Eksempler på formler for metalliske bindingsstoffer. Metalbinding: dannelsesmekanisme

Alle metaller har følgende egenskaber:

Et lille antal elektroner på det ydre energiniveau (bortset fra nogle undtagelser, som kan have 6,7 og 8);

Stor atomradius;

Lav ioniseringsenergi.

Alt dette bidrager til let adskillelse af ydre uparrede elektroner fra kernen. Samtidig har atomet en masse frie orbitaler. Diagrammet over dannelsen af en metallisk binding vil præcist vise overlapningen af talrige orbitale celler af forskellige atomer med hinanden, som som et resultat danner et fælles intrakrystallinsk rum. Elektroner tilføres det fra hvert atom, som begynder at vandre frit rundt forskellige dele riste. Med jævne mellemrum hæfter hver af dem til en ion på et sted i krystallen og forvandler den til et atom og løsnes derefter igen for at danne en ion.

Dermed, En metallisk binding er bindingen mellem atomer, ioner og frie elektroner i en fælles metalkrystal. En elektronsky, der bevæger sig frit i en struktur, kaldes en "elektrongas". Det forklarer de fleste af de fysiske egenskaber af metaller og deres legeringer.

Hvordan realiserer metal sig selv? kemisk binding? Der kan gives forskellige eksempler. Lad os prøve at se det på et stykke lithium. Selvom du tager det på størrelse med en ært, vil der være tusindvis af atomer. Så lad os forestille os, at hver af disse tusindvis af atomer opgiver sin enkelt valenselektron til det fælles krystallinske rum. På samme tid at kende den elektroniske struktur af dette element, kan du se antallet af tomme orbitaler. Lithium vil have 3 af dem (p-orbitaler af det andet energiniveau). Tre for hvert atom ud af titusindvis - dette er det fælles rum inde i krystallen, hvor "elektrongassen" bevæger sig frit.

Et stof med en metalbinding er altid stærkt. Elektrongas tillader jo ikke krystallen at kollapse, men fortrænger kun lagene og genopretter dem straks. Det skinner, har en vis tæthed (normalt høj), smeltbarhed, formbarhed og plasticitet.

Hvor sælges metalbinding ellers? Eksempler på stoffer:

Metaller i form af simple strukturer;

Alle metaller legeres med hinanden;

Alle metaller og deres legeringer i flydende og fast tilstand.

Der er simpelthen utroligt mange konkrete eksempler, da der er mere end 80 metaller i det periodiske system!

Uddannelsesmekanismen i generel opfattelse kommer til udtryk næste post: Ме 0 - e - ↔ Ме n+ . Fra diagrammet er det tydeligt, hvilke partikler der er til stede i metalkrystallen.

Ethvert metal kan afgive elektroner og blive en positivt ladet ion.

Brug jern som eksempel: Fe 0 -2e - = Fe 2+

Hvor bliver de adskilte negativt ladede partikler - elektroner - af? Et minus er altid tiltrukket af et plus. Elektronerne tiltrækkes af en anden (positivt ladet) jernion i krystalgitteret: Fe 2+ +2e - = Fe 0

Ionen bliver et neutralt atom. Og denne proces gentages mange gange.

Det viser sig, at de frie elektroner af jern er inde konstant bevægelse gennem hele krystallens volumen, bryder væk og forbinder ioner på gittersteder. Et andet navn for dette fænomen er delokaliseret elektronsky. Udtrykket "delokaliseret" betyder fri, ikke bundet.

Det er yderst sjældent, at kemiske stoffer består af individuelle, ubeslægtede atomer af kemiske grundstoffer. Under normale forhold har kun et lille antal gasser kaldet ædelgasser denne struktur: helium, neon, argon, krypton, xenon og radon. Oftest består kemiske stoffer ikke af isolerede atomer, men af deres kombinationer i forskellige grupper. Sådanne associationer af atomer kan tælle nogle få, hundreder, tusinder eller endda flere atomer. Den kraft, der holder disse atomer i sådanne grupper, kaldes kemisk binding.

Med andre ord kan vi sige, at en kemisk binding er en vekselvirkning, der giver forbindelsen af individuelle atomer til mere komplekse strukturer (molekyler, ioner, radikaler, krystaller osv.).

Årsagen til dannelsen af en kemisk binding er, at energien i mere komplekse strukturer er mindre end den samlede energi af de enkelte atomer, der danner den.

Så især, hvis interaktionen mellem atomerne X og Y producerer et molekyle XY, betyder det, at indre energi molekyler af dette stof er lavere end den indre energi af de individuelle atomer, hvorfra det blev dannet:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Af denne grund, når kemiske bindinger dannes mellem individuelle atomer, frigives energi.

Elektroner i det ydre elektronlag med den laveste bindingsenergi med kernen, kaldet valens. For eksempel i bor er disse elektroner på det 2. energiniveau - 2 elektroner pr s- orbitaler og 1 til 2 s-orbitaler:

Når en kemisk binding dannes, har hvert atom en tendens til at opnå den elektroniske konfiguration af ædelgasatomer, dvs. så der er 8 elektroner i dets ydre elektronlag (2 for elementer fra den første periode). Dette fænomen kaldes oktetreglen.

Det er muligt for atomer at opnå elektronkonfigurationen af en ædelgas, hvis enkelte atomer i begyndelsen deler nogle af deres valenselektroner med andre atomer. I dette tilfælde dannes fælles elektronpar.

Afhængigt af graden af elektrondeling kan der skelnes mellem kovalente, ioniske og metalliske bindinger.

Kovalent binding

Kovalente bindinger forekommer oftest mellem atomer af ikke-metalelementer. Hvis de ikke-metalatomer, der danner en kovalent binding, tilhører forskellige kemiske grundstoffer, kaldes en sådan binding en polær kovalent binding. Årsagen til dette navn ligger i, at atomer forskellige elementer De har også forskellige evner til at tiltrække et fælles elektronpar. Dette fører naturligvis til en forskydning af det fælles elektronpar mod et af atomerne, hvilket resulterer i, at der dannes en delvis negativ ladning på det. Til gengæld dannes en delvis positiv ladning på det andet atom. For eksempel, i et hydrogenchloridmolekyle er elektronparret forskudt fra hydrogenatomet til chloratomet:

Eksempler på stoffer med polære kovalente bindinger:

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 osv.

En kovalent upolær binding dannes mellem ikke-metalatomer af det samme kemiske element. Da atomerne er identiske, er deres evne til at tiltrække delte elektroner også den samme. I denne henseende observeres ingen forskydning af elektronparret:

Ovenstående mekanisme til dannelse af en kovalent binding, når begge atomer giver elektroner til at danne fælles elektronpar, kaldes udveksling.

Der er også en donor-acceptor-mekanisme.

Når en kovalent binding dannes af donor-acceptor-mekanismen, dannes et delt elektronpar på grund af den fyldte orbital af et atom (med to elektroner) og den tomme orbital af et andet atom. Et atom, der giver et ensomt elektronpar, kaldes en donor, og et atom med en ledig orbital kaldes en acceptor. Atomer, der har parrede elektroner, for eksempel N, O, P, S, fungerer som donorer af elektronpar.

For eksempel, ifølge donor-acceptor-mekanismen, dannelsen af den fjerde kovalente N-H forbindelser i ammoniumkationen NH4+:

Ud over polaritet er kovalente bindinger også karakteriseret ved energi. Bindingsenergi er den mindste energi, der kræves for at bryde en binding mellem atomer.

Bindingsenergien falder med stigende radier af bundne atomer. Da vi ved, at atomradius stiger ned ad undergrupperne, kan vi for eksempel konkludere, at styrken af halogen-hydrogen-bindingen stiger i rækken:

HEJ< HBr < HCl < HF

Også bindingsenergien afhænger af dens mangfoldighed - jo større bindingsmangfoldigheden er, jo større er dens energi. Bindingsmultiplicitet refererer til antallet af delte elektronpar mellem to atomer.

Ionisk binding

En ionbinding kan betragtes som et ekstremt tilfælde af en polær kovalent binding. Hvis det fælles elektronpar i en kovalent-polær binding delvist forskydes til et af atomparret, så er det i en ionbinding næsten fuldstændig "givet" til et af atomerne. Atomet, der donerer elektron(er), får en positiv ladning og bliver til kation, og det atom, der har taget elektroner fra sig, får en negativ ladning og bliver anion.

Dermed, ionbinding er en binding dannet på grund af den elektrostatiske tiltrækning af kationer til anioner.

Dannelsen af denne type binding er typisk under interaktionen mellem atomer af typiske metaller og typiske ikke-metaller.

For eksempel kaliumfluorid. Kaliumkationen dannes ved fjernelse af en elektron fra et neutralt atom, og fluorionen dannes ved tilsætning af en elektron til fluoratomet:

En elektrostatisk tiltrækningskraft opstår mellem de resulterende ioner, hvilket resulterer i dannelsen af en ionisk forbindelse.

Når en kemisk binding blev dannet, gik elektroner fra natriumatomet over til kloratomet, og der blev dannet modsat ladede ioner, som har et afsluttet eksternt energiniveau.

Det er fastslået, at elektroner fra metalatomet ikke løsnes fuldstændigt, men kun forskydes mod kloratomet, som i en kovalent binding.

De fleste binære forbindelser, der indeholder metalatomer, er ioniske. For eksempel oxider, halogenider, sulfider, nitrider.

Ionbinding forekommer også mellem simple kationer og simple anioner (F −, Cl −, S 2-), samt mellem simple kationer og komplekse anioner (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Derfor omfatter ioniske forbindelser salte og baser (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH)

Metalforbindelse

Denne type binding dannes i metaller.

Atomer af alle metaller har elektroner i deres ydre elektronlag, der har en lav bindingsenergi med atomets kerne. For de fleste metaller er processen med at miste ydre elektroner energetisk gunstig.

På grund af en så svag interaktion med kernen er disse elektroner i metaller meget mobile, og følgende proces sker kontinuerligt i hver metalkrystal:

М 0 — ne − = M n + ,

hvor M 0 er et neutralt metalatom, og Mn + en kation af det samme metal. Figuren nedenfor giver en illustration af de processer, der finder sted.

Det vil sige, at elektroner "suser" hen over en metalkrystal, løsner sig fra et metalatom, danner en kation fra det, forbinder en anden kation og danner et neutralt atom. Dette fænomen blev kaldt "elektronvind", og samlingen af frie elektroner i en krystal af et ikke-metalatom blev kaldt "elektrongas." Denne type interaktion mellem metalatomer kaldes en metallisk binding.

Hydrogenbinding

Hvis et brintatom i et stof er bundet til et grundstof med høj elektronegativitet (nitrogen, oxygen eller fluor), er et sådant stof karakteriseret ved et fænomen som f.eks. hydrogenbinding.

Da et brintatom er bundet til et elektronegativt atom, dannes en delvis positiv ladning på hydrogenatomet, og en delvis negativ ladning dannes på atomet i det elektronegative element. I denne henseende bliver elektrostatisk tiltrækning mulig mellem et delvist positivt ladet brintatom i et molekyle og et elektronegativt atom i et andet. For eksempel observeres hydrogenbinding for vandmolekyler:

Det er hydrogenbindingen, der forklarer vandets unormalt høje smeltepunkt. Udover vand dannes der også stærke hydrogenbindinger i stoffer som hydrogenfluorid, ammoniak, oxygenholdige syrer, phenoler, alkoholer og aminer.

163120 0

Hvert atom har et vist antal elektroner.

Indtastning kemiske reaktioner, atomer 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 modsat fortegn der 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 elektronisk skal. Typiske ionbindinger dannes fra kationer af T- og II-grupper periodiske system og anioner af ikke-metalliske grundstoffer fra 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 stoffernes adfærd 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 uopløselige organiske forbindelser, som ikke indeholder - OH-grupper, 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 findes 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.

Dermed, karakteristisk egenskab ionbinding - den fuldstændige bevægelse af to bindende elektroner 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 begrænsende tilfælde af sættet eksisterende typer kemiske bindinger, og i praksis er de fleste bindinger mellemliggende.

Forbindelser af to elementer placeret i modsatte ender af en eller forskellige perioder Mendeleevs systemer 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 halogenider og oxider af grundstoffer på venstre side periodiske system danner 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, hvilket er et begrænsningstilfælde dipol-dipol attraktion. Denne binding dannes ved 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). Ioniske forbindelser kræver betydeligt mere energi for at adskille ioner end 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 kort overblik typer bindinger, en detalje bliver 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, ionradius af metaller og van der Waals-radius for interagerende molekyler stiger, efterhånden som deres serienummer 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

En metallisk binding er en binding dannet mellem atomer under betingelser med stærk delokalisering (fordeling af valenselektroner over flere kemiske bindinger i en forbindelse) og elektronmangel i atomet (krystal). Det er umættet og rumligt ikke-retningsbestemt.

Delokalisering af valenselektroner i metaller er en konsekvens af metalbindingens multicenternatur. Metalbindingens multicenterkarakter sikrer høj elektrisk ledningsevne og termisk ledningsevne af metaller.

Mættelighed bestemt af antallet af valensorbitaler involveret i dannelsen af et kemikalie. kommunikation. Kvantitativ egenskab – valens. Valens er antallet af bindinger, som et atom kan danne med andre; - bestemmes af antallet af valensorbitaler involveret i dannelsen af bindinger i henhold til udvekslings- og donor-acceptor-mekanismerne.

Fokus – forbindelsen er dannet i retning af maksimal overlapning af elektronskyer; - bestemmer den kemiske og krystalkemiske struktur af et stof (hvordan atomer er forbundet i et krystalgitter).

Når en kovalent binding dannes, koncentreres elektrondensiteten mellem de interagerende atomer (tegner fra notesbog). I tilfælde af en metallisk binding delokaliseres elektrondensiteten gennem hele krystallen. (tegner fra notesbog)

(eksempel fra notesbog)

På grund af den umættede og ikke-retningsbestemte natur af den metalliske binding er metalliske legemer (krystaller) meget symmetriske og meget koordinerede. Langt de fleste metalkrystalstrukturer svarer til 3 typer atomære pakninger i krystaller:

1. GCC– korncentreret kubisk tætpakket struktur. Pakningstæthed – 74,05%, koordinationsnummer = 12.

2. GPU– sekskantet tætpakket struktur, pakningsdensitet = 74,05%, c.h. = 12.

3. BCC– volumen er centreret, pakningsdensitet = 68,1%, c.h. = 8.

En metallisk binding udelukker ikke en vis grad af kovalens. Metalforbindelse i sin rene form er kun karakteristisk for alkali- og jordalkalimetaller.

En ren metallisk binding er karakteriseret ved en energi i størrelsesordenen 100/150/200 kJ/mol, 4 gange svagere end en kovalent binding.

36. Klor og dets egenskaber. В=1(III, IV, V og VII) oxidationstilstand=7, 6, 5, 4, 3, 1, −1

gul-grøn gas med en skarp irriterende lugt. Klor forekommer kun i naturen i form af forbindelser. I naturen i form af kaliumchlorid, magnesium, nitrium, dannet som følge af fordampning af tidligere have og søer. Kvittering.prom:2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2, ved elektrolyse af vand af chlorider Me.\2KMnO4+16HCl=2MnCl2+2KCl+8H2O+5Cl2/Kemisk er klor meget aktivt, kombinerer direkte med næsten al Me, og med ikke- metaller (undtagen kulstof, nitrogen, oxygen, inerte gasser), erstatter brint i kulbrinter og forbinder umættede forbindelser, fortrænger brom og jod fra deres forbindelser Fosfor antændes i en atmosfære af klor PCl3, og med yderligere chlorering - PCl5; svovl med klor = S2Сl2, SСl2 og andre SnClm. En blanding af klor og brint brænder med ilt, klor danner oxider: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, samt hypokloriter (salte af underklorsyre), kloritter, klorater og perklorater. Alle iltforbindelser af klor danner eksplosive blandinger med let oxiderede stoffer. Kloroxider er ustabile og kan spontant eksplodere under lagring; i vand - hypoklor og salt: Cl2 + H2O = HClO + HCl. Når vandige opløsninger af alkalier kloreres i kulden, dannes hypochloritter og chlorider: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2O, og ved opvarmning dannes chlorater. Når ammoniak reagerer med klor, dannes nitrogentrichlorid. interhalogenforbindelser med andre halogener. Fluorider ClF, ClF3, ClF5 er meget reaktive; for eksempel i en ClF3-atmosfære antændes glasuld spontant. Kendte forbindelser af chlor med oxygen og fluor er chloroxyfluorider: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 og fluorperchlorat FClO4. Ansøgning: produktion af kemiske forbindelser, vandrensning, fødevaresyntese, medicinalindustri-baktericid, antiseptisk, blegning af papirer, stoffer, pyroteknik, tændstikker, ødelægger ukrudt i landbruget.

Biologisk rolle: biogen, bestanddel af plante- og dyrevæv. 100g er det vigtigste osmotisk aktive stof i blodplasma, lymfe, cerebrospinalvæske og nogle væv. Dagligt natriumchloridbehov = 6-9g - brød, kød og mejeriprodukter. Spiller en rolle i vand-salt metabolisme, fremmer vævsretention af vand. Regulering af syre-base balance i væv udføres sammen med andre processer ved at ændre fordelingen af klor mellem blodet og andre væv er involveret i energistofskiftet i planter, aktiverer både oxidativ fosforylering og fotofosforylering. Klor har en positiv effekt på optagelsen af ilt fra rødderne, en komponent i jernsaft.

37. Brint, vand B = 1 oxid Hydrogenionen er fuldstændig blottet for elektronskaller og kan nærme sig meget tætte afstande og trænge ind i elektronskaller.

Det mest almindelige element i universet. Den udgør hovedparten af Solen, stjerner og andre kosmiske legemer I en fri tilstand på Jorden findes den relativt sjældent - den findes i olie og brændbare gasser, til stede i form af indeslutninger i nogle mineraler, og de fleste af. det i vand. Kvittering: 1. Laboratorium Zn+2HCl=ZnCl2+H2; 2.Si+2NaOH+H20=Na2Si03+2H2; 3. Al+NaOH+H2O=Na(AlOH)4+H2. 4. I industrien: konvertering, elektrolyse: СH4+H2O=CO+3H2\CO+H2O=CO+ H2/Him St. I nr.:H2+F2=2HF. Når bestrålet, belyst, katalysatorer: H 2 + O 2 , S, N, P = H 2 O, H 2 S, NH 3, Ca + H2 = CaH2\F2 + H2 = 2HF\N2 + 3H2 → 2NH3\Cl2 + H2 → 2HCl, 2NO+2H2=N2+2H2O, CuO+H2=Cu+H2O, CO+H2=CH3OH. Hydrogen danner hydrider: ioniske, kovalente og metalliske. Til ionisk –NaH -& ,CaH2-& +H2O=Ca(OH)2;NaH+H2O=NaOH+H2. Kovalent -B2H6, AlH3, SiH4. Metal – med d-elementer; variabel sammensætning: MeH ≤1, MeH ≤2 – indføres i hulrummene mellem atomer. Leder varme, strøm, faste stoffer. WATER.sp3-hybrid højpolært molekyle i en vinkel på 104,5 , dipoler, det mest almindelige opløsningsmiddel Vand reagerer ved stuetemperatur med aktive halogener (F, Cl) og interhalogenforbindelser med salte, svage former og svage baser, hvilket forårsager deres fuldstændige hydrolyse. med kulsyre og uorganiske anhydrider og syrehalogenider. syre; med aktive metalorganforbindelser; med carbider, nitrider, phosphider, silicider, hydrider af aktivt Me; med mange salte, der danner hydrater med boraner, med ketener, kuldioxid med ædelgasser; Vand reagerer ved opvarmning: med Fe, Mg, kul, metan med nogle alkylhalogenider. Anvendelse: brint -syntese af ammoniak, methanol, hydrogenchlorid, tv-fedtstoffer, brintflamme - til svejsning, smeltning, i metallurgi til reduktion af Me fra oxid, brændstof til raketter, i apotek - vand, peroxid-antiseptisk, baktericid, vask, hårblegning , sterilisering.

Biologisk rolle: brint-7kg, brints hovedfunktion er struktureringen af det biologiske rum (vand og hydrogenbindinger) og dannelsen af en række organiske molekyler (inkluderet i strukturen af proteiner, kulhydrater, fedtstoffer, enzymer) Takket være hydrogenbindinger,

kopiere et DNA-molekyle. Vand deltager i en kæmpe

antal biokemiske reaktioner, i alle fysiologiske og biologiske

processer, sikrer stofskiftet mellem kroppen og ydre miljø, mellem

celler og i celler. Vand er det strukturelle grundlag for celler og er nødvendigt for

opretholde deres optimale volumen, det bestemmer den rumlige struktur og

biomolekylers funktioner.

Kemisk binding

Alle vekselvirkninger, der fører til kombinationen af kemiske partikler (atomer, molekyler, ioner osv.) til stoffer er opdelt i kemiske bindinger og intermolekylære bindinger (intermolekylære vekselvirkninger).

Kemiske bindinger- binder direkte mellem atomer. Der er ioniske, kovalente og metalliske bindinger.

Intermolekylære bindinger- forbindelser mellem molekyler. Disse er brintbindinger, ion-dipolbindinger (på grund af dannelsen af denne binding forekommer for eksempel dannelsen af en hydreringsskal af ioner), dipol-dipol (på grund af dannelsen af denne binding kombineres molekyler af polære stoffer i flydende acetone) osv.

Ionisk binding- en kemisk binding dannet på grund af den elektrostatiske tiltrækning af modsat ladede ioner. I binære forbindelser (forbindelser af to grundstoffer) dannes det, når størrelserne af de bundne atomer adskiller sig meget fra hinanden: nogle atomer er store, andre er små - det vil sige, at nogle atomer nemt afgiver elektroner, mens andre har en tendens til at acceptere dem (normalt er disse atomer af de grundstoffer, der danner typiske metaller og atomer af grundstoffer, der danner typiske ikke-metaller); elektronegativiteten af sådanne atomer er også meget forskellig.
Ionbinding er ikke-retningsbestemt og ikke-mættelig.

Kovalent binding- en kemisk binding, der opstår på grund af dannelsen af et fælles elektronpar. En kovalent binding dannes mellem små atomer med samme eller lignende radier. Forudsætning- tilstedeværelsen af uparrede elektroner i begge bundne atomer (udvekslingsmekanisme) eller et ensomt par i det ene atom og en fri orbital i det andet (donor-acceptor-mekanisme):

EN)	H·+·H H:H	H-H	H 2	(et delt elektronpar; H er monovalent);
b)		NN	N 2	(tre delte elektronpar; N er trivalent);
V)		H-F	HF	(et delt elektronpar; H og F er monovalente);
G)			NH4+	(fire delte elektronpar; N er tetravalent)

enkel (enkelt)- et par elektroner,
dobbelt- to par elektroner,
tredobler- tre par elektroner.

Dobbelt- og tredobbeltbindinger kaldes multiple bindinger.

Ifølge fordelingen af elektrontæthed mellem de bundne atomer opdeles en kovalent binding i ikke-polær Og polar. En upolær binding dannes mellem identiske atomer, en polær - mellem forskellige.

Elektronegativitet- et mål for et atoms evne i et stof til at tiltrække almindelige elektronpar.
Elektronparrene af polære bindinger forskydes mod mere elektronegative elementer. Selve forskydningen af elektronpar kaldes bindingspolarisering. De partielle (overskydende) ladninger dannet under polarisering er betegnet + og -, for eksempel: .

Baseret på arten af overlapningen af elektronskyer ("orbitaler") er en kovalent binding opdelt i -binding og -binding.
-En binding dannes på grund af elektronskyernes direkte overlap (langs den lige linje, der forbinder atomkernerne), -en binding dannes på grund af sideværts overlap (på begge sider af det plan, hvori atomkernerne ligger).

En kovalent binding er retningsbestemt og mættelig, såvel som polariserbar.
Hybridiseringsmodellen bruges til at forklare og forudsige den gensidige retning af kovalente bindinger.

Hybridisering af atomare orbitaler og elektronskyer- den formodede justering af atomare orbitaler i energi, og elektronskyer i form, når et atom danner kovalente bindinger.
De tre mest almindelige typer hybridisering er: sp-, sp 2 og sp 3-hybridisering. For eksempel:
sp-hybridisering - i molekyler C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (lineær struktur);
sp 2-hybridisering - i molekyler C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (flad trekantet form);
sp 3-hybridisering - i molekyler CCl 4, SiH 4, CH 4 (tetraedrisk form); NH3 (pyramideformet); H 2 O (vinkelform).

Metalforbindelse- en kemisk binding dannet ved at dele valenselektronerne af alle bundne atomer i en metalkrystal. Som følge heraf dannes en enkelt elektronsky af krystallen, som let bevæger sig under påvirkning af elektrisk spænding - deraf den høje elektriske ledningsevne af metaller.
En metallisk binding dannes, når atomerne, der bindes, er store og derfor har en tendens til at afgive elektroner. Simple stoffer med en metallisk binding er metaller (Na, Ba, Al, Cu, Au osv.), komplekse stoffer er intermetalliske forbindelser (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 osv.).
Metalbindingen har ikke retningsbestemt eller mætning. Det er også konserveret i metalsmeltninger.

Hydrogenbinding- en intermolekylær binding dannet på grund af den delvise accept af et elektronpar fra et stærkt elektronegativt atom af et brintatom med en stor positiv partiel ladning. Det dannes i tilfælde, hvor det ene molekyle indeholder et atom med et ensomt elektronpar og høj elektronegativitet (F, O, N), og det andet indeholder et brintatom bundet af en meget polær binding til et af sådanne atomer. Eksempler på intermolekylære hydrogenbindinger:

H—O—H OH 2, H—O—H NH 3, H—O—H F—H, H—F H—F.

Intramolekylære hydrogenbindinger findes i polypeptidmolekyler, nukleinsyrer, proteiner osv.

Et mål for styrken af enhver binding er bindingsenergien.
Kommunikationsenergi- den energi, der kræves for at bryde en given kemisk binding i 1 mol af et stof. Måleenheden er 1 kJ/mol.

Energierne af ioniske og kovalente bindinger er af samme orden, energien af brintbindinger er en størrelsesorden mindre.

Energien af en kovalent binding afhænger af størrelsen af de bundne atomer (bindingslængde) og af bindingens mangfoldighed. Jo mindre atomer og jo større bindingsmangfoldighed, jo større er energien.

Ionbindingsenergien afhænger af ionernes størrelse og deres ladninger. Jo mindre ionerne er og jo større deres ladning, jo større er bindingsenergien.

Stoffets struktur

I henhold til typen af struktur er alle stoffer opdelt i molekylær Og ikke-molekylær. Blandt organisk stof molekylære stoffer dominerer blandt uorganiske stoffer, ikke-molekylære stoffer dominerer.

Ud fra typen af kemisk binding opdeles stoffer i stoffer med kovalente bindinger, stoffer med ionbindinger (ioniske stoffer) og stoffer med metalliske bindinger (metaller).

Stoffer med kovalente bindinger kan være molekylære eller ikke-molekylære. Dette påvirker deres fysiske egenskaber markant.

Molekylære stoffer består af molekyler forbundet til hinanden af svage intermolekylære bindinger, disse omfatter: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 og andre simple stoffer; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, organiske polymerer og mange andre stoffer. Disse stoffer har ikke høj styrke, det har de lave temperaturer smeltning og kogning, ikke udføre elektricitet, nogle af dem er opløselige i vand eller andre opløsningsmidler.

Ikke-molekylære stoffer med kovalente bindinger eller atomare stoffer (diamant, grafit, Si, SiO 2, SiC og andre) danner meget stærke krystaller (med undtagelse af lagdelt grafit), de er uopløselige i vand og andre opløsningsmidler, har høje temperaturer smelter og koger, de fleste af dem leder ikke elektrisk strøm (undtagen grafit, som er elektrisk ledende, og halvledere - silicium, germanium osv.)

Alle ioniske stoffer er naturligt ikke-molekylære. Det er faste, ildfaste stoffer, opløsninger og smelter, som leder elektrisk strøm. Mange af dem er opløselige i vand. Det skal bemærkes, at i ioniske stoffer, hvis krystaller består af komplekse ioner, er der også kovalente bindinger, for eksempel: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-) osv. Atomerne, der udgør komplekse ioner, er forbundet med kovalente bindinger.

Metaller (stoffer med metalliske bindinger) meget forskellige i deres fysiske egenskaber. Blandt dem er der flydende (Hg), meget blød (Na, K) og meget hårde metaller(W, Nb).

Egenskab fysiske egenskaber metaller er deres høje elektriske ledningsevne (i modsætning til halvledere falder den med stigende temperatur), høj varmekapacitet og duktilitet (for rene metaller).

I fast tilstand er næsten alle stoffer sammensat af krystaller. I henhold til typen af struktur og typen af kemisk binding, krystaller (" krystalgitre") divideret med atomar(krystaller er ikke molekylære stoffer med en kovalent binding), ionisk(krystaller af ioniske stoffer), molekylær(krystaller af molekylære stoffer med kovalente bindinger) og metal(krystaller af stoffer med en metallisk binding).

Opgaver og test om emnet "Emne 10. "Kemisk binding. Stoffets struktur."

Typer af kemisk binding - Stoffets struktur grad 8–9
Lektioner: 2 opgaver: 9 prøver: 1
Opgaver: 9 prøver: 1

Efter at have arbejdet igennem dette emne, bør du forstå følgende begreber: kemisk binding, intermolekylær binding, ionbinding, kovalent binding, metallisk binding, hydrogenbinding, enkeltbinding, dobbeltbinding, tredobbeltbinding, multiple bindinger, ikke-polær binding, polær binding, elektronegativitet, bindingspolarisering, - og -binding, hybridisering af atomare orbitaler, bindende energi.

Du skal kende klassificeringen af stoffer efter type struktur, efter type kemisk binding, afhængigheden af egenskaberne ved simple og komplekse stoffer om typen af kemisk binding og typen af "krystalgitter".

Du skal kunne: bestemme typen af kemisk binding i et stof, typen af hybridisering, udarbejde diagrammer over bindingsdannelse, bruge begrebet elektronegativitet, en række elektronegativitet; vide, hvordan elektronegativitet ændrer sig i kemiske grundstoffer fra samme periode og én gruppe for at bestemme polariteten af en kovalent binding.

Når du har sikret dig, at alt, hvad du har brug for, er blevet lært, skal du fortsætte med at fuldføre opgaverne. Vi ønsker dig succes.

Anbefalet læsning: