5.1. Kovalent binding

En kemisk binding dannes, når to eller flere atomer samles, hvis systemets samlede energi som følge af deres interaktion falder. De mest stabile elektroniske konfigurationer af de ydre elektronskaller af atomer er dem af ædelgasatomer, bestående af to eller otte elektroner. De ydre elektronskaller af atomer af andre grundstoffer indeholder fra en til syv elektroner, dvs. er ufærdige. Når et molekyle dannes, har atomer en tendens til at erhverve en stabil to-elektron eller otte-elektron skal. Atomers valenselektroner deltager i dannelsen af ​​en kemisk binding.

Kovalent er en kemisk binding mellem to atomer, som dannes af elektronpar, der samtidig hører til disse to atomer.

Der er to mekanismer for dannelsen af ​​kovalente bindinger: udveksling og donor-acceptor.

5.1.1. Udvekslingsmekanisme for dannelse af kovalente bindinger

Udvekslingsmekanisme Dannelsen af ​​en kovalent binding realiseres på grund af overlapningen af ​​elektronskyer af elektroner, der tilhører forskellige atomer. For eksempel, når to hydrogenatomer nærmer sig hinanden, overlapper 1s elektronorbitaler. Som et resultat opstår der et fælles elektronpar, der samtidig hører til begge atomer. I dette tilfælde dannes en kemisk binding af elektroner med antiparallelle spins, fig. 5.1.

Ris. 5.1. Dannelse af et brintmolekyle ud fra to H-atomer

5.1.2. Donor-acceptor mekanisme til dannelse af kovalente bindinger

Med donor-acceptor-mekanismen for kovalent bindingsdannelse dannes bindingen også ved hjælp af elektronpar. Men i dette tilfælde giver et atom (donor) sit elektronpar, og det andet atom (acceptor) deltager i dannelsen af ​​bindingen med sin frie orbital. Et eksempel på implementeringen af ​​en donor-acceptorbinding er dannelsen af ​​ammoniumion NH 4+ under interaktionen af ​​ammoniak NH 3 med hydrogenkationen H+.

I NH 3-molekylet danner tre elektronpar tre N – H-bindinger, det fjerde elektronpar, der hører til nitrogenatomet, er ensomt. Dette elektronpar kan danne en binding med en brintion, der har en ubesat orbital. Resultatet er ammoniumion NH4+, Fig. 5.2.

Ris. 5.2. Fremkomsten af ​​en donor-acceptorbinding under dannelsen af ​​ammoniumion

Det skal bemærkes, at de fire kovalente N-H-bindinger, der findes i NH4+-ionen, er ækvivalente. I ammoniumionen er det umuligt at identificere en binding dannet af donor-acceptor-mekanismen.

5.1.3. Polær og ikke-polær kovalent binding

Hvis en kovalent binding er dannet af identiske atomer, er elektronparret placeret i samme afstand mellem kernerne i disse atomer. En sådan kovalent binding kaldes ikke-polær. Eksempler på molekyler med en ikke-polær kovalent binding er H2, Cl2, O2, N2 osv.

I tilfælde af en polær kovalent binding forskydes det delte elektronpar til atomet med højere elektronegativitet. Denne type binding realiseres i molekyler dannet af forskellige atomer. En polær kovalent binding forekommer i molekyler af HCl, HBr, CO, NO osv. For eksempel kan dannelsen af ​​en polær kovalent binding i et HCl-molekyle repræsenteres ved et diagram, fig. 5.3:

Ris. 5.3. Dannelse af en kovalent polær binding i HC1-molekylet

I det betragtede molekyle forskydes elektronparret til kloratomet, da dets elektronegativitet (2.83) er større end hydrogenatomets elektronegativitet (2.1).

5.1.4. Dipolmoment og molekylær struktur

Et mål for polariteten af ​​en binding er dens dipolmoment μ:

μ = el,

Hvor e– elektronladning, l– afstanden mellem centrene for positive og negative ladninger.

Dipolmoment er en vektorstørrelse. Begreberne "binding dipol moment" og "molekyle dipol moment" falder kun sammen for diatomiske molekyler. Dipolmomentet for et molekyle er lig med vektorsummen af ​​dipolmomenterne for alle bindinger. Dipolmomentet for et polyatomisk molekyle afhænger således af dets struktur.

I et lineært CO 2-molekyle er hver af C-O-bindingerne for eksempel polær. CO 2 -molekylet er dog generelt upolært, da bindingernes dipolmomenter ophæver hinanden (fig. 5.4). Dipolmomentet for carbondioxidmolekylet er m = 0.

I det kantede H2O-molekyle er de polære H–O-bindinger placeret i en vinkel på 104,5 o. Vektorsummen af ​​dipolmomenterne af to H–O-bindinger er udtrykt ved parallelogrammets diagonal (fig. 5.4). Som et resultat er dipolmomentet for vandmolekylet m ikke lig med nul.

Ris. 5.4. Dipolmomenter for CO 2 og H 2 O molekyler

5.1.5. Valens af grundstoffer i forbindelser med kovalente bindinger

Atomernes valens bestemmes af antallet af uparrede elektroner, der deltager i dannelsen af ​​fælles elektronpar med elektroner fra andre atomer. Med en uparret elektron på det ydre elektronlag er halogenatomerne i F 2, HCl, PBr 3 og CCl 4 molekylerne monovalente. Elementer i iltundergruppen indeholder to uparrede elektroner i det ydre lag, derfor er de divalente i forbindelser som O 2, H 2 O, H 2 S og SCl 2.

Da en binding udover almindelige kovalente bindinger kan dannes i molekyler ved hjælp af en donor-acceptor-mekanisme, afhænger atomernes valens også af tilstedeværelsen af ​​enlige elektronpar og frie elektronorbitaler. Et kvantitativt mål for valens er antallet af kemiske bindinger, hvorigennem et givet atom er forbundet med andre atomer.

Den maksimale valens af elementer kan som regel ikke overstige antallet af den gruppe, hvori de er placeret. Undtagelsen er elementerne i den sekundære undergruppe af den første gruppe Cu, Ag, Au, hvis valens i forbindelser er større end én. Valenselektronerne omfatter primært elektronerne i de ydre lag, men for elementer i sideundergrupper deltager elektronerne i de næstsidste (før-ydre) lag også i dannelsen af ​​en kemisk binding.

5.1.6. Valens af elementer i normale og exciterede tilstande

Valensen af ​​de fleste kemiske elementer afhænger af, om disse elementer er i en normal eller exciteret tilstand. Elektronisk konfiguration af Li-atomet: 1s 2 2s 1. Lithiumatomet på det ydre niveau har én uparret elektron, dvs. lithium er monovalent. Der kræves et meget stort energiforbrug forbundet med overgangen af ​​1s-elektronen til 2p-orbitalen for at opnå trivalent lithium. Dette energiforbrug er så stort, at det ikke kompenseres af den energi, der frigives under dannelsen af ​​kemiske bindinger. I denne henseende er der ingen trivalente lithiumforbindelser.

Konfiguration af det ydre elektroniske lag af elementer i beryllium-undergruppen ns 2. Det betyder, at der i det ydre elektronlag af disse grundstoffer i ns-cellekredsløbet er to elektroner med modsatte spins. Elementer i beryllium-undergruppen indeholder ikke uparrede elektroner, så deres valens i normal tilstand er nul. I den exciterede tilstand er den elektroniske konfiguration af elementerne i beryllium-undergruppen ns 1 nр 1, dvs. grundstoffer danner forbindelser, hvori de er divalente.

Valensmuligheder for boratomet

Lad os overveje den elektroniske konfiguration af boratomet i grundtilstanden: 1s 2 2s 2 2p 1. Boratomet i grundtilstanden indeholder én uparret elektron (fig. 5.5), dvs. det er monovalent. Bor er dog ikke karakteriseret ved dannelsen af ​​forbindelser, hvori det er monovalent. Når et boratom exciteres, overgår en 2s elektron til en 2p orbital (fig. 5.5). Et boratom i exciteret tilstand har 3 uparrede elektroner og kan danne forbindelser, hvor dets valens er tre.

Ris. 5.5. Valenstilstande for boratomet i normale og exciterede tilstande

Den energi, der bruges på overgangen af ​​et atom til en exciteret tilstand inden for et energiniveau, bliver som regel mere end kompenseret af den energi, der frigives under dannelsen af ​​yderligere bindinger.

På grund af tilstedeværelsen af ​​en fri 2p orbital i boratomet kan bor i forbindelser danne en fjerde kovalent binding, der fungerer som en elektronparacceptor. Figur 5.6 viser, hvordan BF-molekylet interagerer med F – ionen, hvilket resulterer i dannelsen af ​​– ionen, hvor bor danner fire kovalente bindinger.

Ris. 5.6. Donor-acceptor-mekanisme til dannelse af den fjerde kovalente binding ved boratomet

Nitrogenatomets valensmuligheder

Lad os betragte nitrogenatomets elektroniske struktur (fig. 5.7).

Ris. 5.7. Fordeling af elektroner i nitrogenatomets orbitaler

Fra det præsenterede diagram er det klart, at nitrogen har tre uparrede elektroner, det kan danne tre kemiske bindinger, og dets valens er tre. Overgangen af ​​nitrogenatomet til en exciteret tilstand er umulig, da det andet energiniveau ikke indeholder d-orbitaler. På samme tid kan nitrogenatomet tilvejebringe et ensomt elektronpar af ydre elektroner 2s2 til et atom med en fri orbital (acceptor). Som følge heraf opstår en fjerde kemisk binding af nitrogenatomet, som det for eksempel er tilfældet i ammoniumionen (fig. 5.2). Således er den maksimale kovalens (antallet af dannede kovalente bindinger) af et nitrogenatom fire. I dets forbindelser kan nitrogen, i modsætning til andre elementer i den femte gruppe, ikke være pentavalent.

Valensmuligheder for fosfor-, svovl- og halogenatomer

I modsætning til atomerne af nitrogen, oxygen og fluor har atomerne af fosfor, svovl og klor, der er placeret i den tredje periode, frie 3d-celler, som elektroner kan overføres til. Når et fosforatom exciteres (fig. 5.8), har det 5 uparrede elektroner på sit ydre elektronlag. Som et resultat kan phosphoratomet i forbindelser ikke kun være tri-, men også pentavalent.

Ris. 5.8. Fordeling af valenselektroner i orbitaler for et phosphoratom i en exciteret tilstand

I den exciterede tilstand udviser svovl, udover en valens på to, også en valens på fire og seks. I dette tilfælde parres 3p og 3s elektroner sekventielt (fig. 5.9).

Ris. 5.9. Valensmuligheder for et svovlatom i en exciteret tilstand

I den exciterede tilstand, for alle elementer i hovedundergruppen af ​​gruppe V, undtagen fluor, er sekventiel parring af første p- og derefter s-elektronpar mulig. Som følge heraf bliver disse elementer tri-, penta- og heptavalente (fig. 5.10).

Ris. 5.10. Valensmuligheder for klor-, brom- og jodatomer i exciteret tilstand

5.1.7. Længde, energi og retning af en kovalent binding

Kovalente bindinger dannes typisk mellem ikke-metalatomer. De vigtigste egenskaber ved en kovalent binding er længde, energi og retning.

Kovalent bindingslængde

Længden af ​​en binding er afstanden mellem kernerne i de atomer, der danner denne binding. Det bestemmes af eksperimentelle fysiske metoder. Bindingslængden kan estimeres ved hjælp af additivitetsreglen, hvorefter bindingslængden i AB-molekylet er omtrent lig med halvdelen af ​​summen af ​​bindingslængderne i molekylerne A 2 og B 2:

.

Fra top til bund langs undergrupperne af det periodiske system af grundstoffer øges længden af ​​den kemiske binding, da atomernes radier øges i denne retning (tabel 5.1). Når bindingsmultiplicitet stiger, falder dens længde.

Tabel 5.1.

Længden af ​​nogle kemiske bindinger

Kommunikationsenergi

Et mål for bindingsstyrke er bindingsenergien. Kommunikationsenergi bestemt af den energi, der kræves for at bryde en binding og fjerne de atomer, der danner den binding, i en uendelig stor afstand fra hinanden. Den kovalente binding er meget stærk. Dens energi varierer fra flere tiere til flere hundrede kJ/mol. For et IСl 3-molekyle er Ebonden for eksempel ≈40, og for N 2- og CO-molekyler er Ebonden ≈1000 kJ/mol.

Fra top til bund langs undergrupperne af det periodiske system af grundstoffer falder energien af ​​en kemisk binding, da bindingslængden øges i denne retning (tabel 5.1). Når bindingsmultiplicitet stiger, øges dets energi (tabel 5.2).

Tabel 5.2.

Energier af nogle kemiske bindinger

Mætning og retningsbestemmelse af kovalente bindinger

De vigtigste egenskaber ved en kovalent binding er dens mætning og retningsbestemthed. Mættelighed kan defineres som atomers evne til at danne et begrænset antal kovalente bindinger. Et carbonatom kan således kun danne fire kovalente bindinger, og et oxygenatom kan danne to. Det maksimale antal af almindelige kovalente bindinger, som et atom kan danne (eksklusive bindinger dannet af donor-acceptor-mekanismen) er lig med antallet af uparrede elektroner.

Kovalente bindinger har en rumlig orientering, da overlapningen af ​​orbitaler under dannelsen af ​​en enkeltbinding sker langs linjen, der forbinder atomkernerne. Det rumlige arrangement af elektronorbitaler af et molekyle bestemmer dets geometri. Vinklerne mellem kemiske bindinger kaldes bindingsvinkler.

Mætningen og retningsbestemtheden af ​​en kovalent binding adskiller denne binding fra en ionbinding, som i modsætning til en kovalent binding er umættet og ikke-retningsbestemt.

Rumlig struktur af H 2 O og NH 3 molekyler

Lad os overveje retningen af ​​en kovalent binding ved at bruge eksemplet med H 2 O og NH 3 molekyler.

H 2 O-molekylet er dannet af et oxygenatom og to hydrogenatomer. Iltatomet har to uparrede p-elektroner, som optager to orbitaler placeret vinkelret på hinanden. Hydrogenatomer har uparrede 1s-elektroner. Vinklen mellem bindingerne dannet af p-elektroner skal være tæt på vinklen mellem p-elektronernes orbitaler. Eksperimentelt viste det sig dog, at vinklen mellem O–H-bindingerne i et vandmolekyle er 104,50. Forøgelsen af ​​vinklen i forhold til vinklen på 90 o kan forklares med de frastødende kræfter, der virker mellem brintatomerne, Fig. 5.11. H 2 O-molekylet har således en vinkelform.

Tre uparrede p-elektroner af nitrogenatomet, hvis orbitaler er placeret i tre indbyrdes vinkelrette retninger, deltager i dannelsen af ​​NH3-molekylet. Derfor bør de tre N-H-bindinger placeres i vinkler i forhold til hinanden tæt på 90° (fig. 5.11). Den eksperimentelle værdi af vinklen mellem bindinger i NH3-molekylet er 107,3°. Forskellen mellem vinklerne mellem bindingerne og de teoretiske værdier skyldes, som i tilfældet med vandmolekylet, den gensidige frastødning af brintatomer. Derudover tager de præsenterede skemaer ikke højde for muligheden for deltagelse af to elektroner i 2s orbitaler i dannelsen af ​​kemiske bindinger.

Ris. 5.11. Overlapning af elektroniske orbitaler under dannelsen af ​​kemiske bindinger i H 2 O (a) og NH 3 (b) molekyler

Lad os overveje dannelsen af ​​BeC1 2-molekylet. Et berylliumatom i exciteret tilstand har to uparrede elektroner: 2s og 2p. Det kan antages, at berylliumatomet skal danne to bindinger: en binding dannet af s-elektronen og en binding dannet af p-elektronen. Disse bindinger skal have forskellige energier og forskellige længder. BeCl 2-molekylet i dette tilfælde bør ikke være lineært, men kantet. Erfaring viser dog, at BeCl 2-molekylet har en lineær struktur, og begge kemiske bindinger i det er ækvivalente. En lignende situation observeres, når man overvejer strukturen af ​​BCl 3- og CCl 4-molekylerne - alle bindinger i disse molekyler er ækvivalente. BC1 3-molekylet har en flad struktur, CC1 4 har en tetraedrisk struktur.

For at forklare strukturen af ​​molekyler som BeCl 2, BCl 3 og CCl 4, Pauling og Slater(USA) introducerede begrebet hybridisering af atomare orbitaler. De foreslog at erstatte flere atomare orbitaler, som ikke adskiller sig meget i deres energi, med det samme antal ækvivalente orbitaler, kaldet hybrider. Disse hybridorbitaler er sammensat af atomare orbitaler som et resultat af deres lineære kombination.

Ifølge L. Pauling er det muligt at ændre konfigurationen af ​​orbitaler, når kemiske bindinger dannes af et atom med elektroner af forskellige typer i ét lag og derfor ikke er meget forskellige i deres energi (f.eks. s og p). af forskellige typer, hvor deres tilpasning i form og energi forekommer . Som et resultat dannes hybridorbitaler, der har en asymmetrisk form og er stærkt forlængede på den ene side af kernen. Det er vigtigt at understrege, at hybridiseringsmodellen bruges, når elektroner af forskellige typer, for eksempel s og p, er involveret i dannelsen af ​​bindinger.

5.1.8.2. Forskellige typer af atomorbital hybridisering

sp hybridisering

Hybridisering af en s- og en R- orbitaler ( sp- hybridisering) realiseres for eksempel under dannelsen af ​​berylliumchlorid. Som vist ovenfor, i en exciteret tilstand, har et Be-atom to uparrede elektroner, hvoraf den ene optager 2s orbitalen, og den anden optager 2p orbitalen. Når der dannes en kemisk binding, omdannes disse to forskellige orbitaler til to identiske hybridorbitaler, rettet i en vinkel på 180° i forhold til hinanden (fig. 5.12). Det lineære arrangement af to hybridorbitaler svarer til deres minimale frastødning fra hinanden. Som et resultat har BeCl 2-molekylet en lineær struktur - alle tre atomer er placeret på samme linje.

Ris. 5.12. Diagram over elektronorbital overlap under dannelsen af ​​et BeCl 2 molekyle

Strukturen af ​​acetylenmolekylet; sigma- og pi-bindinger

Lad os overveje et diagram over overlapningen af ​​elektroniske orbitaler under dannelsen af ​​et acetylenmolekyle. I et acetylenmolekyle er hvert kulstofatom i en sp-hybrid tilstand. To sp-hybride orbitaler er placeret i en vinkel på 1800 i forhold til hinanden; de danner én σ-binding mellem carbonatomer og to σ-bindinger med hydrogenatomer (fig. 5.13).

Ris. 5.13. Skema for dannelse af s-bindinger i et acetylenmolekyle

En σ-binding er en binding dannet som et resultat af overlappende elektronorbitaler langs en linje, der forbinder atomkernerne.

Hvert kulstofatom i acetylenmolekylet indeholder yderligere to p-elektroner, som ikke deltager i dannelsen af ​​σ-bindinger. Disse elektroners elektronskyer er placeret i indbyrdes vinkelrette planer og overlapper hinanden og danner yderligere to π-bindinger mellem carbonatomer på grund af den laterale overlapning af ikke-hybrid R–skyer (fig. 5.14).

En π-binding er en kovalent kemisk binding dannet som et resultat af en stigning i elektrontæthed på hver side af linjen, der forbinder atomkernerne.

Ris. 5.14. Skema for dannelsen af ​​σ - og π - bindinger i acetylenmolekylet.

Der dannes således i acetylenmolekylet en tredobbelt binding mellem carbonatomerne, som består af én σ - binding og to π - bindinger; σ -bindinger er stærkere end π-bindinger.

sp2 hybridisering

Strukturen af ​​BCl 3 molekylet kan forklares vedr sp 2- hybridisering. Et boratom i exciteret tilstand på det ydre elektronlag indeholder en s-elektron og to p-elektroner, dvs. tre uparrede elektroner. Disse tre elektronskyer kan omdannes til tre ækvivalente hybridorbitaler. Den mindste frastødning af tre hybridorbitaler fra hinanden svarer til deres placering i samme plan i en vinkel på 120 o i forhold til hinanden (fig. 5.15). BCl 3-molekylet har således en flad form.

Ris. 5.15. Flad struktur af BCl 3 molekylet

sp 3 - hybridisering

Kulstofatomets valensorbitaler (s, р x, р y, р z) kan omdannes til fire ækvivalente hybridorbitaler, som er placeret i rummet i en vinkel på 109,5 o i forhold til hinanden og rettet mod tetraederens hjørner. , i hvis centrum er carbonatomets kerne (fig. 5.16).

Ris. 5.16. Tetraedrisk struktur af metanmolekylet

5.1.8.3. Hybridisering, der involverer enlige elektronpar

Hybridiseringsmodellen kan bruges til at forklare strukturen af ​​molekyler, der udover at binde, også indeholder enlige elektronpar. I vand- og ammoniakmolekyler er det samlede antal elektronpar i det centrale atom (O og N) fire. Samtidig har et vandmolekyle to, og et ammoniakmolekyle har ét ensomt elektronpar. Dannelsen af ​​kemiske bindinger i disse molekyler kan forklares ved at antage, at enlige elektronpar også kan fylde hybridorbitaler. Enlige elektronpar fylder meget mere i rummet end bindende. Som følge af den frastødning, der opstår mellem enlige og bindende elektronpar, falder bindingsvinklerne i vand- og ammoniakmolekyler, som viser sig at være mindre end 109,5 o.

Ris. 5.17. sp 3 - hybridisering, der involverer enlige elektronpar i H 2 O (A) og NH 3 (B) molekyler

5.1.8.4. Etablering af typen af ​​hybridisering og bestemmelse af strukturen af ​​molekyler

For at fastslå typen af ​​hybridisering, og følgelig strukturen af ​​molekyler, skal følgende regler anvendes.

1. Typen af ​​hybridisering af det centrale atom, som ikke indeholder enlige elektronpar, bestemmes af antallet af sigma-bindinger. Hvis der er to sådanne bindinger, sker der sp-hybridisering, tre - sp 2 -hybridisering, fire - sp 3 -hybridisering. Enlige elektronpar (i fravær af bindinger dannet af donor-acceptor-mekanismen) er fraværende i molekyler dannet af atomer af beryllium, bor, kulstof, silicium, dvs. i elementer af hovedundergrupperne II - IV grupper.

2. Hvis det centrale atom indeholder enlige elektronpar, så er antallet af hybridorbitaler og typen af ​​hybridisering bestemt af summen af ​​antallet af sigma-bindinger og antallet af enlige elektronpar. Hybridisering, der involverer enlige elektronpar, sker i molekyler dannet af atomer af nitrogen, fosfor, oxygen, svovl, dvs. elementer i hovedundergrupperne i gruppe V og VI.

3. Molekylernes geometriske form er bestemt af typen af ​​hybridisering af det centrale atom (tabel 5.3).

Tabel 5.3.

Bindingsvinkler, geometrisk form af molekyler afhængig af antallet af hybridorbitaler og typen af ​​hybridisering af det centrale atom

5.2. Ionisk binding

Ionbinding sker gennem elektrostatisk tiltrækning mellem modsat ladede ioner. Disse ioner dannes som et resultat af overførsel af elektroner fra et atom til et andet. En ionbinding dannes mellem atomer, der har store forskelle i elektronegativitet (normalt større end 1,7 på Pauling-skalaen), for eksempel mellem alkalimetal- og halogenatomer.

Lad os overveje forekomsten af ​​en ionbinding ved at bruge eksemplet på dannelsen af ​​NaCl. Fra de elektroniske formler for atomerne Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 og Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 er det klart, at for at fuldende det ydre niveau er det lettere for natriumatomet at afgive en elektron end at tilføje syv, og det er lettere for kloratomet at tilføje en, end at give syv væk. I kemiske reaktioner afgiver natriumatomet én elektron, og kloratomet optager den. Som et resultat omdannes de elektroniske skaller af natrium- og kloratomer til stabile elektroniske skaller af ædelgasser (den elektroniske konfiguration af natriumkationen er Na + 1s 2 2s 2 2p 6, og den elektroniske konfiguration af chloranionen Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Den elektrostatiske interaktion af ioner fører til dannelsen af ​​et NaCl-molekyle.

Grundlæggende karakteristika ved ionbindinger og egenskaber ved ionforbindelser

1. En ionbinding er en stærk kemisk binding. Energien af ​​denne binding er i størrelsesordenen 300 – 700 kJ/mol.

2. I modsætning til en kovalent binding er en ionbinding ikke-retningsbestemt, da en ion kan tiltrække ioner med det modsatte fortegn til sig selv i enhver retning.

3. I modsætning til en kovalent binding er en ionbinding umættet, da interaktionen af ​​ioner med modsat fortegn ikke fører til fuldstændig gensidig kompensation af deres kraftfelter.

4. Under dannelsen af ​​molekyler med en ionbinding sker fuldstændig overførsel af elektroner ikke, derfor eksisterer der ikke hundrede procent ionbindinger i naturen. I NaCl-molekylet er den kemiske binding kun 80 % ionisk.

5. Forbindelser med ionbindinger er krystallinske faste stoffer, der har høje smelte- og kogepunkter.

6. De fleste ioniske forbindelser er opløselige i vand. Opløsninger og smelter af ioniske forbindelser leder elektrisk strøm.

5.3. Metalforbindelse

Metalatomer på det ydre energiniveau indeholder et lille antal valenselektroner. Da ioniseringsenergien af ​​metalatomer er lav, tilbageholdes valenselektroner svagt i disse atomer. Som et resultat opstår positivt ladede ioner og frie elektroner i krystalgitteret af metaller. I dette tilfælde er metalkationer placeret i noderne af deres krystalgitter, og elektroner bevæger sig frit i feltet af positive centre, der danner den såkaldte "elektrongas". Tilstedeværelsen af ​​en negativt ladet elektron mellem to kationer får hver kation til at interagere med denne elektron. Metallisk binding er således bindingen mellem positive ioner i metalkrystaller, som opstår gennem tiltrækning af elektroner, der bevæger sig frit gennem krystallen.

Da valenselektronerne i et metal er jævnt fordelt i hele krystallen, er en metallisk binding, ligesom en ionbinding, en ikke-retningsbestemt binding. I modsætning til en kovalent binding er en metallisk binding en umættet binding. Fra kovalent binding metalforbindelse Det er også forskelligt i styrke. Energien af ​​en metallisk binding er cirka tre til fire gange mindre end energien af ​​en kovalent binding.

På grund af elektrongassens høje mobilitet er metaller karakteriseret ved høj elektrisk og termisk ledningsevne.

5.4. Hydrogenbinding

I molekylerne af forbindelserne HF, H 2 O, NH 3 er der hydrogenbindinger med et stærkt elektronegativt grundstof (H–F, H–O, H–N). Mellem molekylerne af sådanne forbindelser kan dannes intermolekylære hydrogenbindinger. I nogle organiske molekyler, der indeholder H–O, H–N-bindinger, intramolekylære hydrogenbindinger.

Mekanismen for hydrogenbindingsdannelse er dels elektrostatisk, dels donor-acceptor i naturen. I dette tilfælde er elektronpardonoren et atom af et stærkt elektronegativt element (F, O, N), og acceptoren er hydrogenatomerne forbundet med disse atomer. Ligesom kovalente bindinger er hydrogenbindinger karakteriseret ved fokus i rummet og mætning.

Hydrogenbindinger er normalt betegnet med prikker: H ··· F. Jo stærkere hydrogenbindingen er, jo større er partneratomets elektronegativitet og jo mindre størrelse. Det er primært karakteristisk for fluorforbindelser, såvel som oxygen, i mindre grad nitrogen og i endnu mindre grad klor og svovl. Hydrogenbindingens energi ændrer sig også tilsvarende (tabel 5.4).

Tabel 5.4.

Gennemsnitlige værdier af hydrogenbindingsenergier

Intermolekylær og intramolekylær hydrogenbinding

Takket være hydrogenbindinger kombineres molekyler til dimerer og mere komplekse associerede forbindelser. For eksempel kan dannelsen af ​​en myresyredimer repræsenteres ved følgende diagram (fig. 5.18).

Ris. 5.18. Dannelse af intermolekylære hydrogenbindinger i myresyre

Lange kæder af (H 2 O) n-associater kan forekomme i vand (fig. 5.19).

Ris. 5.19. Dannelse af en kæde af associerede forbindelser i flydende vand på grund af intermolekylære hydrogenbindinger

Hvert H2O-molekyle kan danne fire hydrogenbindinger, men et HF-molekyle kan kun danne to.

Hydrogenbindinger kan forekomme både mellem forskellige molekyler (intermolekylær hydrogenbinding) og inden for et molekyle (intramolekylær hydrogenbinding). Eksempler på dannelsen af ​​intramolekylære bindinger for nogle organiske stoffer er vist i fig. 5,20.

Ris. 5,20. Dannelse af intramolekylære hydrogenbindinger i molekyler af forskellige organiske forbindelser

Hydrogenbindings indflydelse på stoffers egenskaber

Den mest bekvemme indikator for eksistensen af ​​intermolekylære hydrogenbindinger er et stofs kogepunkt. Vandets højere kogepunkt (100 o C sammenlignet med brintforbindelser af grundstoffer i oxygenundergruppen (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) forklares ved tilstedeværelsen af ​​hydrogenbindinger: der skal bruges yderligere energi på at ødelægge intermolekylære hydrogenbindinger i vand.

Hydrogenbinding kan i væsentlig grad påvirke stoffers struktur og egenskaber. Eksistensen af ​​intermolekylære hydrogenbindinger øger stoffernes smelte- og kogepunkter. Tilstedeværelsen af ​​en intramolekylær hydrogenbinding får deoxyribonukleinsyre (DNA) molekylet til at blive foldet til en dobbelt helix i vand.

Hydrogenbinding spiller også en vigtig rolle i opløsningsprocesser, da opløselighed også afhænger af en forbindelses evne til at danne hydrogenbindinger med opløsningsmidlet. Som følge heraf er stoffer indeholdende OH-grupper som sukker, glucose, alkoholer og carboxylsyrer som regel meget opløselige i vand.

5.5. Typer af krystalgitre

Faste stoffer har normalt en krystallinsk struktur. Partiklerne, der udgør krystaller (atomer, ioner eller molekyler), er placeret på strengt definerede punkter i rummet og danner et krystalgitter. Krystalgitteret består af elementære celler, der bevarer de strukturelle træk, der er karakteristiske for et givet gitter. De punkter, hvor partikler er placeret, kaldes krystalgitter noder. Afhængigt af typen af ​​partikler, der er placeret på gitterstederne og arten af ​​forbindelsen mellem dem, skelnes 4 typer krystalgitre.

5.5.1. Atomisk krystalgitter

Ved knuderne af atomare krystalgitre er der atomer forbundet med hinanden ved kovalente bindinger. Stoffer, der har et atomgitter, omfatter diamant, silicium, karbider, silicider osv. I strukturen af ​​en atomisk krystal er det umuligt at isolere individuelle molekyler; hele krystallen betragtes som et kæmpe molekyle. Strukturen af ​​diamant er vist i fig. 5.21. Diamant består af kulstofatomer, som hver er bundet til fire naboatomer. På grund af det faktum, at kovalente bindinger er stærke, er alle stoffer med atomgitter ildfaste, hårde og lavtflygtige. De er lidt opløselige i vand.

Ris. 5.21. Diamant krystal gitter

5.5.2. Molekylært krystalgitter

Ved knuderne af molekylære krystalgitre er der molekyler forbundet med hinanden af ​​svage intermolekylære kræfter. Derfor har stoffer med et molekylært gitter lav hårdhed, de er smeltelige, karakteriseret ved betydelig flygtighed, er lidt opløselige i vand, og deres opløsninger leder som regel ikke elektrisk strøm. Der kendes en masse stoffer med et molekylært krystalgitter. Det er fast brint, klor, kulilte (IV) og andre stoffer, der er i gasform ved almindelige temperaturer. De fleste krystallinske organiske forbindelser har et molekylært gitter.

5.5.3. Ionisk krystalgitter

Krystalgitter, der indeholder ioner ved deres knudepunkter, kaldes ionisk. De er dannet af stoffer med ionbindinger, for eksempel alkalimetalhalogenider. I ioniske krystaller kan individuelle molekyler ikke skelnes; hele krystallen kan betragtes som et makromolekyle. Bindingerne mellem ioner er stærke, derfor har stoffer med et ionisk gitter lav flygtighed og høje smelte- og kogepunkter. Krystalgitteret af natriumchlorid er vist i fig. 5,22.

Ris. 5,22. Krystalgitter af natriumchlorid

I denne figur er de lyse kugler Na + ioner, de mørke kugler er Cl – ioner. Til venstre i fig. Figur 5.22 viser enhedscellen af ​​NaCI.

5.5.4. Metal krystal gitter

Metaller i fast tilstand danner metalliske krystalgitre. Stederne for sådanne gitter indeholder positive metalioner, og valenselektroner bevæger sig frit mellem dem. Elektronerne tiltrækker elektrostatisk kationer og bibringer derved stabilitet til metalgitteret. Denne gitterstruktur bestemmer den høje termiske ledningsevne, elektriske ledningsevne og plasticitet af metaller - under mekanisk deformation er der ingen brydning af bindinger og ødelæggelse af krystallen, da ionerne, der udgør den, ser ud til at svæve i en sky af elektrongas. I fig. Figur 5.23 viser natriumkrystalgitteret.

Ris. 5,23. Natrium krystal gitter

7.11. Strukturen af ​​stoffer med kovalente bindinger

Stoffer, hvori af alle typer kemiske bindinger kun er en kovalent til stede, er opdelt i to ulige grupper: molekylære (meget mange) og ikke-molekylære (meget færre).
Krystaller af faste molekylære stoffer består af molekyler, der er svagt bundet sammen af ​​kræfterne fra intermolekylær interaktion mellem molekyler. Sådanne krystaller har ikke høj styrke og hårdhed (tænk is eller sukker). Deres smelte- og kogepunkter er også lave (se tabel 22).

Tabel 22. Smelte- og kogepunkter for nogle molekylære stoffer

I modsætning til deres molekylære modstykker danner ikke-molekylære stoffer med kovalente bindinger meget hårde krystaller. Diamantkrystaller (det hårdeste stof) hører til denne type.
I en diamantkrystal (fig. 7.5) er hvert kulstofatom forbundet med fire andre kulstofatomer ved simple kovalente bindinger (sp 3 hybridisering). Kulstofatomerne danner en tredimensionel ramme. I det væsentlige er hele diamantkrystallen ét enormt og meget stærkt molekyle.
Siliciumkrystaller, der er meget udbredt i radioelektronik og elektronisk teknik, har samme struktur.
Hvis man erstatter halvdelen af ​​kulstofatomerne i diamant med siliciumatomer uden at forstyrre krystallens rammestruktur, får man en krystal af siliciumcarbid SiC - også et meget hårdt stof, der bruges som slibende materiale. Til denne type krystallinske stoffer hører også almindeligt kvartssand (siliciumdioxid). Kvarts er et meget hårdt stof; Under navnet "emery" bruges det også som slibende materiale. Kvartsstrukturen opnås let ved at indsætte oxygenatomer mellem hver to siliciumatomer i en siliciumkrystal. I dette tilfælde vil hvert siliciumatom være forbundet med fire oxygenatomer, og hvert oxygenatom med to siliciumatomer.

Krystaller af diamant, silicium, kvarts og lignende strukturer kaldes atomkrystaller.
En atomisk krystal er en krystal, der består af atomer af et eller flere grundstoffer forbundet med kemiske bindinger.
En kemisk binding i en atomisk krystal kan være kovalent eller metallisk.
Som du allerede ved, er enhver atomisk krystal, ligesom en ionisk krystal, et enormt "supermolekyle". Strukturformlen for et sådant "supermolekyle" kan ikke skrives ned - du kan kun vise dets fragment, for eksempel:

I modsætning til molekylære stoffer er stoffer, der danner atomkrystaller, blandt de mest ildfaste (se tabel 23.).

Tabel 23. Smelte- og kogepunkter for nogle ikke-molekylære stoffer Med kovalente bindinger

Så høje smeltetemperaturer er ganske forståelige, hvis vi husker, at når disse stoffer smelter, er det ikke svage intermolekylære bindinger, der brydes, men stærke kemiske bindinger. Af samme grund smelter mange stoffer, der danner atomkrystaller, ikke ved opvarmning, men nedbrydes eller omdannes straks til en damptilstand (sublimerer), for eksempel sublimerer grafit ved 3700 o C.

7.12. Polaritet af en kovalent binding. Elektronegativitet

Husk på, at isolerede atomer af forskellige grundstoffer har forskellige tilbøjeligheder til både at opgive og acceptere elektroner. Disse forskelle fortsætter efter dannelsen af ​​en kovalent binding. Det vil sige, at atomer af nogle grundstoffer har en tendens til at tiltrække elektronparret af en kovalent binding til sig selv stærkere end atomer af andre grundstoffer.

Overvej et molekyle HCl.
Lad os ved hjælp af dette eksempel se, hvordan vi kan estimere forskydningen af ​​elektronkommunikationsskyen ved hjælp af molære ioniseringsenergier og midler til elektronen. 1312 kJ/mol, og 1251 kJ/mol - forskellen er ubetydelig, omkring 5%. 73 kJ/mol og 349 kJ/mol - her er forskellen meget større: Kloratomets elektronaffinitetsenergi er næsten fem gange større end brintatomets. Ud fra dette kan vi konkludere, at elektronparret af den kovalente binding i hydrogenchloridmolekylet stort set er forskudt mod chloratomet. Med andre ord bruger bindingselektronerne mere tid i nærheden af ​​chloratomet end nær hydrogenatomet. Denne ujævne fordeling af elektrontæthed fører til en omfordeling af elektriske ladninger inde i molekylet.Delvise (overskydende) ladninger opstår på atomerne; på brintatomet er det positivt, og på kloratomet er det negativt.

I dette tilfælde siges bindingen at være polariseret, og selve bindingen kaldes en polær kovalent binding.
Hvis elektronparret i en kovalent binding ikke er forskudt til nogen af ​​de bundne atomer, det vil sige, at bindingselektronerne ligeligt hører til de bundne atomer, så kaldes en sådan binding en ikke-polær kovalent binding.
Begrebet "formel ladning" i tilfælde af en kovalent binding er også anvendeligt. Kun i definitionen skal vi ikke tale om ioner, men om atomer. Generelt kan følgende definition gives.

I molekyler, hvor kovalente bindinger kun dannes ved en udvekslingsmekanisme, er atomernes formelle ladninger lig med nul. I HCl-molekylet er de formelle ladninger på både chlor- og hydrogenatomerne således nul. I dette molekyle er de reelle (effektive) ladninger på klor- og brintatomerne derfor lig med de partielle (overskydende) ladninger.
Det er ikke altid let at bestemme fortegnet for den partielle ladning på et atom af et eller andet grundstof i et molekyle baseret på de molære ioniseringsenergier og affinitet for elektroden, det vil sige at estimere i hvilken retning elektronparrene af bindinger er forskudt. Normalt bruges en anden energikarakteristik for et atom til disse formål - elektronegativitet.

I øjeblikket er der ingen enkelt, generelt accepteret betegnelse for elektronegativitet. Det kan betegnes med bogstaverne E/O. Der findes heller ikke en enkelt, generelt accepteret metode til beregning af elektronegativitet. På en forenklet måde kan det repræsenteres som halvdelen af ​​summen af ​​de molære ioniseringsenergier og elektronaffinitet - dette var en af ​​de første måder at beregne det på.
De absolutte værdier af elektronegativitet af atomer af forskellige elementer bruges meget sjældent. Den mest brugte er relativ elektronegativitet, betegnet med c. Oprindeligt blev denne værdi defineret som forholdet mellem elektronegativiteten af ​​et atom af et givet grundstof og elektronegativiteten af ​​et lithiumatom. Efterfølgende ændrede beregningsmetoderne sig noget.
Relativ elektronegativitet er en dimensionsløs størrelse. Dens værdier er angivet i bilag 10.

Da relativ elektronegativitet primært afhænger af atomets ioniseringsenergi (elektronaffinitetsenergien er altid meget lavere), så ændres den i et system af kemiske elementer omtrent det samme som ioniseringsenergien, dvs. den stiger diagonalt fra cæsium (0,86) til fluor (4.10). Værdierne for den relative elektronegativitet af helium og neon angivet i tabellen har ingen praktisk betydning, da disse elementer ikke danner forbindelser.

Ved hjælp af elektronegativitetstabellen kan du nemt bestemme, mod hvilket af de to atomer elektronerne, der forbinder disse atomer, er forskudt, og derfor tegnene på de partielle ladninger, der opstår på disse atomer.

I tilfælde af dannelse af en kovalent binding mellem atomer af forskellige grundstoffer, vil en sådan binding således altid være polær, og i tilfælde af dannelse af en kovalent binding mellem atomer af samme grundstof (i simple stoffer), binding er i de fleste tilfælde ikke-polær.

Jo større forskellen er i de bundne atomers elektronegativitet, jo mere polær viser den kovalente binding mellem disse atomer sig at være.

POLAR COVALENT BOND, IKKE-POLAR COVALENT BOND, ABSOLUT ELEKTRONEGATIVITET, RELATIV ELEKTRONEGATIVITET.
1. Eksperimenter og efterfølgende beregninger viste, at den effektive ladning af silicium i siliciumtetrafluorid er +1,64 e, og af xenon i xenonhexafluorid +2,3 e. Bestem værdierne af de partielle ladninger på fluoratomerne i disse forbindelser. 2. Opstil strukturformlerne for følgende stoffer og karakteriser polariteten af ​​kovalente bindinger i disse forbindelsers molekyler ved hjælp af notationerne " " og " ": a) CH 4, CCl 4, SiCl 4; b) H20, H2S, H2Se, H2Te; c) NH3, NF3, NCI3; d) SO 2, Cl 2 O, AF 2.
3. Angiv ved hjælp af elektronegativitetstabellen, i hvilken af ​​forbindelserne bindingen er mere polær: a) CCl 4 eller SiCl 4; b) H2S eller H20; c) NF3 eller NCI3; d) Cl 2 O eller OF 2.

7.13. Donor-acceptor-mekanisme for bindingsdannelse

I de foregående afsnit lærte du detaljeret om to typer bindinger: ioniske og kovalente. Husk, at en ionbinding dannes, når en elektron er fuldstændigt overført fra et atom til et andet. Kovalent - når de deler uparrede elektroner af bundne atomer.

Derudover er der en anden mekanisme til bindingsdannelse. Lad os overveje det ved at bruge eksemplet på interaktionen mellem et ammoniakmolekyle og et bortrifluoridmolekyle:

Som et resultat opstår både kovalente og ioniske bindinger mellem nitrogen- og boratomerne. I dette tilfælde er nitrogenatomet donor elektronpar ("giver" det til dannelse af en binding), og boratomet - acceptor("accepterer" det, når der dannes en forbindelse). Deraf navnet på mekanismen til dannelsen af ​​en sådan forbindelse - " donor-acceptor".

Når en binding dannes ved hjælp af donor-acceptor-mekanismen, dannes både en kovalent binding og en ionbinding samtidigt.
Selvfølgelig, efter dannelsen af ​​en binding, på grund af forskellen i elektronegativiteten af ​​de bundne atomer, opstår polarisering af bindingen, og der opstår partielle ladninger, hvilket reducerer de effektive (virkelige) ladninger af atomerne.

Lad os se på andre eksempler.

Hvis der er et meget polært hydrogenchloridmolekyle ved siden af ​​ammoniakmolekylet, hvori der er en betydelig partiel ladning på brintatomet, så vil i dette tilfælde rollen som elektronparacceptoren spilles af brintatomet. Det er 1 s-AO, selvom det ikke er helt tomt, ligesom boratomet i det foregående eksempel, er elektrontætheden i skyen af ​​denne orbital betydeligt reduceret.

Den rumlige struktur af den resulterende kation er ammoniumion NH 4 ligner strukturen af ​​metanmolekylet, det vil sige, at alle fire N-H-bindinger er nøjagtig ens.
Dannelsen af ​​ioniske krystaller af ammoniumchlorid NH 4 Cl kan observeres ved at blande ammoniakgas med hydrogenchloridgas:

NH3 (g) + HCl (g) = NH4Cl (cr)

Ikke kun nitrogenatomet kan være en elektronpardonor. Det kunne for eksempel være iltatomet i et vandmolekyle. Et vandmolekyle vil interagere med det samme hydrogenchlorid som følger:

Den resulterende H3O-kation kaldes oxoniumion og, som du snart vil lære, er det af stor betydning i kemi.
Afslutningsvis, lad os overveje den elektroniske struktur af carbonmonoxid (carbonmonoxid) CO-molekylet:

Ud over tre kovalente bindinger (tripelbinding) indeholder den også en ionbinding.
Betingelser for bindingsdannelse i henhold til donor-acceptor-mekanismen:
1) tilstedeværelsen af ​​et ensomt par valenselektroner i et af atomerne;
2) tilstedeværelsen af ​​en fri orbital på valensunderniveauet af et andet atom.
Donor-acceptor-mekanismen for bindingsdannelse er ret udbredt. Det forekommer især ofte under dannelsen af ​​forbindelser d-elementer. Næsten alles atomer d-elementer har mange tomme valensorbitaler. Derfor er de aktive acceptorer af elektronpar.

DONOR-ACCEPTORMEKANISME FOR BINDINGSDANNING, AMMONIUMION, OXONIUMION, BETINGELSER FOR BINDINGSDANNING VED DONOR-ACCEPTORMEKANISME.
1. Lav reaktionsligninger og dannelsesskemaer
a) ammoniumbromid NH4Br fra ammoniak og hydrogenbromid;
b) ammoniumsulfat (NH 4) 2 SO 4 fra ammoniak og svovlsyre.
2. Lav reaktionsligninger og interaktionsskemaer for a) vand med hydrogenbromid; b) vand med svovlsyre.
3.Hvilke atomer i de fire foregående reaktioner er donorer af et elektronpar, og hvilke er acceptorer? Hvorfor? Forklar dit svar med diagrammer over valensunderniveauer.
4. Strukturformel for salpetersyre Vinklerne mellem O–N–O-bindinger er tæt på 120 o. Definere:
a) type hybridisering af nitrogenatomet;
b) hvilken AO af nitrogenatomet, der deltager i dannelsen af ​​-bindingen;
c) hvilken AO af nitrogenatomet, der deltager i dannelsen af ​​en -binding ifølge donor-acceptor-mekanismen.
Hvad tror du, vinklen mellem H–O–N-bindingerne i dette molekyle er omtrent lig? 5. Opret strukturformlen for cyanidionen CN (negativ ladning på carbonatomet). Det er kendt, at cyanider (forbindelser indeholdende en sådan ion) og carbonmonoxid CO er stærke gifte, og deres biologiske virkning er meget ens. Giv din forklaring på nærheden af ​​deres biologiske virkning.

7.14. Metalforbindelse. Metaller

En kovalent binding dannes mellem atomer, der er ens i deres tilbøjelighed til at give op og kun få elektroner, når størrelsen af ​​de bundne atomer er små. I dette tilfælde er elektrontætheden i området af overlappende elektronskyer signifikant, og atomerne viser sig at være tæt bundet, som for eksempel i HF-molekylet. Hvis mindst et af de bundne atomer har en stor radius, bliver dannelsen af ​​en kovalent binding mindre fordelagtig, da elektrontætheden i området for overlappende elektronskyer for store atomer er meget mindre end for små. Et eksempel på et sådant molekyle med en svagere binding er HI-molekylet (sammenlign forstøvningsenergierne for HF- og HI-molekyler ved hjælp af tabel 21).

Og dog mellem store atomer ( r o > 1.1) opstår en kemisk binding, men i dette tilfælde dannes den på grund af deling af alle (eller dele) af valenselektronerne for alle bundne atomer. For eksempel, i tilfælde af natriumatomer, alle 3 s-elektroner af disse atomer, og der dannes en enkelt elektronsky:

Atomer danner en krystal med metal meddelelse
På denne måde kan både atomer af det samme grundstof og atomer af forskellige grundstoffer binde sig til hinanden. I det første tilfælde kaldes simple stoffer metaller, og i den anden - komplekse stoffer kaldet intermetalliske forbindelser.

Af alle stoffer med metalliske bindinger mellem atomer lærer du kun om metaller i skolen. Hvad er den rumlige struktur af metaller? Metalkrystallen består af atomskeletter, tilbage efter socialiseringen af ​​valenselektroner og elektronskyen af ​​socialiserede elektroner. Atomkernerne danner normalt en meget tæt pakning, og elektronskyen optager hele det resterende frie volumen af ​​krystallen.

De vigtigste typer af tæt emballage er kubik nærmeste pakning(KPU) og sekskantet tæt pakning(GPU). Navnene på disse pakker er forbundet med symmetrien af ​​de krystaller, hvori de er realiseret. Nogle metaller danner løst pakkede krystaller - kropscentreret kubisk(OTSK). Volumen- og ball-and-stick-modeller af disse pakker er vist i figur 7.6.
Kubisk tæt pakning dannes af atomer af Cu, Al, Pb, Au og nogle andre grundstoffer. Sekskantet tæt pakning - atomer af Be, Zn, Cd, Sc og en række andre. Kropscentreret kubisk pakning af atomer er til stede i krystaller af alkalimetaller, elementer af VB- og VIB-grupper. Nogle metaller kan have forskellige strukturer ved forskellige temperaturer. Årsagerne til sådanne forskelle og strukturelle træk ved metaller er stadig ikke fuldt ud forstået.
Når smeltet, bliver metalkrystaller til metal væsker. Typen af ​​kemisk binding mellem atomer ændres ikke.
Metalbindingen har ikke retningsbestemthed og mætning. I denne henseende ligner det en ionbinding.
I tilfælde af intermetalliske forbindelser kan vi også tale om polariserbarheden af ​​den metalliske binding.
Karakteristiske fysiske egenskaber af metaller:
1) høj elektrisk ledningsevne;
2) høj varmeledningsevne;
3) høj duktilitet.

Smeltepunkterne for forskellige metaller er meget forskellige fra hinanden: Det laveste smeltepunkt er for kviksølv (- 39 o C), og det højeste er for wolfram (3410 o C).

METAL, INTERMETALLISK FORBINDELSE, METALLISK BIND, TÆT PAKNING.
1. For at karakterisere forskellige pakker bruges begrebet "rumfyldningskoefficient", det vil sige forholdet mellem volumen af ​​atomer og volumen af ​​krystallen

Hvor V a - volumen af ​​et atom,
Z er antallet af atomer i en enhedscelle,
V i- volumen af ​​enhedscellen.
Atomer i dette tilfælde er repræsenteret af stive kugler med radius R, rører ved hinanden. Kuglevolumen V w = (4/3) R 3 .
Bestem pladsfyldningsfaktoren for bulk- og bcc-emballage.
2. Ved hjælp af værdierne for metalradier (bilag 9) beregnes enhedscellestørrelsen for a) kobber (CPU), b) aluminium (CPU) og c) cæsium (BCC).

E.N.Frenkel

Kemi tutorial

En manual for dem, der ikke ved, men gerne vil lære og forstå kemi

Del I. Elementer i generel kemi
(første sværhedsgrad)

Fortsættelse. Se i nr. 13, 18, 23/2007;
6/2008

Kapitel 4. Begrebet kemisk binding

Tidligere kapitler i denne manual diskuterede det faktum, at stof består af molekyler, og molekyler er opbygget af atomer. Har du nogensinde spekuleret på: hvorfor flyver atomerne, der udgør et molekyle, ikke fra hinanden i forskellige retninger? Hvad holder atomerne i et molekyle?

Holder dem tilbage kemisk binding .

For at forstå karakteren af ​​en kemisk binding er det nok at huske et simpelt fysisk eksperiment. To bolde, der hænger side om side på snore, “reagerer” ikke på hinanden på nogen måde. Men hvis du giver den ene kugle en positiv ladning og den anden en negativ ladning, vil de tiltrække hinanden. Er det ikke den kraft, der tiltrækker atomer til hinanden? Det har forskning faktisk vist kemisk binding er af elektrisk natur.

Hvor kommer ladningerne i neutrale atomer fra?

Artiklen blev offentliggjort med støtte fra onlinekurset til forberedelse til Unified State-eksamenen "Eksamen". På webstedet finder du alt det nødvendige materiale til uafhængig forberedelse til Unified State Examen - udarbejdelse af en unik forberedelsesplan for hver bruger, sporing af fremskridt på hvert emne af emnet, teori og opgaver. Alle opgaver overholder de seneste ændringer og tilføjelser. Det er også muligt at sende opgaver fra den skriftlige del af Unified State Examen til eksperter for at modtage point og analysere arbejdet efter vurderingskriterier. Opgaver i form af quests med akkumulering af erfaring, fuldførelse af niveauer, modtagelse af bonusser og priser, konkurrencer med venner i Unified State Exam Arena. For at begynde at forberede, følg linket: https://examer.ru.

Ved beskrivelsen af ​​atomernes struktur blev det vist, at alle atomer, med undtagelse af ædelgas-atomerne, har tendens til at få eller opgive elektroner. Årsagen er dannelsen af ​​et stabilt otte-elektron ydre niveau (som ædelgasser). Ved modtagelse eller bortgivelse af elektroner opstår der elektriske ladninger og som følge heraf elektrostatisk interaktion mellem partikler. Sådan opstår det ionbinding , dvs. binding mellem ioner.

Ioner er stabilt ladede partikler, der dannes som følge af at modtage eller miste elektroner.

For eksempel deltager et atom af et aktivt metal og et aktivt ikke-metal i en reaktion:

I denne proces afgiver et metalatom (natrium) elektroner:

a) Er sådan en partikel stabil?

b) Hvor mange elektroner er der tilbage i natriumatomet?

c) Vil denne partikel have en ladning?

I denne proces blev der således dannet en stabil partikel (8 elektroner på det ydre niveau), som har en ladning, pga. kernen i natriumatomet har stadig en ladning på +11, og de resterende elektroner har en samlet ladning på –10. Derfor er ladningen af ​​natriumionen +1. En kort optagelse af denne proces ser således ud:

Hvad sker der med svovlatomet? Dette atom accepterer elektroner, indtil det ydre niveau er afsluttet:

En simpel beregning viser, at denne partikel har en ladning:

Modsat ladede ioner tiltrækker hinanden, hvilket resulterer i en ionbinding og et "ionisk molekyle":

Der er andre måder at danne ioner på, som vil blive diskuteret i kapitel 6.

Formelt tilskrives natriumsulfid præcis denne molekylære sammensætning, selvom stoffet, der består af ioner, har omtrent følgende struktur (fig. 1):

Dermed, stoffer bestående af ioner indeholder ikke individuelle molekyler! I dette tilfælde kan vi kun tale om et betinget "ionisk molekyle".

Opgave 4.1. Vis, hvordan overførslen af ​​elektroner sker, når der opstår en ionbinding mellem atomer:

a) calcium og klor;

b) aluminium og oxygen.

HUSK! Et metalatom afgiver ydre elektroner; Det ikke-metaliske atom overtager de manglende elektroner.

Konklusion. Ifølge den ovenfor beskrevne mekanisme dannes en ionbinding mellem atomer af aktive metaller og aktive ikke-metaller.

Forskning viser imidlertid, at fuldstændig overførsel af elektroner fra et atom til et andet ikke altid sker. Meget ofte dannes en kemisk binding ikke ved at give og modtage elektroner, men som et resultat af dannelsen af ​​fælles elektronpar*. Denne forbindelse kaldes kovalent .

En kovalent binding opstår på grund af dannelsen af ​​delte elektronpar. Denne type binding dannes for eksempel mellem ikke-metalatomer. Det er således kendt, at et nitrogenmolekyle består af to atomer - N 2. Hvordan opstår en kovalent binding mellem disse atomer? For at besvare dette spørgsmål er det nødvendigt at overveje strukturen af ​​nitrogenatomet:

Spørgsmål. Hvor mange elektroner mangler, før man fuldfører det ydre niveau?

SVAR: Tre elektroner mangler. Derfor, ved at betegne hver elektron på det ydre niveau med en prik, opnår vi:

Spørgsmål. Hvorfor er tre elektroner repræsenteret af enkelte prikker?

SVAR: Pointen er, at vi ønsker at vise dannelsen af ​​fælles elektronpar. Et par er to elektroner. Et sådant par opstår især, hvis hvert atom giver en elektron til at danne et par. Nitrogenatomet mangler tre elektroner til at fuldføre det ydre niveau. Det betyder, at han skal "forberede" tre enkelte elektroner til at danne fremtidige par (fig. 2).

Modtaget molekylets elektronformel nitrogen, som viser, at hvert nitrogenatom nu har otte elektroner (seks af dem er cirklet i en oval plus 2 egne elektroner); tre almindelige elektronpar dukkede op mellem atomerne (cirklernes skæringspunkt).

Hvert elektronpar svarer til en kovalent binding. Hvor mange kovalente bindinger blev der dannet? Tre. Vi viser hver binding (hvert delt elektronpar) ved hjælp af en bindestreg (valensslag):

Alle disse formler giver dog ikke svar på spørgsmålet: hvad forbinder atomer, når der dannes en kovalent binding? Den elektroniske formel viser, at et fælles elektronpar er placeret mellem atomerne. En overskydende negativ ladning vises i dette område af rummet. Og atomkernerne har som bekendt en positiv ladning. Begge atomers kerner tiltrækkes således af en fælles negativ ladning, som er opstået på grund af fælles elektronpar (mere præcist skæringspunktet mellem elektronskyer) (fig. 3).

Kan en sådan binding opstå mellem forskellige atomer? Måske. Lad et nitrogenatom interagere med hydrogenatomer:

Brintatomets struktur viser, at atomet har én elektron. Hvor mange af disse atomer skal tages, så nitrogenatomet "får, hvad det vil have" - ​​tre elektroner? Tydeligvis tre brintatomer
(Fig. 4):

Kors i Fig. 4 angiver elektronerne i hydrogenatomet. Ammoniakmolekylets elektroniske formel viser, at nitrogenatomet nu har otte elektroner, og hvert brintatom har nu to elektroner (og der kan ikke være flere på det første energiniveau).

Den grafiske formel viser, at nitrogenatomet har valens tre (tre streger eller tre valensstreg), og hvert brintatom har valens en (en streg).

Selvom både N 2 og NH 3 molekyler indeholder det samme nitrogenatom, er de kemiske bindinger mellem atomerne forskellige fra hinanden. I nitrogenmolekylet N2 dannes kemiske bindinger identiske atomer, så de delte elektronpar er placeret i midten mellem atomerne. Atomerne forbliver neutrale. Denne kemiske binding kaldes ikke-polær .

I ammoniakmolekylet NH 3 dannes en kemisk binding forskellige atomer. Derfor tiltrækker et af atomerne (i dette tilfælde nitrogenatomet) det fælles elektronpar stærkere. De almindelige elektronpar flyttes mod nitrogenatomet, og en lille negativ ladning vises på det, og en positiv på brintatomet, der er opstået poler af elektricitet - en binding polar (Fig. 5).

De fleste stoffer bygget ved hjælp af kovalente bindinger består af individuelle molekyler (fig. 6).

Fra Fig. Figur 6 viser, at der er kemiske bindinger mellem atomer, men mellem molekyler er de fraværende eller ubetydelige.

Typen af ​​kemisk binding påvirker et stofs egenskaber og dets adfærd i opløsninger. Så jo større tiltrækningen mellem partiklerne er, jo sværere er det at rive dem væk fra hinanden, og jo sværere er det at omdanne et fast stof til en gasformig eller flydende tilstand. Forsøg i nedenstående diagram at bestemme hvilke partikler der har større vekselvirkningskræfter og hvilken kemisk binding der dannes (fig. 7).

Hvis du læser kapitlet omhyggeligt, vil dit svar være som følger: den maksimale interaktion mellem partikler sker i tilfælde I (ionisk binding). Derfor er alle sådanne stoffer faste. Den mindste interaktion mellem uladede partikler (tilfælde III - ikke-polær kovalent binding). Sådanne stoffer er oftest gasser.

Opgave 4.2. Bestem hvilken kemisk binding der opstår mellem atomer i stofferne: NaCl, HCl, Cl 2, AlCl 3, H 2 O. Giv forklaringer.

Opgave 4.3. Lav elektroniske og grafiske formler for de stoffer fra opgave 4.2, hvor du har bestemt tilstedeværelsen af ​​en kovalent binding. Tegn elektronoverførselsdiagrammer til ionbinding.

Kapitel 5. Løsninger

Der er ingen person på Jorden, der ikke har set løsninger. Og hvad er det?

En opløsning er en homogen blanding af to eller flere komponenter (komponenter eller stoffer).

Hvad er en homogen blanding? En blandings homogenitet forudsætter, at der er mellem dens bestanddele manglende interface. I dette tilfælde er det umuligt, i det mindste visuelt, at bestemme, hvor mange stoffer der dannede en given blanding. Ser man for eksempel på postevand i et glas, er det svært at forestille sig, at det udover vandmolekyler indeholder et godt dusin ioner og molekyler (O 2, CO 2, Ca 2+ osv.). Og intet mikroskop vil hjælpe dig med at se disse partikler.

Men fraværet af en grænseflade er ikke det eneste tegn på homogenitet. I en homogen blanding sammensætningen af ​​blandingen er den samme på ethvert tidspunkt. For at opnå en opløsning skal du derfor blande de komponenter (stoffer), der danner den, grundigt.

Løsninger kan have forskellige aggregeringstilstande:

Gasformige opløsninger (for eksempel luft - en blanding af gasser O 2, N 2, CO 2, Ar);

Flydende opløsninger (for eksempel cologne, sirup, saltlage);

Faste opløsninger (for eksempel legeringer).

Et af de stoffer, der danner en opløsning, kaldes opløsningsmiddel. Opløsningsmidlet har samme aggregeringstilstand som opløsningen. Så for flydende opløsninger er det en væske: vand, olie, benzin osv. Oftest i praksis anvendes vandige opløsninger. De vil blive drøftet yderligere (medmindre der tages et tilsvarende forbehold).

Hvad sker der, når forskellige stoffer opløses i vand? Hvorfor opløses nogle stoffer godt i vand, mens andre opløses dårligt? Hvad bestemmer opløselighed - et stofs evne til at opløses i vand?

Lad os forestille os, at et stykke sukker lægges i et glas varmt vand. Den lå der, krympede i størrelse og... forsvandt. Hvor? Bliver loven om bevarelse af stof (dets masse, energi) overtrådt? Ingen. Tag en slurk af den resulterende opløsning, og du vil være overbevist om, at vandet er sødt, og sukkeret ikke er forsvundet. Men hvorfor er det ikke synligt?

Faktum er, at der under opløsning sker knusning (slibning) af stoffet. I dette tilfælde er et stykke sukker nedbrudt til molekyler, men vi kan ikke se dem. Ja, men hvorfor nedbrydes sukkeret, der ligger på bordet, ikke til molekyler? Hvorfor forsvinder et stykke margarine dyppet i vand heller ikke? Men fordi fragmenteringen af ​​det opløselige stof sker under påvirkning af et opløsningsmiddel, for eksempel vand. Men opløsningsmidlet vil være i stand til at "trække" krystallen, det faste stof, ind i molekyler, hvis det lykkes at "fange" disse partikler. Med andre ord, når et stof opløses, skal der være det interaktion mellem stof og opløsningsmiddel.

Hvornår er sådan interaktion mulig? Kun i det tilfælde, hvor strukturen af ​​stofferne (både det opløselige og opløsningsmidlet) er ens. Alkymisternes regel har længe været kendt: "lignende opløses i lignende." I vores eksempler er sukkermolekylerne polære, og der er visse interaktionskræfter mellem dem og de polære vandmolekyler. Der er ingen sådanne kræfter mellem ikke-polære fedtmolekyler og polære vandmolekyler. Derfor opløses fedtstoffer ikke i vand. Dermed, opløselighed afhænger af arten af ​​det opløste stof og opløsningsmidlet.

Som et resultat af interaktionen mellem det opløste stof og vand dannes forbindelser - hydrater. Disse kan være meget stærke forbindelser:

Sådanne forbindelser findes som individuelle stoffer: baser, oxygenholdige syrer. Under dannelsen af ​​disse forbindelser opstår der naturligvis stærke kemiske bindinger, og der frigives varme. Så når CaO (quicklime) opløses i vand, frigives så meget varme, at blandingen koger.

Men hvorfor, når sukker eller salt er opløst i vand, opvarmes den resulterende opløsning ikke? For det første er ikke alle hydrater så stærke som svovlsyre eller calciumhydroxid. Der er hydrater af salte (krystalhydrater), som let nedbrydes ved opvarmning:

For det andet sker der under opløsning, som allerede nævnt, en knusningsproces. Og dette forbruger energi og absorberer varme.

Da begge processer foregår samtidigt, kan opløsningen varmes op eller køles ned, alt efter hvilken proces der dominerer.

Opgave 5.1. Bestem hvilken proces - knusning eller hydrering - der dominerer i hvert enkelt tilfælde:

a) ved opløsning af svovlsyre i vand, hvis opløsningen opvarmes;

b) når ammoniumnitrat er opløst i vand, hvis opløsningen er afkølet;

c) når bordsalt er opløst i vand, hvis opløsningens temperatur forbliver praktisk talt uændret.

Da opløsningens temperatur ændrer sig under opløsning, er det naturligt at antage det opløselighed afhænger af temperatur. Faktisk stiger opløseligheden af ​​de fleste faste stoffer med opvarmning. Opløseligheden af ​​gasser falder ved opvarmning. Derfor opløses faste stoffer normalt i varmt eller varmt vand, mens kulsyreholdige drikke holdes kolde.

Opløselighed(evne til at opløse) stoffer afhænger ikke af stoffets formaling eller intensiteten af ​​blandingen. Men ved at øge temperaturen, male stoffet, omrøre den færdige opløsning, kan du fremskynde opløsningsprocessen. Ved at ændre betingelserne for at opnå opløsningen er det muligt at opnå opløsninger med forskellige sammensætninger. Naturligvis er der en grænse, når det er nået, er det let at opdage, at stoffet ikke længere er opløseligt i vand. Denne løsning kaldes rig. For meget opløselige stoffer vil en mættet opløsning indeholde meget opløst stof. En mættet opløsning af KNO 3 ved 100 °C indeholder således 245 g salt pr. 100 g vand (i 345 g opløsning), dette koncentreret løsning. Mættede opløsninger af dårligt opløselige stoffer indeholder ubetydelige masser af opløste forbindelser. En mættet opløsning af sølvchlorid indeholder således 0,15 mg AgCl i 100 g vand. Det er meget fortyndet løsning.

Således, hvis en opløsning indeholder meget opløst stof i forhold til opløsningsmidlet, kaldes det koncentreret, hvis der er lidt stof, kaldes det fortyndet. Meget ofte afhænger dens egenskaber og derfor dens anvendelse af opløsningens sammensætning.

Således bruges en fortyndet opløsning af eddikesyre (bordeddike) som smagsgiver, og en koncentreret opløsning af denne syre (eddikesyreessens, når den tages oralt) kan forårsage en dødelig forbrænding.

For at afspejle den kvantitative sammensætning af løsninger, brug en værdi kaldet massefraktion af opløst stof :

Hvor m(v-va) - masse af opløst stof i opløsning; m(opløsning) – den samlede masse af en opløsning, der indeholder et opløst stof og et opløsningsmiddel.

Så hvis 100 g eddike indeholder 6 g eddikesyre, så taler vi om en 6% opløsning af eddikesyre (dette er bordeddike). Metoder til at løse problemer ved hjælp af begrebet opløst massefraktion vil blive diskuteret i kapitel 8.

Konklusioner til kapitel 5. Opløsninger er homogene blandinger bestående af mindst to stoffer, hvoraf det ene kaldes et opløsningsmiddel, det andet er et opløst stof. Når det er opløst, interagerer dette stof med opløsningsmidlet, på grund af hvilket det opløste stof knuses. Sammensætningen af ​​en opløsning udtrykkes ved hjælp af massefraktionen af ​​opløst stof i opløsningen.

* Disse elektronpar forekommer ved skæringspunktet mellem elektronskyer.

Fortsættes

169338 0

Hvert atom har et vist antal elektroner.

Når atomer indgår i kemiske reaktioner, donerer, opnår eller deler elektroner, hvilket opnår den mest stabile elektroniske konfiguration. Konfigurationen med den laveste energi (som i ædelgasatomer) viser sig at være den mest stabile. Dette mønster kaldes "oktetreglen" (fig. 1).

Ris. 1.

Denne regel gælder for alle typer af forbindelser. Elektroniske forbindelser mellem atomer giver dem mulighed for at danne stabile strukturer, fra de enkleste krystaller til komplekse biomolekyler, der i sidste ende danner levende systemer. De adskiller sig fra krystaller i deres kontinuerlige stofskifte. Samtidig forløber mange kemiske reaktioner efter mekanismerne elektronisk overførsel, som spiller en afgørende rolle i energiprocesser i kroppen.

En kemisk binding er den kraft, der holder to eller flere atomer, ioner, molekyler eller enhver kombination af disse sammen.

Naturen af ​​en kemisk binding er universel: det er en elektrostatisk tiltrækningskraft mellem negativt ladede elektroner og positivt ladede kerner, bestemt af konfigurationen af ​​elektronerne i den ydre skal af atomer. Et atoms evne til at danne kemiske bindinger kaldes valens, eller oxidationstilstand. Konceptet med valenselektroner- elektroner, der danner kemiske bindinger, det vil sige placeret i orbitaler med højeste energi. Følgelig kaldes den ydre skal af atomet, der indeholder disse orbitaler valensskal. I øjeblikket er det ikke nok at angive tilstedeværelsen af ​​en kemisk binding, men det er nødvendigt at afklare dens type: ionisk, kovalent, dipol-dipol, metallisk.

Den første type forbindelse erionisk forbindelse

Ifølge Lewis og Kossels elektroniske valensteori kan atomer opnå en stabil elektronisk konfiguration på to måder: For det første ved at miste elektroner, blive til kationer, for det andet at erhverve dem, blive til anioner. Som et resultat af elektronoverførsel, på grund af den elektrostatiske tiltrækningskraft mellem ioner med ladninger med modsatte fortegn, dannes en kemisk binding, kaldet af Kossel " elektrovalent"(kaldes nu ionisk).

I dette tilfælde danner anioner og kationer en stabil elektronisk konfiguration med en fyldt ydre elektronskal. Typiske ionbindinger dannes af kationer T- og II-grupper i det periodiske system og anioner af ikke-metalliske grundstoffer i gruppe VI og VII (henholdsvis 16 og 17 undergrupper, kalkogener Og halogener). Bindingerne af ioniske forbindelser er umættede og ikke-retningsbestemte, så de bevarer muligheden for elektrostatisk interaktion med andre ioner. I fig. Figur 2 og 3 viser eksempler på ionbindinger svarende til Kossel-modellen for elektronoverførsel.

Ris. 2.

Ris. 3. Ionbinding i et molekyle af bordsalt (NaCl)

Her er det passende at huske nogle egenskaber, der forklarer opførsel af stoffer i naturen, især overveje ideen om syrer Og grunde.

Vandige opløsninger af alle disse stoffer er elektrolytter. De skifter farve forskelligt indikatorer. Virkningsmekanismen for indikatorer blev opdaget af F.V. Ostwald. Han viste, at indikatorer er svage syrer eller baser, hvis farve er forskellig i de udissocierede og dissocierede tilstande.

Baser kan neutralisere syrer. Ikke alle baser er opløselige i vand (for eksempel er nogle organiske forbindelser, der ikke indeholder OH-grupper, uopløselige, især triethylamin N(C 2 H 5) 3); opløselige baser kaldes alkalier.

Vandige opløsninger af syrer gennemgår karakteristiske reaktioner:

a) med metaloxider - med dannelse af salt og vand;

b) med metaller - med dannelse af salt og brint;

c) med karbonater - med dannelse af salt, CO 2 og N 2 O.

Egenskaberne af syrer og baser er beskrevet af flere teorier. I overensstemmelse med teorien om S.A. Arrhenius, en syre er et stof, der dissocierer for at danne ioner N+ , mens basen danner ioner HAN- . Denne teori tager ikke højde for eksistensen af ​​organiske baser, der ikke har hydroxylgrupper.

I overensstemmelse med proton Ifølge Brønsted og Lowrys teori er en syre et stof, der indeholder molekyler eller ioner, der donerer protoner ( donorer protoner), og en base er et stof bestående af molekyler eller ioner, der accepterer protoner ( acceptanter protoner). Bemærk, at i vandige opløsninger eksisterer hydrogenioner i hydratiseret form, det vil sige i form af hydroniumioner H3O+ . Denne teori beskriver reaktioner ikke kun med vand og hydroxidioner, men også dem, der udføres i fravær af et opløsningsmiddel eller med et ikke-vandigt opløsningsmiddel.

For eksempel i reaktionen mellem ammoniak N.H. 3 (svag base) og hydrogenchlorid i gasfasen, dannes fast ammoniumchlorid, og i en ligevægtsblanding af to stoffer er der altid 4 partikler, hvoraf to er syrer, og de to andre er baser:

Denne ligevægtsblanding består af to konjugerede par af syrer og baser:

1)N.H. 4+ og N.H. 3

2) HCl Og Cl ‑

Her adskiller syren og basen sig med en proton i hvert konjugatpar. Hver syre har en konjugeret base. En stærk syre har en svag konjugeret base, og en svag syre har en stærk konjugeret base.

Brønsted-Lowry-teorien hjælper med at forklare vands unikke rolle for biosfærens liv. Vand kan, afhængigt af stoffet, der interagerer med det, udvise egenskaberne af enten en syre eller en base. For eksempel i reaktioner med vandige opløsninger af eddikesyre er vand en base, og i reaktioner med vandige opløsninger af ammoniak er det en syre.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Her donerer et eddikesyremolekyle en proton til et vandmolekyle;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + HAN- . Her accepterer et ammoniakmolekyle en proton fra et vandmolekyle.

Vand kan således danne to konjugerede par:

1) H2O(syre) og HAN- (konjugeret base)

2) H3O+ (syre) og H2O(konjugeret base).

I det første tilfælde donerer vand en proton, og i det andet accepterer det det.

Denne egenskab kaldes amfiprotonisme. Stoffer der kan reagere som både syrer og baser kaldes amfoterisk. Sådanne stoffer findes ofte i den levende natur. Aminosyrer kan for eksempel danne salte med både syrer og baser. Derfor danner peptider let koordinationsforbindelser med de tilstedeværende metalioner.

En karakteristisk egenskab ved en ionbinding er således den fuldstændige bevægelse af bindingselektronerne til en af ​​kernerne. Det betyder, at der mellem ionerne er et område, hvor elektrontætheden er næsten nul.

Den anden type forbindelse erkovalent forbindelse

Atomer kan danne stabile elektroniske konfigurationer ved at dele elektroner.

En sådan binding dannes, når et par elektroner deles én ad gangen fra alle atom. I dette tilfælde er de delte bindingselektroner fordelt ligeligt mellem atomerne. Eksempler på kovalente bindinger omfatter homonuklear diatomisk molekyler H 2 , N 2 , F 2. Den samme type forbindelse findes i allotroper O 2 og ozon O 3 og for et polyatomisk molekyle S 8 og også heteronukleære molekyler hydrogenchlorid HCl, carbondioxid CO 2, metan CH 4, ethanol MED 2 N 5 HAN svovlhexafluorid SF 6, acetylen MED 2 N 2. Alle disse molekyler deler de samme elektroner, og deres bindinger er mættede og rettet på samme måde (fig. 4).

Det er vigtigt for biologer, at dobbelt- og tredobbeltbindinger har reducerede kovalente atomradius sammenlignet med en enkeltbinding.

Ris. 4. Kovalent binding i et Cl 2 molekyle.

Ioniske og kovalente typer bindinger er to ekstreme tilfælde af de mange eksisterende typer kemiske bindinger, og i praksis er de fleste bindinger mellemliggende.

Forbindelser af to grundstoffer placeret i hver sin ende af samme eller forskellige perioder i det periodiske system danner overvejende ionbindinger. Når grundstoffer bevæger sig tættere sammen inden for en periode, falder den ioniske natur af deres forbindelser, og den kovalente karakter øges. For eksempel danner grundstoffernes halogenider og oxider på venstre side af det periodiske system overvejende ionbindinger ( NaCl, AgBr, BaS04, CaCO3, KNO3, CaO, NaOH), og de samme forbindelser af grundstoffer på højre side af tabellen er kovalente ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4 phenol C6H5OH glukose C6H12O6 ethanol C2H5OH).

Den kovalente binding har til gengæld en modifikation mere.

I polyatomiske ioner og i komplekse biologiske molekyler kan begge elektroner kun komme fra en atom. Det kaldes donor elektronpar. Et atom, der deler dette elektronpar med en donor, kaldes acceptor elektronpar. Denne type kovalente binding kaldes koordinering (donor-acceptor, ellerdativ) meddelelse(Fig. 5). Denne type binding er vigtigst for biologi og medicin, da kemien af ​​de d-elementer, der er vigtigst for stofskiftet, i høj grad beskrives ved koordinationsbindinger.

Fig. 5.

Som regel fungerer metalatomet i en kompleks forbindelse som en acceptor af et elektronpar; tværtimod er metalatomet i ioniske og kovalente bindinger en elektrondonor.

Essensen af ​​den kovalente binding og dens variation - koordinationsbindingen - kan afklares ved hjælp af en anden teori om syrer og baser foreslået af GN. Lewis. Han udvidede noget det semantiske begreb om begreberne "syre" og "base" ifølge Brønsted-Lowry-teorien. Lewis' teori forklarer arten af ​​dannelsen af ​​komplekse ioner og stoffers deltagelse i nukleofile substitutionsreaktioner, det vil sige i dannelsen af ​​CS.

Ifølge Lewis er en syre et stof, der er i stand til at danne en kovalent binding ved at acceptere et elektronpar fra en base. En Lewis-base er et stof, der har et ensomt elektronpar, som ved at donere elektroner danner en kovalent binding med Lewis-syre.

Det vil sige, at Lewis' teori udvider rækken af ​​syre-base reaktioner også til reaktioner, hvor protoner slet ikke deltager. Desuden er selve protonen ifølge denne teori også en syre, da den er i stand til at acceptere et elektronpar.

Derfor er kationerne ifølge denne teori Lewis-syrer, og anionerne er Lewis-baser. Et eksempel kunne være følgende reaktioner:

Det blev bemærket ovenfor, at opdelingen af ​​stoffer i ioniske og kovalente er relativ, da fuldstændig elektronoverførsel fra metalatomer til acceptoratomer ikke forekommer i kovalente molekyler. I forbindelser med ionbindinger er hver ion i det elektriske felt af ioner med det modsatte fortegn, så de er gensidigt polariserede, og deres skaller deformeres.

Polariserbarhed bestemt af den elektroniske struktur, ladning og størrelse af ionen; for anioner er det højere end for kationer. Den højeste polariserbarhed blandt kationer er for kationer med større ladning og mindre størrelse, f.eks. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Har en stærk polariserende effekt N+ . Da påvirkningen af ​​ionpolarisering er tovejs, ændrer den væsentligt egenskaberne af de forbindelser, de danner.

Den tredje type forbindelse erdipol-dipol forbindelse

Ud over de anførte kommunikationstyper er der også dipol-dipol intermolekylære interaktioner, også kaldet van der Waals .

Styrken af ​​disse interaktioner afhænger af molekylernes natur.

Der er tre typer af interaktioner: permanent dipol - permanent dipol ( dipol-dipol attraktion); permanent dipol - induceret dipol ( induktion attraktion); øjeblikkelig dipol - induceret dipol ( dispersiv attraktion eller London-styrker; ris. 6).

Ris. 6.

Kun molekyler med polære kovalente bindinger har et dipol-dipol-moment ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), og bindingsstyrken er 1-2 Debaya(1D = 3.338 × 10-30 coulomb meter - C × m).

I biokemi er der en anden type forbindelse - brint forbindelse, der er et begrænsende tilfælde dipol-dipol attraktion. Denne binding dannes af tiltrækningen mellem et brintatom og et lille elektronegativt atom, oftest oxygen, fluor og nitrogen. Med store atomer, der har lignende elektronegativitet (såsom klor og svovl), er hydrogenbindingen meget svagere. Hydrogenatomet er kendetegnet ved et væsentligt træk: Når bindingselektronerne trækkes væk, er dets kerne - protonen - blotlagt og er ikke længere afskærmet af elektroner.

Derfor bliver atomet til en stor dipol.

En hydrogenbinding, i modsætning til en van der Waals-binding, dannes ikke kun under intermolekylære interaktioner, men også inden for et molekyle - intramolekylært hydrogenbinding. Hydrogenbindinger spiller en vigtig rolle i biokemi, for eksempel for at stabilisere strukturen af ​​proteiner i form af en a-helix, eller for dannelsen af ​​en dobbelt helix af DNA (fig. 7).

Fig.7.

Hydrogen- og van der Waals-bindinger er meget svagere end ion-, kovalent- og koordinationsbindinger. Energien af ​​intermolekylære bindinger er angivet i tabel. 1.

Tabel 1. Energi af intermolekylære kræfter

Bemærk: Graden af ​​intermolekylære interaktioner afspejles af entalpien for smeltning og fordampning (kogning). Ionforbindelser kræver betydeligt mere energi for at adskille ioner end for at adskille molekyler. Entalpien for smeltning af ioniske forbindelser er meget højere end for molekylære forbindelser.

Den fjerde type forbindelse ermetalforbindelse

Endelig er der en anden type intermolekylære bindinger - metal: forbindelse af positive ioner af et metalgitter med frie elektroner. Denne type forbindelse forekommer ikke i biologiske objekter.

Fra en kort gennemgang af bindingstyper bliver en detalje klar: en vigtig parameter for et metalatom eller -ion - en elektrondonor, såvel som et atom - en elektronacceptor, er dens størrelse.

Uden at gå i detaljer bemærker vi, at atomernes kovalente radius, metallernes ionradius og van der Waals-radierne for interagerende molekyler stiger, når deres atomnummer stiger i grupper af det periodiske system. I dette tilfælde er værdierne af ion-radierne de mindste, og van der Waals-radierne er de største. Som regel, når man bevæger sig ned i gruppen, øges radierne af alle elementer, både kovalente og van der Waals.

Af største betydning for biologer og læger er samordning(donor-acceptor) bindinger betragtet af koordinationskemi.

Medicinske bioinorganiske stoffer. G.K. Barashkov