annan inte alltid sker. Mycket ofta bildas en kemisk bindning inte genom att ge och ta emot elektroner, utan som ett resultat av bildandet av gemensamma elektronpar*. En sådan koppling kallas kovalent .

Kovalent bindning uppstår på grund av bildandet av vanliga elektronpar. Denna typ av bindning bildas till exempel mellan atomer av icke-metaller. Så det är känt att kvävemolekylen består av två atomer - N 2. Hur uppstår en kovalent bindning mellan dessa atomer? För att svara på denna fråga är det nödvändigt att överväga strukturen av kväveatomen:

Fråga. Hur många elektroner saknas innan den yttre nivån är klar?

Svar: Tre elektroner saknas. Därför, genom att beteckna varje elektron på den yttre nivån med en punkt, får vi:

Fråga. Varför indikeras tre elektroner med enstaka punkter?

Svar: Poängen är att vi vill visa bildningen av gemensamma elektronpar. Ett par är två elektroner. Ett sådant par uppstår i synnerhet om varje atom bidrar med en elektron för att bilda ett par. Kväveatomen saknar tre elektroner för att fullborda sin yttre nivå. Det betyder att han måste "förbereda" tre enstaka elektroner för bildandet av framtida par (Fig. 2).

Mottagen molekylens elektroniska formel kväve, vilket visar att varje kväveatom nu har åtta elektroner (sex av dem är inringade i en oval plus 2 av deras elektroner); tre vanliga elektronpar dök upp mellan atomerna (cirklarnas skärningspunkt).

Varje elektronpar motsvarar en kovalent bindning. Hur många kovalenta bindningar finns det? Tre. Varje bindning (varje gemensamt elektronpar) kommer att visas med ett streck (strängslag):

Alla dessa formler ger dock inget svar på frågan: vad binder atomer under bildandet av en kovalent bindning? Den elektroniska formeln visar att ett gemensamt elektronpar finns mellan atomer. I detta område av rymden uppstår en överskott av negativ laddning. Och atomernas kärnor, som ni vet, har en positiv laddning. Sålunda attraheras båda atomernas kärnor till en gemensam negativ laddning, som uppstod på grund av gemensamma elektronpar (mer exakt skärningspunkten mellan elektronmoln) (Fig. 3).

Kan det finnas en sådan bindning mellan olika atomer? Kanske. Låt kväveatomen interagera med väteatomerna:

Väteatomens struktur visar att atomen har en elektron. Hur många sådana atomer behöver tas för att kväveatomen "får vad den vill ha" - tre elektroner? Uppenbarligen tre väteatomer
(Fig. 4):

Kors i fig. 4 betecknar väteatomens elektroner. Den elektroniska formeln för ammoniakmolekylen visar att kväveatomen har åtta elektroner, och varje väteatom har två elektroner (och det kan inte vara fler på den första energinivån).

Den grafiska formeln visar att kväveatomen har en valens på tre (tre streck, eller tre valensslag), och varje väteatom har en valens på ett (ett streck vardera).

Även om både N 2 och NH 3 molekyler innehåller samma kväveatom, skiljer sig de kemiska bindningarna mellan atomerna från varandra. I kvävemolekylen bildas N 2 kemiska bindningar identiska atomer, så de vanliga elektronparen är i mitten mellan atomerna. Atomer förblir neutrala. Denna kemiska bindning kallas icke-polär .

I ammoniakmolekylen NH 3 bildas en kemisk bindning olika atomer. Därför attraherar en av atomerna (i detta fall kväveatomen) ett gemensamt elektronpar starkare. Vanliga elektronpar förskjuts mot kväveatomen, och en liten negativ laddning uppstår på den, och en positiv laddning uppstår på väteatomen, elpoler uppstod - en bindning polär (Fig. 5).

De flesta ämnen som byggs med hjälp av en kovalent bindning består av enskilda molekyler (fig. 6).

Från fig. 6 kan man se att det finns kemiska bindningar mellan atomer, men mellan molekyler är de frånvarande eller obetydliga.

Typen av kemisk bindning påverkar ett ämnes egenskaper, dess beteende i lösningar. Så ju större, desto mer betydande attraktionen är mellan partiklarna, desto svårare är det att riva sönder dem och desto svårare är det att överföra ett fast ämne till ett gasformigt eller flytande tillstånd. Försök att i diagrammet nedan bestämma, mellan vilka partiklar som interaktionskraften är större och vilken kemisk bindning som bildas i detta fall (fig. 7).

Om du noggrant läser kapitlet kommer ditt svar att bli följande: den maximala interaktionen mellan partiklar sker i fall I (jonbindning). Därför är alla sådana ämnen fasta. Den minsta interaktionen mellan oladdade partiklar (fall III - icke-polär kovalent bindning). Dessa ämnen är vanligtvis gaser.

Uppgift 4.2. Bestäm vilken kemisk bindning som utförs mellan atomer i ämnen: NaCl, Hcl, Cl 2, AlCl 3, H 2 O. Ge en förklaring.

Uppgift 4.3. Komponera elektroniska och grafiska formler för de ämnen från uppgift 4.2 där du har bestämt närvaron av en kovalent bindning. För en jonbindning, rita upp elektronövergångsscheman.

Kapitel 5

Det finns ingen person på jorden som inte skulle se lösningar. Och vad är det?

En lösning är en homogen blandning av två eller flera komponenter (komponenter eller ämnen).

Vad är en homogen blandning? En blandnings homogenitet innebär det mellan dess beståndsdelar inget gränssnitt. I det här fallet är det omöjligt, åtminstone visuellt, att bestämma hur många ämnen som bildade en given blandning. Om man till exempel tittar på kranvatten i ett glas är det svårt att anta att det förutom vattenmolekyler innehåller ytterligare ett dussin joner och molekyler (O 2, CO 2, Ca 2+, etc.). Och inget mikroskop hjälper till att se dessa partiklar.

Men frånvaron av ett gränssnitt är inte det enda tecknet på homogenitet. i en homogen blandning sammansättningen av blandningen vid någon punkt är densamma. Därför, för att få en lösning, är det nödvändigt att noggrant blanda komponenterna (ämnena) som bildar den.

Lösningar kan ha ett annat aggregationstillstånd:

Gaslösningar (till exempel luft - en blandning av gaser O 2, N 2, CO 2, Ar);

Flytande lösningar (t.ex. cologne, sirap, saltlösning);

Fasta lösningar (till exempel legeringar).

Ett av ämnena som bildar en lösning kallas lösningsmedel. Lösningsmedlet har samma aggregationstillstånd som lösningen. Så för flytande lösningar är det en vätska: vatten, olja, bensin, etc. Oftast används vattenlösningar i praktiken. De kommer att diskuteras vidare (om inte en lämplig reservation görs).

Vad händer när olika ämnen löses i vatten? Varför löser sig vissa ämnen bra i vatten, medan andra inte gör det? Vad bestämmer lösligheten - ett ämnes förmåga att lösas i vatten?

Föreställ dig att en sockerbit läggs i ett glas varmt vatten. Han lade sig ner, minskade i storlek och ... försvann. Var? Är lagen om bevarande av materia (dess massa, energi) verkligen kränkt? Nej. Ta en klunk av den resulterande lösningen, och du kommer att se att vattnet är sött, sockret har inte försvunnit. Men varför syns det inte?

Faktum är att under upplösningen sker krossning (malning) av ämnet. I det här fallet bröts sockerbiten upp i molekyler, men vi kan inte se dem. Ja, men varför bryts inte sockret som ligger på bordet ner till molekyler? Varför försvinner också en bit margarin, doppad i vatten? Men eftersom krossningen av det lösta ämnet sker under inverkan av ett lösningsmedel, såsom vatten. Men lösningsmedlet kommer att kunna "dra" kristallen, det fasta ämnet till molekyler, om det kan "klänga" fast vid dessa partiklar. Med andra ord, när ett ämne är upplöst måste det finnas interaktion mellan ett ämne och ett lösningsmedel.

När är en sådan interaktion möjlig? Endast i fallet när strukturen av ämnen (både lösliga och lösningsmedel) är liknande, liknande. Alkemisternas regel har länge varit känt: "liknande löser sig till lika." I våra exempel är sockermolekyler polära och det finns vissa interaktionskrafter mellan dem och polära vattenmolekyler. Sådana krafter saknas mellan opolära fettmolekyler och polära vattenmolekyler. Därför löser sig inte fetter i vatten. På det här sättet, lösligheten beror på beskaffenheten av det lösta ämnet och lösningsmedlet.

Som ett resultat av interaktionen mellan det lösta ämnet och vattnet bildas föreningar - hydraterar. Dessa kan vara mycket starka kopplingar:

Sådana föreningar finns som enskilda ämnen: baser, syrehaltiga syror. Naturligtvis, under bildandet av dessa föreningar, uppstår starka kemiska bindningar och värme frigörs. Så när CaO (quicklime) löser sig i vatten frigörs så mycket värme att blandningen kokar.

Men varför värms inte den resulterande lösningen upp när socker eller salt löses i vatten? För det första är inte alla hydrater lika starka som svavelsyra eller kalciumhydroxid. Det finns salthydrater (kristallina hydrater), som lätt sönderdelas vid upphettning:

För det andra, under upplösning, som redan nämnts, sker krossningsprocessen. Och energi läggs på detta, värme absorberas.

Eftersom båda processerna sker samtidigt kan lösningen antingen värmas upp eller svalna, beroende på vilken process som är dominerande.

Uppgift 5.1. Bestäm vilken process - krossning eller hydratisering - som råder i varje fall:

a) vid upplösning av svavelsyra i vatten, om lösningen värms upp;

b) vid upplösning av ammoniumnitrat i vatten, om lösningen har svalnat;

c) när natriumklorid löses i vatten, om lösningens temperatur praktiskt taget inte har förändrats.

Eftersom temperaturen på lösningen ändras under upplösning är det naturligt att anta det lösligheten beror på temperaturen. Faktum är att lösligheten för de flesta fasta ämnen ökar med uppvärmning. Gasernas löslighet minskar vid upphettning. Därför löses fasta ämnen vanligtvis i varmt eller varmt vatten, och kolsyrade drycker förvaras i kylan.

Löslighet(förmåga att lösa upp) ämnen beror inte på malningen av ämnet eller intensiteten av blandningen. Men genom att höja temperaturen, mala ämnet, röra om den färdiga lösningen kan du påskynda upplösningsprocessen. Genom att ändra villkoren för att erhålla en lösning är det möjligt att erhålla lösningar med olika sammansättning. Naturligtvis finns det en gräns, efter att ha nått den, är det lätt att upptäcka att ämnet inte längre är lösligt i vatten. En sådan lösning kallas rik. För mycket lösliga ämnen kommer en mättad lösning att innehålla mycket löst ämne. Så, en mättad lösning av KNO 3 vid 100 ° C innehåller 245 g salt per 100 g vatten (i 345 g lösning), detta koncentrerad lösning. Mättade lösningar av svårlösliga ämnen innehåller försumbara massor av lösta föreningar. Så, en mättad lösning av silverklorid innehåller 0,15 mg AgCl i 100 g vatten. Detta är väldigt utspädd lösning.

Alltså, om lösningen innehåller mycket löst ämne i förhållande till lösningsmedlet kallas det koncentrerad, om det finns lite substans, späd. Mycket ofta beror dess egenskaper på lösningens sammansättning, och därmed applikationen.

Således används en utspädd lösning av ättiksyra (bordsvinäger) som smaksättare, och en koncentrerad lösning av denna syra (ättiksyra essens när den tas oralt) kan orsaka en dödlig brännskada.

För att återspegla den kvantitativa sammansättningen av lösningar, använd ett värde som kallas massfraktion av löst ämne :

var m(v-va) - massan av det lösta ämnet i lösningen; m(p-ra) - den totala massan av lösningen som innehåller det lösta ämnet och lösningsmedlet.

Så om 100 g vinäger innehåller 6 g ättiksyra, då talar vi om en 6% lösning av ättiksyra (detta är bordsvinäger). Sätt att lösa problem med hjälp av begreppet massfraktion av ett löst ämne kommer att diskuteras i kapitel 8.

Slutsatser om kapitel 5. Lösningar är homogena blandningar som består av minst två ämnen, varav det ena kallas lösningsmedel, det andra är ett löst ämne. När det är upplöst interagerar detta ämne med lösningsmedlet, på grund av vilket det lösta ämnet krossas. Sammansättningen av en lösning uttrycks med hjälp av massfraktionen av det lösta ämnet i lösningen.

* Dessa elektronpar uppstår i skärningspunkten mellan elektronmoln.

Fortsättning följer

3.3.1 Kovalent bindning – Det här är en två-center två-elektronbindning som bildas på grund av överlappningen av elektronmoln som bär oparade elektroner med antiparallella spinn. Som regel bildas det mellan atomer av ett kemiskt element.

Kvantitativt kännetecknas den av valens. Element valens - detta är dess förmåga att bilda ett visst antal kemiska bindningar på grund av fria elektroner som finns i den atomära valenszonen.

En kovalent bindning bildas endast av ett elektronpar mellan atomer. Det kallas ett delat par. De återstående elektronparen kallas ensamma par. De fyller skalen och deltar inte i bindningen. Kommunikation mellan atomer kan utföras inte bara av en, utan också av två eller till och med tre delade par. Sådana kopplingar kallas dubbel och t svärm - flera bindningar.

3.3.1.1 Kovalent icke-polär bindning. En bindning som utförs genom bildandet av elektronpar som lika tillhörande båda atomerna kallas kovalent icke-polär. Det uppstår mellan atomer med praktiskt taget lika elektronegativitet (0,4 > ΔEO > 0) och följaktligen en enhetlig fördelning av elektrondensitet mellan atomkärnorna i homonukleära molekyler. Till exempel H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 , etc. Dipolmomentet för sådana bindningar är noll. CH-bindningen i mättade kolväten (till exempel i CH 4) anses praktiskt taget opolär, eftersom AEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.

3.3.1.2 Kovalent polär bindning. Om en molekyl bildas av två olika atomer så skiftar överlappszonen av elektronmoln (orbitaler) mot en av atomerna, och en sådan bindning kallas polär . Med en sådan koppling är sannolikheten att hitta elektroner nära kärnan i en av atomerna högre. Till exempel HCl, H 2 S, PH 3.

Polär (asymmetrisk) kovalent bindning - koppling mellan atomer med olika elektronegativitet (2 > ΔEO > 0,4) och asymmetrisk fördelning av ett gemensamt elektronpar. Som regel bildas den mellan två icke-metaller.

Elektrondensiteten för en sådan bindning förskjuts mot en mer elektronegativ atom, vilket leder till att en partiell negativ laddning  (delta minus) uppträder på den och på en mindre elektronegativ atom - en partiell positiv laddning  ( delta plus)

C  - Cl

Riktningen för elektronförskjutning indikeras också med en pil:

CCl, CO, CN, OH, CMg.

Ju större skillnaden är i elektronegativiteten för de bundna atomerna, desto högre är polariteten för bindningen och desto större är dess dipolmoment. Ytterligare attraktionskrafter verkar mellan partiella laddningar av motsatt tecken. Därför, ju mer polär bindningen är, desto starkare är den.

Bortsett från polariserbarhet kovalent bindning har fastigheten mättnad - en atoms förmåga att bilda lika många kovalenta bindningar som den har energetiskt tillgängliga atomorbitaler. Den tredje egenskapen hos en kovalent bindning är dess orientering.

3.3.2 Jonbindning. Drivkraften bakom dess bildande är samma aspiration av atomer till oktettskalet. Men i ett antal fall kan ett sådant "oktett" skal uppstå endast när elektroner överförs från en atom till en annan. Därför bildas som regel en jonbindning mellan en metall och en icke-metall.

Betrakta som ett exempel reaktionen mellan natrium (3s 1) och fluor (2s 2 3s 5) atomer. Elektronegativitetsskillnad i NaF-förening

EO = 4,0 - 0,93 = 3,07

Natrium, som har donerat sin 3s 1-elektron till fluor, blir Na+-jonen och förblir med ett fyllt 2s 2 2p 6-skal, vilket motsvarar den elektroniska konfigurationen av neonatomen. Exakt samma elektroniska konfiguration förvärvas av fluor, efter att ha accepterat en elektron donerad av natrium. Som ett resultat uppstår elektrostatiska attraktionskrafter mellan motsatt laddade joner.

Jonbindning - ett extremfall av en polär kovalent bindning, baserat på elektrostatisk attraktion av joner. En sådan bindning uppstår när det finns en stor skillnad i elektronegativiteten för de bundna atomerna (EO > 2), när en mindre elektronegativ atom nästan helt ger upp sina valenselektroner och förvandlas till en katjon, och en annan, mer elektronegativ atom, fäster dessa elektroner och blir en anjon. Interaktionen mellan joner av motsatt tecken beror inte på riktningen, och Coulomb-krafterna har inte egenskapen att mätta. På grund av detta jonbindning har inget utrymme fokus och mättnad eftersom varje jon är associerad med ett visst antal motjoner (jonens koordinationsnummer). Därför har joniskt bundna föreningar ingen molekylstruktur och är fasta ämnen som bildar jonkristallgitter, med höga smält- och kokpunkter, de är mycket polära, ofta saltliknande och elektriskt ledande i vattenlösningar. Till exempel MgS, NaCl, A2O3. Föreningar med rena jonbindningar existerar praktiskt taget inte, eftersom det alltid finns en viss kovalens på grund av det faktum att en fullständig övergång av en elektron till en annan atom inte observeras; i de mest "joniska" ämnena överstiger andelen bindningjonicitet inte 90%. Till exempel, i NaF är bindningspolarisationen cirka 80 %.

I organiska föreningar är jonbindningar ganska sällsynta, eftersom. en kolatom tenderar att varken förlora eller få elektroner för att bilda joner.

Valens grundämnen i föreningar med jonbindningar karaktäriserar mycket ofta oxidationstillstånd , vilket i sin tur motsvarar laddningen av jonen hos elementet i den givna föreningen.

Oxidationstillstånd är den villkorade laddning som en atom får som ett resultat av omfördelningen av elektrontätheten. Kvantitativt kännetecknas det av antalet elektroner som förskjuts från ett mindre elektronegativt element till ett mer elektronegativt. En positivt laddad jon bildas från grundämnet som gav upp sina elektroner, och en negativ jon bildas från grundämnet som tog emot dessa elektroner.

Elementet i högsta oxidationstillståndet (maximalt positiv), har redan gett upp alla sina valenselektroner i ABD. Och eftersom deras antal bestäms av numret på gruppen där elementet är beläget, då högsta oxidationstillståndet för de flesta element och kommer att vara lika med gruppnummer . Rörande lägsta oxidationstillståndet (maximalt negativt), då visas det under bildandet av ett åttaelektronskal, det vill säga i fallet när AVZ är helt fylld. För icke-metaller den beräknas enligt formeln gruppnummer - 8 . För metaller är lika med noll- eftersom de inte kan ta emot elektroner.

Till exempel har AVZ för svavel formen: 3s 2 3p 4 . Om en atom ger upp alla elektroner (sex), kommer den att få det högsta oxidationstillståndet +6 lika med gruppnumret VI , om det krävs två nödvändiga för att fullborda det stabila skalet, kommer det att få det lägsta oxidationstillståndet –2 lika med Gruppnummer - 8 \u003d 6 - 8 \u003d -2.

3.3.3 Metallbindning. De flesta metaller har ett antal egenskaper som är generella till sin natur och skiljer sig från egenskaperna hos andra ämnen. Sådana egenskaper är relativt höga smältpunkter, förmågan att reflektera ljus, hög termisk och elektrisk ledningsförmåga. Dessa egenskaper förklaras av förekomsten i metaller av en speciell typ av interaktion – metallisk anslutning.

I enlighet med positionen i det periodiska systemet har metallatomer ett litet antal valenselektroner, som är ganska svagt bundna till sina kärnor och lätt kan lossas från dem. Som ett resultat uppträder positivt laddade joner i metallens kristallgitter, lokaliserade i vissa positioner av kristallgittret, och ett stort antal delokaliserade (fria) elektroner som rör sig relativt fritt i fältet av positiva centra och utför anslutningen mellan alla metallatomer på grund av elektrostatisk attraktion.

Detta är en viktig skillnad mellan metallbindningar och kovalenta bindningar, som har en strikt orientering i rymden. Bindningskrafterna i metaller är inte lokaliserade och inte riktade, och de fria elektronerna som bildar "elektrongasen" orsakar hög termisk och elektrisk ledningsförmåga. Därför är det i det här fallet omöjligt att tala om riktningen för bindningarna, eftersom valenselektronerna är fördelade nästan likformigt över kristallen. Det är just detta som förklarar till exempel metallers plasticitet, det vill säga möjligheten att förskjuta joner och atomer i vilken riktning som helst

3.3.4 Donator-acceptor obligation. Förutom mekanismen för bildandet av en kovalent bindning, enligt vilken ett gemensamt elektronpar uppstår från interaktionen mellan två elektroner, finns det också en speciell donator-acceptor mekanism . Det ligger i det faktum att en kovalent bindning bildas som ett resultat av övergången av ett redan existerande (ensamt) elektronpar givare (elektronleverantör) för allmän användning av givaren och acceptor (leverantör av en fri atomomloppsbana).

Efter bildandet är det inte annorlunda än kovalent. Donator-acceptormekanismen illustreras väl av schemat för bildandet av en ammoniumjon (Figur 9) (asterisker indikerar elektronerna i den yttre nivån av kväveatomen):

Figur 9 - Schema för bildningen av ammoniumjonen

Den elektroniska formeln för kväveatomens AVZ är 2s 2 2p 3, det vill säga den har tre oparade elektroner som går in i en kovalent bindning med tre väteatomer (1s 1), som var och en har en valenselektron. I detta fall bildas en ammoniakmolekyl NH 3, i vilken det odelade elektronparet av kväve bevaras. Om en väteproton (1s 0) som inte har elektroner närmar sig denna molekyl, kommer kväve att överföra sitt elektronpar (donator) till denna väteatomorbital (acceptor), vilket resulterar i bildandet av en ammoniumjon. I den är varje väteatom ansluten till kväveatomen med ett gemensamt elektronpar, varav en realiseras av donator-acceptor-mekanismen. Det är viktigt att notera att H-N-bindningarna som bildas av olika mekanismer inte har några skillnader i egenskaper. Detta fenomen beror på det faktum att i ögonblicket för bindningsbildning ändrar orbitalerna för 2s– och 2p– elektronerna i kväveatomen sin form. Som ett resultat uppstår fyra helt identiska orbitaler.

Donatorerna är vanligtvis atomer med ett stort antal elektroner, men med ett litet antal oparade elektroner. För element från period II har förutom kväveatomen syre (två ensamma par) och fluor (tre ensamma par) en sådan möjlighet. Till exempel är vätejonen H + i vattenlösningar aldrig i fritt tillstånd, eftersom hydroniumjonen H 3 O + alltid bildas av molekylerna vatten H 2 O och jonen H +. Hydroniumjonen finns i alla vattenlösningar, även om för enkelhets skull skriften bevaras symbolen H + .

3.3.5 Vätebindning. En väteatom bunden till ett starkt elektronegativt element (kväve, syre, fluor etc.), som "drar" ett gemensamt elektronpar på sig själv, upplever en brist på elektroner och får en effektiv positiv laddning. Därför kan den interagera med det ensamma elektronparet från en annan elektronegativ atom (som får en effektiv negativ laddning) av samma (intramolekylär bindning) eller en annan molekyl (intermolekylär bindning). Som ett resultat finns det vätebindning , vilket indikeras grafiskt med punkter:

Denna bindning är mycket svagare än andra kemiska bindningar (energin för dess bildning är 10 – 40 kJ/mol) och har huvudsakligen en delvis elektrostatisk, delvis donatoracceptorkaraktär.

Vätebindningen spelar en extremt viktig roll i biologiska makromolekyler, såsom oorganiska föreningar som H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Till exempel har O-H-bindningar i H 2 O en märkbar polär karaktär med ett överskott av negativ laddning – på syreatomen. Väteatomen, tvärtom, får en liten positiv laddning  + och kan interagera med ensamma elektronpar i syreatomen i den närliggande vattenmolekylen.

Interaktionen mellan vattenmolekyler visar sig vara ganska stark, så att även i vattenånga finns dimerer och trimerer av sammansättningen (H 2 O) 2, (H 2 O) 3, etc. I lösningar, långa kedjor av associerade av denna typ kan förekomma:

eftersom syreatomen har två ensamma elektronpar.

Närvaron av vätebindningar förklarar de höga kokpunkterna för vatten, alkoholer, karboxylsyror. På grund av vätebindningar kännetecknas vatten av så höga smält- och kokpunkter jämfört med H 2 E (E = S, Se, Te). Om det inte fanns några vätebindningar skulle vattnet smälta vid –100°C och koka vid –80°C. Typiska fall av association observeras för alkoholer och organiska syror.

Vätebindningar kan uppstå både mellan olika molekyler och inom en molekyl om denna molekyl innehåller grupper med donator- och acceptorförmåga. Till exempel är det intramolekylära vätebindningar som spelar huvudrollen i bildandet av peptidkedjor som bestämmer strukturen hos proteiner. H-bindningar påverkar ett ämnes fysikaliska och kemiska egenskaper.

Vätebindningar bildar inte atomer av andra grundämnen , eftersom krafterna för elektrostatisk attraktion av de motsatta ändarna av dipolerna av polära bindningar (О-Н, N-H, etc.) är ganska svaga och verkar endast på korta avstånd. Väte, som har den minsta atomradien, tillåter sådana dipoler att närma sig varandra så mycket att attraktiva krafter blir märkbara. Inget annat grundämne med en stor atomradie kan bilda sådana bindningar.

3.3.6 Krafter för intermolekylär interaktion (van der Waals krafter). År 1873 föreslog den holländska forskaren I. van der Waals att det finns krafter som orsakar attraktion mellan molekyler. Dessa styrkor kallades senare van der Waals styrkor. – den mest universella formen av intermolekylär bindning. Van der Waals-bindningens energi är mindre än vätebindningen och är 2–20 kJ/∙mol.

Beroende på hur kraften genereras delas de in i:

1) orienterande (dipol-dipol eller jondipol) - uppstår mellan polära molekyler eller mellan joner och polära molekyler. När polära molekyler närmar sig varandra är de orienterade på ett sådant sätt att den positiva sidan av en dipol är orienterad mot den negativa sidan av den andra dipolen (Figur 10).

Figur 10 - Orienteringsinteraktion

2) induktion (dipol - inducerad dipol eller jon - inducerad dipol) - uppstår mellan polära molekyler eller joner och icke-polära molekyler, men som kan polarisera. Dipoler kan verka på opolära molekyler och förvandla dem till indikerade (inducerade) dipoler. (Figur 11).

Figur 11 - Induktiv interaktion

3) dispersiva (inducerad dipol - inducerad dipol) - uppstår mellan opolära molekyler som kan polarisera. I vilken molekyl eller atom som helst i en ädelgas uppstår elektriska densitetsfluktuationer, som ett resultat av vilka momentana dipoler uppstår, vilka i sin tur inducerar momentana dipoler i angränsande molekyler. Rörelsen av momentana dipoler blir koordinerade, deras utseende och förfall sker synkront. Som ett resultat av interaktionen av momentana dipoler minskar systemets energi (Figur 12).

Figur 12 - Dispersionsinteraktion

Som ett resultat av att studera detta ämne kommer du att lära dig: Varför är vattenmolekylen polär, koldioxid är det inte. Vad är den maximala valensen av kväve i föreningar. Varför har vatten onormalt höga smält- och kokpunkter. Som ett resultat av att studera detta ämne kommer du att lära dig: Bestäm arten av den kemiska bindningen (kovalent polär och icke-polär, jonisk, väte, metallisk) i olika föreningar. Bestäm den geometriska formen av molekyler baserat på analys av deras elektroniska struktur, med hjälp av idéer om hybridisering av atomära orbitaler. Förutsäg egenskaperna hos ämnen baserat på information om den kemiska bindningens natur och typerna av kristallgitter. Studiefrågor:

5.1. kovalent bindning

En kemisk bindning bildas när två eller flera atomer närmar sig varandra, om som ett resultat av deras växelverkan sker en minskning av systemets totala energi. De mest stabila elektroniska konfigurationerna av atomernas yttre elektronskal är konfigurationer av ädelgasatomer, bestående av två eller åtta elektroner. De yttre elektronskalen av atomer av andra grundämnen innehåller från en till sju elektroner, d.v.s. är ofullständiga. När en molekyl bildas, tenderar atomer att förvärva ett stabilt två-elektron- eller åtta-elektronskal. Atomers valenselektroner deltar i bildandet av en kemisk bindning.

En kovalent bindning är en kemisk bindning mellan två atomer, som bildas av elektronpar som samtidigt hör till dessa två atomer.

Det finns två mekanismer för bildandet av en kovalent bindning: utbyte och donator-acceptor.

5.1.1. Utbytesmekanism för bildandet av en kovalent bindning

utbytesmekanism Bildandet av en kovalent bindning realiseras på grund av överlappningen av elektronmoln av elektroner som tillhör olika atomer. Till exempel, när två väteatomer närmar sig varandra överlappar 1s elektronorbitaler. Som ett resultat uppstår ett gemensamt elektronpar, som samtidigt tillhör båda atomerna. I detta fall bildas den kemiska bindningen av elektroner som har antiparallella spinn, Fig. 5.1.

Ris. 5.1. Bildning av en vätemolekyl från två H-atomer

5.1.2. Donator-acceptormekanism för kovalent bindning

Med donator-acceptor-mekanismen för bildandet av en kovalent bindning bildas bindningen även med hjälp av elektronpar. Men i det här fallet tillhandahåller en atom (donator) sitt elektronpar, och den andra atomen (acceptor) deltar i bildandet av bindningen med sin fria orbital. Ett exempel på implementeringen av en donator-acceptorbindning är bildningen av en ammoniumjon NH4+ under interaktionen av ammoniak NH3 med en vätekatjon H+.

I NH 3-molekylen bildar tre elektronpar tre N - H-bindningar, det fjärde elektronparet som tillhör kväveatomen är odelat. Detta elektronpar kan ge en bindning till vätejonen, som har en fri orbital. Resultatet är en ammoniumjon NH4+, fig. 5.2.

Ris. 5.2. Förekomst av en donator-acceptorbindning under bildandet av en ammoniumjon

Det bör noteras att de fyra N-H-kovalenta bindningarna som finns i NH4+-jonen är ekvivalenta. I ammoniumjonen är det omöjligt att isolera bindningen som bildas av donator-acceptormekanismen.

5.1.3. Polär och icke-polär kovalent bindning

Om en kovalent bindning bildas av identiska atomer, är elektronparet beläget på samma avstånd mellan kärnorna i dessa atomer. En sådan kovalent bindning kallas icke-polär. Ett exempel på molekyler med en icke-polär kovalent bindning är H 2, Cl 2, O 2, N 2, etc.

I fallet med en polär kovalent bindning förskjuts det delade elektronparet mot atomen med högre elektronegativitet. Denna typ av bindning realiseras i molekyler som bildas av olika atomer. Den kovalenta polära bindningen äger rum i molekylerna HCl, HBr, CO, NO, etc. Till exempel kan bildningen av en polär kovalent bindning i HCl-molekylen representeras av schemat, fig. 5.3:

Ris. 5.3. Bildning av en kovalent polär bindning i HCl-molekylen

I den aktuella molekylen förskjuts elektronparet till kloratomen, eftersom dess elektronegativitet (2,83) är större än väteatomens (2,1) elektronegativitet.

5.1.4. Dipolmoment och molekylers struktur

Måttet på bindningspolaritet är dess dipolmoment μ:

μ = el,

var eär laddningen av en elektron, lär avståndet mellan mitten av positiva och negativa laddningar.

Dipolmomentet är en vektorstorhet. Begreppen "bindningsdipolmoment" och "dipolmoment för en molekyl" sammanfaller endast för diatomiska molekyler. Dipolmomentet för en molekyl är lika med vektorsumman av dipolmomenten för alla bindningar. Således beror dipolmomentet för en polyatomisk molekyl på dess struktur.

I en linjär CO 2 -molekyl, till exempel, är var och en av C–O-bindningarna polära. Men CO 2 -molekylen är i allmänhet opolär, eftersom dipolmomenten för bindningarna kompenserar varandra (fig. 5.4). Dipolmomentet för en koldioxidmolekyl är m = 0.

I hörnet H 2 O-molekylen är de polära H–O-bindningarna placerade i en vinkel på 104,5 o. Vektorsumman av dipolmomenten för två H–O-bindningar uttrycks av parallellogrammets diagonal (fig. 5.4). Som ett resultat är dipolmomentet för vattenmolekylen m inte lika med noll.

Ris. 5.4. Dipolmoment för CO 2 - och H 2 O-molekyler

5.1.5. Valens av grundämnen i föreningar med en kovalent bindning

Atomernas valens bestäms av antalet oparade elektroner som deltar i bildandet av vanliga elektronpar med elektroner från andra atomer. Med en oparad elektron på det yttre elektronskiktet är halogenatomerna i F 2, HCl, PBr 3 och CCl 4 molekylerna envärda. Element i syreundergruppen innehåller två oparade elektroner på det yttre lagret, så i föreningar som O 2, H 2 O, H 2 S och SCl 2 är de tvåvärda.

Eftersom, förutom de vanliga kovalenta bindningarna, en bindning kan bildas i molekyler genom en donator-acceptormekanism, beror valensen av atomer också på närvaron av ensamma elektronpar och fria elektronorbitaler i dem. Ett kvantitativt mått på valens är antalet kemiska bindningar genom vilka en given atom är ansluten till andra atomer.

Den maximala valensen av element kan som regel inte överstiga antalet av gruppen där de är belägna. Undantaget är elementen i sidoundergruppen av den första gruppen Cu, Ag, Au, vars valens i föreningar är större än en. Valenselektronerna inkluderar i första hand elektronerna i de yttre skikten, men för elementen i de sekundära undergrupperna deltar elektronerna i de näst sista (främre) skikten också i bildandet av en kemisk bindning.

5.1.6. Valens av element i normala och exciterade tillstånd

Valensen av de flesta kemiska element beror på om dessa element är i ett normalt eller exciterat tillstånd. Elektronisk konfiguration av Li-atomen: 1s 2 2s 1. Litiumatomen har en oparad elektron på den yttre nivån, dvs. litium är monovalent. En mycket stor energiförbrukning krävs, associerad med övergången av en 1s-elektron till en 2p-orbital, för att erhålla trivalent litium. Denna energiförbrukning är så stor att den inte kompenseras av den energi som frigörs vid bildandet av kemiska bindningar. I detta avseende finns det inga föreningar av trevärt litium.

Konfigurationen av det yttre elektronskiktet av elementen i undergruppen av beryllium ns 2 . Det betyder att på det yttre elektronlagret av dessa element finns två elektroner med motsatta spinn i ns-cellsbanan. Elementen i beryllium-undergruppen innehåller inte oparade elektroner, så deras valens i det normala tillståndet är noll. I det exciterade tillståndet är den elektroniska konfigurationen av elementen i berylliumundergruppen ns 1 nр 1, dvs. grundämnen bildar föreningar där de är tvåvärda.

Valensmöjligheter för boratomen

Betrakta den elektroniska konfigurationen av boratomen i grundtillståndet: 1s 2 2s 2 2р 1 . Boratomen i grundtillståndet innehåller en oparad elektron (fig. 5.5), d.v.s. han är univalent. Bor kännetecknas dock inte av bildningen av föreningar i vilka det är monovalent. När en boratom exciteras sker en övergång av en 2s-elektron till en 2p-orbital (Fig. 5.5). Boratomen i ett exciterat tillstånd har 3 oparade elektroner och kan bilda föreningar där dess valens är tre.

Ris. 5.5. Valenstillstånd för boratomen i normala och exciterade tillstånd

Den energi som spenderas på övergången av en atom till ett exciterat tillstånd inom en energinivå kompenseras som regel i överskott av den energi som frigörs under bildandet av ytterligare bindningar.

På grund av närvaron av en fri 2p-orbital i boratomen kan bor i föreningar bilda en fjärde kovalent bindning, som fungerar som en elektronparacceptor. Figur 5.6 visar hur BF-molekylen interagerar med F-jonen - som ett resultat av vilken en jon - bildas, där bor bildar fyra kovalenta bindningar.

Ris. 5.6. Donator-acceptormekanism för bildandet av den fjärde kovalenta bindningen vid boratomen

Valensmöjligheter för kväveatomen

Betrakta kväveatomens elektroniska struktur (Fig. 5.7).

Ris. 5.7. Fördelningen av elektroner i kväveatomens orbitaler

Från det presenterade diagrammet kan man se att kväve har tre oparade elektroner, det kan bilda tre kemiska bindningar och dess valens är tre. Övergången av kväveatomen till ett exciterat tillstånd är omöjligt, eftersom den andra energinivån inte innehåller d-orbitaler. Samtidigt kan kväveatomen tillhandahålla ett odelat elektronpar av yttre elektroner 2s 2 till en atom som har en fri orbital (acceptor). Som ett resultat uppstår en fjärde kemisk bindning av kväveatomen, vilket är fallet till exempel i ammoniumjonen (fig. 5.2). Således är den maximala kovalensen (antalet bildade kovalenta bindningar) för kväveatomen fyra. I dess föreningar kan kväve, till skillnad från andra element i den femte gruppen, inte vara femvärt.

Valensmöjligheter för fosfor, svavel och halogenatomer

Till skillnad från kväve-, syre- och fluoratomer har fosfor-, svavel- och kloratomer under den tredje perioden fria 3d-celler, till vilka elektroner kan överföras. När en fosforatom exciteras (fig. 5.8) har den 5 oparade elektroner på sitt yttre elektronskikt. Som ett resultat, i föreningar, kan fosforatomen inte bara vara tre- utan också femvärdig.

Ris. 5.8. Fördelning av valenselektroner i banor för en fosforatom i ett exciterat tillstånd

I ett exciterat tillstånd uppvisar svavel, förutom en valens på två, också en valens på fyra och sex. I det här fallet sker depairingen av 3p- och 3s-elektroner sekventiellt (Fig. 5.9).

Ris. 5.9. Valensmöjligheter för svavelatomen i exciterat tillstånd

I det exciterade tillståndet, för alla element i huvudundergruppen av grupp V, förutom fluor, är sekventiell depairing av första p- och sedan s-elektronpar möjlig. Som ett resultat blir dessa element tri-, penta- och heptavalenta (Fig. 5.10).

Ris. 5.10. Valensmöjligheter för klor-, brom- och jodatomer i exciterat tillstånd

5.1.7. Längd, energi och riktning för en kovalent bindning

En kovalent bindning bildas som regel mellan atomerna i icke-metaller. De huvudsakliga egenskaperna hos en kovalent bindning är längd, energi och riktning.

Kovalent bindningslängd

Bindningslängden är avståndet mellan kärnorna i atomerna som bildar denna bindning. Det bestäms av experimentella fysikaliska metoder. Bindningslängden kan uppskattas med hjälp av additivitetsregeln, enligt vilken bindningslängden i AB-molekylen är ungefär lika med halva summan av bindningslängderna i A 2- och B 2-molekylerna:

.

Från topp till botten i undergrupperna av det periodiska systemet av element ökar längden på den kemiska bindningen, eftersom atomernas radier ökar i denna riktning (tabell 5.1). När bindningsmångfalden ökar, minskar dess längd.

Tabell 5.1.

Längden på vissa kemiska bindningar

kemisk bindning	Kommunikationslängd, kl	kemisk bindning	Kommunikationslängd, kl
		C - C

Bondenergi

Måttet på bindningsstyrka är bindningsenergin. Bondenergi bestäms av den energi som krävs för att bryta bindningen och ta bort atomerna som bildar denna bindning på ett oändligt avstånd från varandra. Den kovalenta bindningen är mycket stark. Dess energi sträcker sig från flera tiotal till flera hundra kJ/mol. För en IСl 3-molekyl, till exempel, Ebonds ≈40, och för N 2- och CO-molekyler, Ebonds ≈1000 kJ/mol.

Från topp till botten i undergrupperna av det periodiska systemet av element minskar energin hos en kemisk bindning, eftersom bindningslängden ökar i denna riktning (tabell 5.1). Med en ökning av anslutningens mångfald ökar dess energi (tabell 5.2).

Tabell 5.2.

Energierna hos vissa kemiska bindningar

kemisk bindning	bindningsenergi,	kemisk bindning	bindningsenergi,
		C - C

Mättnad och riktning av en kovalent bindning

De viktigaste egenskaperna hos en kovalent bindning är dess mättnad och riktning. Mättnad kan definieras som atomers förmåga att bilda ett begränsat antal kovalenta bindningar. Så en kolatom kan bara bilda fyra kovalenta bindningar, och en syreatom kan bilda två. Det maximala antalet vanliga kovalenta bindningar som en atom kan bilda (exklusive bindningar som bildas av donator-acceptormekanismen) är lika med antalet oparade elektroner.

Kovalenta bindningar har en rumslig orientering, eftersom överlappningen av orbitaler under bildandet av en enkelbindning sker längs linjen som förbinder atomkärnorna. Det rumsliga arrangemanget av en molekyls elektronorbitaler bestämmer dess geometri. Vinklarna mellan kemiska bindningar kallas bindningsvinklar.

Mättnaden och riktningen av en kovalent bindning skiljer denna bindning från en jonbindning, som, till skillnad från en kovalent bindning, är omättad och icke-riktad.

Rumslig struktur av H 2 O och NH 3 molekyler

Låt oss överväga orienteringen av en kovalent bindning med exemplet H 2 O och NH 3 molekyler.

H 2 O-molekylen bildas av en syreatom och två väteatomer. Syreatomen har två oparade p-elektroner som upptar två orbitaler placerade i rät vinkel mot varandra. Väteatomer har oparade 1s-elektroner. Vinkeln mellan bindningarna som bildas av p-elektronerna bör vara nära vinkeln mellan p-elektronernas orbitaler. Experimentellt fann man dock att vinkeln mellan O–H-bindningarna i en vattenmolekyl är 104,50. Ökningen av vinkeln jämfört med vinkeln på 90 o kan förklaras av de repulsiva krafterna som verkar mellan väteatomerna, fig. 5.11. H 2 O-molekylen har således en vinkelform.

Tre oparade p-elektroner av kväveatomen deltar i bildandet av NH3-molekylen, vars orbitaler är belägna i tre ömsesidigt vinkelräta riktningar. Därför måste de tre N–H-bindningarna vara i vinklar mot varandra nära 90° (Fig. 5.11). Det experimentella värdet för vinkeln mellan bindningar i NH3-molekylen är 107,3°. Skillnaden i värdena på vinklarna mellan bindningar från de teoretiska beror, som i fallet med en vattenmolekyl, på den ömsesidiga avstötningen av väteatomer. Dessutom tar de presenterade schemana inte hänsyn till möjligheten att delta i två elektroner i 2s orbitaler i bildandet av kemiska bindningar.

Ris. 5.11. Överlappning av elektroniska orbitaler under bildandet av kemiska bindningar i H 2 O (a) och NH 3 (b) molekyler

Tänk på bildandet av BeCl 2-molekylen. En atom av beryllium i ett exciterat tillstånd har två oparade elektroner: 2s och 2p. Man kan anta att berylliumatomen ska bilda två bindningar: en bindning bildad av s-elektronen och en bindning bildad av p-elektronen. Dessa bindningar måste ha olika energier och olika längder. BeCl 2-molekylen bör i detta fall inte vara linjär utan kantig. Erfarenheten visar dock att BeCl 2-molekylen har en linjär struktur och båda de kemiska bindningarna i den är ekvivalenta. En liknande situation observeras när man överväger strukturen av BCl 3- och CCl 4-molekyler - alla bindningar i dessa molekyler är ekvivalenta. BC1 3-molekylen har en plan struktur, CC1 4 är tetraedrisk.

För att förklara strukturen hos molekyler som BeCl 2, BCl 3 och CCl 4, Pauling och Slater(USA) introducerade konceptet hybridisering av atomära orbitaler. De föreslog att ersätta flera atomära orbitaler, inte särskilt olika i sin energi, med samma antal ekvivalenta orbitaler, kallade hybrider. Dessa hybridorbitaler är uppbyggda av atomära orbitaler som ett resultat av deras linjära kombination.

Enligt L. Pauling är det möjligt att ändra konfigurationen av orbitaler när kemiska bindningar bildas av en atom som har elektroner av olika typer i ett skikt och därför inte har mycket olika energi (till exempel s och p). av olika typer, där de är inriktade i form och energi . Som ett resultat bildas hybridorbitaler, som har en asymmetrisk form och är starkt långsträckta på ena sidan av kärnan. Det är viktigt att betona att hybridiseringsmodellen används i de fall då elektroner av olika typer deltar i bildandet av bindningar, till exempel s och p.

5.1.8.2. Olika typer av hybridisering av atomära orbitaler

sp-hybridisering

hybridisering av en s- och en R- orbitaler ( sp- hybridisering) realiseras till exempel vid bildning av berylliumklorid. Som visas ovan, i exciterat tillstånd, har Be-atomen två oparade elektroner, varav en upptar 2s-orbitalen och den andra, 2p-orbitalen. När en kemisk bindning bildas omvandlas dessa två olika orbitaler till två identiska hybridorbitaler riktade i en vinkel på 180° mot varandra (Fig. 5.12). Det linjära arrangemanget av två hybridorbitaler motsvarar deras minsta repulsion från varandra. Som ett resultat har BeCl 2-molekylen en linjär struktur - alla tre atomerna är belägna på samma linje.

Ris. 5.12. Schema för överlappande elektronorbitaler under bildandet av BeCl2-molekylen

Acetylenmolekylens struktur; sigma- och pi-bindningar

Tänk på schemat för överlappande elektronorbitaler vid bildandet av en acetylenmolekyl. I acetylenmolekylen är varje kolatom i sp-hybridtillståndet. Två sp-hybridorbitaler är belägna i en vinkel på 1800 mot varandra; de bildar en σ-bindning mellan kolatomer och två σ-bindningar med väteatomer (Fig. 5.13).

Ris. 5.13. Schema för bildandet av s-bindningar i acetylenmolekylen

En σ-bindning är en bindning som bildas som ett resultat av överlappningen av elektronorbitaler längs linjen som förbinder atomkärnorna.

Varje kolatom i acetylenmolekylen innehåller ytterligare två p-elektroner, som inte deltar i bildandet av σ-bindningar. Elektronmolnen för dessa elektroner är belägna i ömsesidigt vinkelräta plan och, överlappande med varandra, bildar ytterligare två π-bindningar mellan kolatomer på grund av den laterala överlappningen av icke-hybrid R-moln (bild 5.14).

En π-bindning är en kovalent kemisk bindning som bildas som ett resultat av en ökning av elektrontätheten på vardera sidan av en linje som förbinder atomernas kärnor.

Ris. 5.14. Schema för bildandet av σ - och π -bindningar i acetylenmolekylen.

I en acetylenmolekyl bildas alltså en trippelbindning mellan kolatomer, som består av en σ-bindning och två π-bindningar; σ -bindningar är starkare än π-bindningar.

sp2 hybridisering

Strukturen av BCl 3-molekylen kan förklaras i termer av sp 2- hybridisering. Boratomen i det exciterade tillståndet innehåller en s-elektron och två p-elektroner på det yttre elektronskiktet; tre oparade elektroner. Dessa tre elektronmoln kan omvandlas till tre ekvivalenta hybridorbitaler. Minsta repulsion av tre hybridorbitaler från varandra motsvarar deras placering i samma plan i en vinkel på 120 o mot varandra (Fig. 5.15). Således har BCl3-molekylen en plan form.

Ris. 5.15. BCl 3-molekylens plana struktur

sp 3 - hybridisering

Kolatomens valensorbitaler (s, p x, p y, p z) kan omvandlas till fyra ekvivalenta hybridorbitaler, som är belägna i rymden med en vinkel på 109,5 o mot varandra och är riktade mot tetraederns hörn, i vars centrum är kärnan i kolatomen (Fig. 5.16).

Ris. 5.16. Tetraedrisk struktur av metanmolekylen

5.1.8.3. Hybridisering som involverar ensamma elektronpar

Hybridiseringsmodellen kan användas för att förklara strukturen hos molekyler där det förutom bindning även finns odelade elektronpar. I vatten- och ammoniakmolekyler är det totala antalet elektronpar i den centrala atomen (O och N) fyra. I det här fallet har vattenmolekylen två, och ammoniakmolekylen har ett odelat elektronpar. Bildandet av kemiska bindningar i dessa molekyler kan förklaras genom att anta att ensamma elektronpar också kan fylla hybridorbitaler. Odelade elektronpar upptar mycket mer utrymme i rymden än bindande par. Som ett resultat av avstötningen som sker mellan ensamma och bindande elektronpar minskar bindningsvinklarna i vatten- och ammoniakmolekyler som är mindre än 109,5 o.

Ris. 5.17. sp 3 - hybridisering som involverar ensamma elektronpar i H 2 O (A) och NH 3 (B) molekyler

5.1.8.4. Fastställande av typen av hybridisering och bestämning av molekylernas struktur

För att fastställa typen av hybridisering, och följaktligen, strukturen av molekyler, måste följande regler användas.

1. Typen av hybridisering av den centrala atomen, som inte innehåller odelade elektronpar, bestäms av antalet sigmabindningar. Om det finns två sådana bindningar sker sp-hybridisering, tre - sp 2 -hybridisering, fyra - sp 3 -hybridisering. Odelade elektronpar (i frånvaro av bindningar bildade av donator-acceptormekanismen) saknas i molekylerna som bildas av atomerna beryllium, bor, kol, kisel, d.v.s. elementen i huvudundergrupperna II - IV grupper.

2. Om den centrala atomen innehåller ensamma elektronpar, så bestäms antalet hybridorbitaler och typen av hybridisering av summan av antalet sigmabindningar och antalet ensamma elektronpar. Hybridisering som involverar odelade elektronpar sker i molekyler som bildas av kväve-, fosfor-, syre- och svavelatomer, d.v.s. element i huvudundergrupperna i grupperna V och VI.

3. Molekylernas geometriska form bestäms av typen av hybridisering av den centrala atomen (tabell 5.3).

Tabell 5.3.

Valensvinklar, den geometriska formen av molekyler beroende på antalet hybridorbitaler och typen av hybridisering av den centrala atomen

5.2. Jonbindning

Jonbindning utförs genom elektrostatisk attraktion mellan motsatt laddade joner. Dessa joner bildas som ett resultat av överföring av elektroner från en atom till en annan. En jonbindning bildas mellan atomer som har stora skillnader i elektronegativitet (vanligtvis större än 1,7 på Pauling-skalan), till exempel mellan alkalimetaller och halogener.

Låt oss överväga utseendet på en jonbindning med exemplet på bildandet av NaCl. Från de elektroniska formlerna för atomerna Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 och Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 är det lättare att ge en elektron till natriumatomen än att fästa sju, och det är lättare för kloratomen för att fästa en, än ge sju. I kemiska reaktioner donerar natriumatomen en elektron, och kloratomen accepterar den. Som ett resultat förvandlas elektronskalen av natrium- och kloratomer till stabila elektronskal av ädelgaser (den elektroniska konfigurationen av natriumkatjonen är Na + 1s 2 2s 2 2p 6, och den elektroniska konfigurationen av kloranjonen Cl är 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Den elektrostatiska interaktionen av joner leder till bildandet av NaCl-molekylen.

De huvudsakliga egenskaperna hos jonbindningen och egenskaperna hos jonföreningar

1. En jonbindning är en stark kemisk bindning. Energin för denna bindning är cirka 300 – 700 kJ/mol.

2. Till skillnad från en kovalent bindning är en jonbindning oriktad, eftersom en jon kan attrahera joner av motsatt tecken till sig själv i vilken riktning som helst.

3. Till skillnad från en kovalent bindning är en jonbindning omättad, eftersom interaktionen av joner av motsatt tecken inte leder till fullständig ömsesidig kompensation av deras kraftfält.

4. I processen för bildning av molekyler med en jonbindning sker ingen fullständig överföring av elektroner, därför existerar inte en 100% jonbindning i naturen. I NaCl-molekylen är den kemiska bindningen endast 80 % jonisk.

5. Joniska föreningar är kristallina fasta ämnen med höga smält- och kokpunkter.

6. De flesta joniska föreningar löses i vatten. Lösningar och smältor av joniska föreningar leder elektrisk ström.

5.3. metallanslutning

Metallatomer på den yttre energinivån innehåller ett litet antal valenselektroner. Eftersom joniseringsenergin hos metallatomer är låg, hålls valenselektroner svagt kvar i dessa atomer. Som ett resultat uppträder positivt laddade joner och fria elektroner i kristallgittret av metaller. I det här fallet är metallkatjoner belägna vid noderna av deras kristallgitter, och elektroner rör sig fritt i fältet av positiva centra och bildar den så kallade "elektrongasen". Närvaron av en negativt laddad elektron mellan två katjoner leder till att varje katjon interagerar med denna elektron. Således är en metallisk bindning en bindning mellan positiva joner i metallkristaller, som utförs genom attraktion av elektroner som rör sig fritt genom kristallen.

Eftersom valenselektronerna i metallen är jämnt fördelade genom kristallen, är den metalliska bindningen, liksom den joniska, en oriktad bindning. Till skillnad från en kovalent bindning är en metallisk bindning en omättad bindning. Från en kovalent bindning metallisk bindning skiljer sig också i hållbarhet. Energin för en metallisk bindning är ungefär tre till fyra gånger mindre än energin för en kovalent bindning.

På grund av elektrongasens höga rörlighet kännetecknas metaller av hög elektrisk och termisk ledningsförmåga.

5.4. vätebindning

I molekylerna av föreningarna HF, H 2 O, NH 3 finns vätebindningar med ett starkt elektronegativt element (H–F, H–O, H–N). Mellan molekylerna av sådana föreningar kan bildas intermolekylära vätebindningar. I vissa organiska molekyler som innehåller H–O, H–N bindningar, intramolekylära vätebindningar.

Mekanismen för vätebindningsbildning är delvis elektrostatisk, delvis donator-acceptor. I det här fallet fungerar atomen i ett starkt elektronegativt element (F, O, N) som en elektronpardonator, och väteatomerna anslutna till dessa atomer fungerar som en acceptor. Liksom med kovalenta bindningar kännetecknas vätebindningar av orientering i rymden och mättnad.

Vätebindningen betecknas vanligtvis med punkter: H ··· F. Vätebindningen är mer uttalad, ju större elektronegativitet partneratomen har och desto mindre storlek. Det är karakteristiskt främst för fluorföreningar, samt syre, i mindre utsträckning kväve, i ännu mindre utsträckning för klor och svavel. Följaktligen förändras också vätebindningens energi (tabell 5.4).

Tabell 5.4.

Medelvärden för vätebindningsenergier

Intermolekylär och intramolekylär vätebindning

Tack vare vätebindningar kombineras molekyler till dimerer och mer komplexa associerade föreningar. Till exempel kan bildningen av en myrsyradimer representeras av följande schema (Fig. 5.18).

Ris. 5.18. Bildning av intermolekylära vätebindningar i myrsyra

Långa kedjor av associerade föreningar (H 2 O) n kan uppträda i vatten (Fig. 5.19).

Ris. 5.19. Bildning av en kedja av associerade föreningar i flytande vatten på grund av intermolekylära vätebindningar

Varje H 2 O-molekyl kan bilda fyra vätebindningar, medan en HF-molekyl endast kan bilda två.

Vätebindningar kan uppstå både mellan olika molekyler (intermolekylär vätebindning) och inom en molekyl (intramolekylär vätebindning). Exempel på bildandet av en intramolekylär bindning för vissa organiska ämnen visas i fig. 5,20.

Ris. 5,20. Bildning av en intramolekylär vätebindning i molekylerna av olika organiska föreningar

Effekten av vätebindning på ämnens egenskaper

Den mest bekväma indikatorn på förekomsten av en intermolekylär vätebindning är ett ämnes kokpunkt. Den högre kokpunkten för vatten (100 o C jämfört med väteföreningar av grundämnena i syreundergruppen (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) beror på närvaron av vätebindningar: ytterligare energi krävs för att förstöra intermolekylära vätebindningar i vatten.

Vätebindningen kan avsevärt påverka ämnens struktur och egenskaper. Förekomsten av intermolekylära vätebindningar ökar ämnens smält- och kokpunkter. Närvaron av en intramolekylär vätebindning leder till att molekylen av deoxiribonukleinsyra (DNA) viks till en dubbelspiral i vatten.

Vätebindning spelar också en viktig roll i upplösningsprocesser, eftersom lösligheten också beror på föreningens förmåga att bilda vätebindningar med lösningsmedlet. Som ett resultat är ämnen som innehåller OH-grupper som socker, glukos, alkoholer, karboxylsyror som regel mycket lösliga i vatten.

5.5. Typer av kristallgitter

Fasta ämnen har som regel en kristallin struktur. Partiklarna som utgör kristaller (atomer, joner eller molekyler) är belägna på strikt definierade punkter i rymden och bildar ett kristallgitter. Kristallgittret består av elementära celler som behåller de strukturella egenskaperna som är karakteristiska för detta gitter. Punkterna där partiklarna finns kallas gitternoder. Beroende på typen av partiklar som är belägna på gitterplatserna och på typen av kopplingen mellan dem, särskiljs 4 typer av kristallgitter.

5.5.1. Atomkristallgitter

Vid noderna av atomiska kristallgitter finns atomer sammankopplade med kovalenta bindningar. Ämnen som har ett atomgitter inkluderar diamant, kisel, karbider, silicider, etc. I strukturen av en atomkristall är det omöjligt att peka ut enskilda molekyler; hela kristallen betraktas som en jättemolekyl. Diamantens struktur visas i fig. 5.21. En diamant består av kolatomer, var och en bunden till fyra angränsande atomer. På grund av det faktum att kovalenta bindningar är starka, är alla ämnen som har atomgitter eldfasta, fasta och lågflyktiga. De är lätt lösliga i vatten.

Ris. 5.21. Diamantkristallgitter

5.5.2. Molekylärt kristallgitter

Molekyler är belägna vid noderna av molekylära kristallgitter, sammankopplade av svaga intermolekylära krafter. Därför har ämnen med ett molekylärt gitter låg hårdhet, de är smältbara, kännetecknas av betydande flyktighet, är något lösliga i vatten, och deras lösningar leder som regel inte elektrisk ström. Många ämnen med ett molekylärt kristallgitter är kända. Dessa är fast väte, klor, kolmonoxid (IV) och andra ämnen som är i gasform vid vanliga temperaturer. De flesta kristallina organiska föreningar har ett molekylärt gitter.

5.5.3. Jonisk kristallgitter

Kristallgitter, vid vars noder joner finns, kallas jonisk. De bildas av ämnen med en jonbindning, till exempel alkalimetallhalider. I joniska kristaller kan enskilda molekyler inte särskiljas, hela kristallen kan betraktas som en makromolekyl. Bindningarna mellan joner är starka, så ämnen med jongitter har låg flyktighet, höga smält- och kokpunkter. Kristallgittret av natriumklorid visas i fig. 5.22.

Ris. 5.22. Kristallgitter av natriumklorid

I denna figur är ljusa bollar Na + joner, mörka bollar är Cl - joner. Till vänster i fig. 5.22 visar enhetscellen för NaCl.

5.5.4. metallkristallgitter

Metaller i fast tillstånd bildar metalliska kristallgitter. Vid noderna av sådana gitter finns positiva metalljoner, och valenselektroner rör sig fritt mellan dem. Elektronerna attraherar katjonerna elektrostatiskt och ger därigenom stabilitet åt metallgittret. En sådan struktur av gittret bestämmer metallernas höga värmeledningsförmåga, elektriska ledningsförmåga och plasticitet - mekanisk deformation bryter inte bindningarna och förstör kristallen, eftersom jonerna som utgör den verkar flyta i ett moln av elektrongas. På fig. 5.23 visar kristallgittret för natrium.

Ris. 5.23. Kristallgittret av natrium