Sjældent 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 i første omgang enkelte atomer deler nogle af deres valenselektroner med andre atomer. I dette tilfælde dannes fælles elektronpar.

Afhængigt af graden af ​​deling af elektroner 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 af forskellige grundstoffer også har 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 forskydes elektronparret 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 for dannelsen 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 blevet 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 dette stof karakteriseret ved et fænomen kaldet 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 det anomale varme smeltevand. Udover vand, også holdbar hydrogenbindinger dannes i stoffer som hydrogenfluorid, ammoniak, oxygenholdige syrer, phenoler, alkoholer, aminer.

Når to atomer af det samme ikke-metalelement interagerer, dannes en kovalent kemisk binding mellem dem ved hjælp af delte elektronpar. Denne kovalente binding kaldes ikke-polær, fordi de delte elektronpar deles ligeligt af begge atomer, og ingen af ​​dem vil have et overskud eller en mangel på den negative ladning, der bæres af elektronerne.

Men hvis der dannes en kovalent binding mellem atomer af forskellige ikke-metalelementer, så vil billedet være noget anderledes. Overvej for eksempel dannelsen af ​​hydrogenchloridmolekylet HC1 ud fra brint- og kloratomer.

1. Brintatomet har én elektron i sit eneste niveau, og mangler én elektron mere før det er færdigt. Kloratomet har syv elektroner i sin ydre skal og mangler også en elektron færdig.

2. Hydrogen- og kloratomer kombinerer deres uparrede elektroner og danner ét fælles elektronpar, dvs. der opstår en kovalent binding:

Strukturformlen for hydrogenchloridmolekylet H-C1.

3. Da der dannes en kovalent binding mellem atomer af forskellige ikke-metalelementer, vil det fælles elektronpar ikke længere tilhøre de interagerende atomer ens. For kvalitativt at bestemme, hvilke af disse atomer det delte elektronpar i højere grad vil tilhøre, anvendes begrebet elektronegativitet.

EO kan karakteriseres som et mål for kemiske grundstoffers ikke-metallicitet. I rækkefølge af faldende EO kemiske elementer er arrangeret i følgende række:

Det mest elektronegative grundstof i D.I. Mendeleevs tabel er fluor. Dette er så at sige elektronegativitetens "guldmedaljevinder". " Sølvmedaljevinder"er oxygen, og "bronze" er nitrogen.

Værdien af ​​et elements EO afhænger af dets position i D.I. Mendeleevs tabel: i hver periode stiger det normalt med stigende serienummer element, og i hver undergruppe falder det.

Ved hjælp af et antal EO'er er det muligt at bestemme, hvor de fælles elektronpar er forskudt. De forskydes altid mod grundstoffets atomer med større EO. For eksempel, i hydrogenchloridmolekylet HC1, er det fælles elektronpar flyttet til chloratomet, da dets EO er større end brint. Som et resultat dannes der partielle ladninger på atomerne , optræder to poler i molekylet - positive og negative. Derfor kaldes en sådan kovalent binding polær.

Forskydningen af ​​delte elektronpar i tilfælde af en polær kovalent binding er nogle gange angivet med pile, og den partielle ladning er græsk brevδ ("delta"): .

I formler for forbindelser skrives det kemiske tegn for det mindre elektronegative grundstof først. Da en kovalent polær binding er en type kovalent binding, er begrundelsesalgoritmen for dens skematiske repræsentation den samme som for en kovalent ikke-polær binding (se § 11), kun i dette tilfælde vil der blive tilføjet et trin mere - det fjerde: fra en serie af EO'er vil vi bestemme det mere elektronegative element og afspejle polariteten af ​​bindingen i strukturformlen med en pil og betegnelsen af ​​partielle ladninger.

Overvej for eksempel en algoritme til en skematisk repræsentation af bindingsdannelse for forbindelsen OF 2 - oxygenfluorid.

1. Ilt er et element i hovedundergruppen af ​​gruppe VI (VIA-gruppen) i D.I. Mendeleevs periodiske system. Dens atomer har seks elektroner i deres ydre elektronlag. Der vil være uparrede elektroner: 8-6 = 2.

Fluor er et element i hovedundergruppen af ​​gruppe VII (gruppe VIIA) i D. I. Mendeleevs periodiske system. Dens atomer indeholder syv elektroner i deres ydre elektronlag. En elektron er uparret.

2. Lad os nedskrive tegnene på kemiske grundstoffer med betegnelsen ydre elektroner:

3. Lad os nedskrive de elektroniske og strukturelle formler for de resulterende molekyler:

4. Ud fra en række EO'er bestemmer vi, at de fælles elektronpar vil blive forskudt fra oxygen til fluor, som til et mere elektronegativt grundstof, dvs. bindingen vil være polær kovalent:.

Vandmolekyler dannes på lignende måde:

I virkeligheden har vandmolekylet ikke en lineær, men en vinkelform (∠HOH = 104°27"). Strukturen af ​​et vandmolekyle kan afbildes forskellige veje(Fig. 40).

Ris. 40.
Forskellige modeller vandmolekyler

Et hydrogenatom danner kun én kovalent binding med andre atomer. Derfor siger de, at brint er monovalent. Iltatomet er forbundet med andre atomer med to kemiske bindinger - det er divalent. Når molekyler dannes, kombineres atomer på en sådan måde, at alle deres valenser bruges. Det er klart, at divalent oxygen skal kombineres med to monovalente brintatomer. Hvis vi betegner valens med en bindestreg, kan dannelsesskemaet for et vandmolekyle repræsenteres som følger:

Tilsvarende kombineres trivalent nitrogen med tre monovalente brintatomer for at danne et ammoniakmolekyle

Formler, hvor elementernes valenser er angivet med tankestreger, kaldes som bekendt strukturelle.

Strukturformlen for methan CH 4 - en forbindelse af tetravalent carbon med hydrogen - vil være som følger:

Hvordan kombineres de til et molekyle? carbondioxid C0 2 atomer af tetravalent kulstof og divalent oxygen? Denne metode kan naturligvis kun afspejles af følgende strukturformel:

Er valens en konstant værdi? Det viser sig, at dette udsagn er sandt for brint og oxygen, men ikke for nitrogen og kulstof, da disse grundstoffer kan udvise andre valensværdier. For eksempel kan nitrogen være mono-, di-, tri- eller tetravalent. Dens forbindelser med oxygen vil have forskellige sammensætninger. Derfor skelnes der mellem:

• elementer med konstant valens(f.eks. monovalent: H, F; divalent: O, Be; trivalent: B, Al);
• elementer med variabel valens (f.eks. S udviser valenser II, IV, VI; C1 - valenser I, III, V og VII).

Lad os lære, hvordan man udleder formler for to-elementforbindelser baseret på valens.

For at udlede formlen for forbindelsen af ​​fosfor med oxygen, hvor fosfor er pentavalent, er proceduren som følger:

På samme måde udleder vi formlen for forbindelsen af ​​nitrogen med oxygen, hvor nitrogen er tetravalent.

Indeks 1 er ikke skrevet i formler.

At kende valensen af ​​kemiske elementer er nødvendigt for korrekt at nedskrive formlen for et stof. Det modsatte er dog også sandt: Ved hjælp af formlen for et stof kan du bestemme valensen af ​​et af grundstofferne, hvis valensen af ​​det andet er kendt. Lad os for eksempel bestemme valensen af ​​svovl i en forbindelse, hvis formel er SO 3:

Laboratorieforsøg nr. 4
Fremstilling af modeller af molekyler af binære forbindelser

Saml modeller af molekylerne af følgende stoffer ved hjælp af bold-og-stik-sæt:

• mulighed 1 - hydrogenchlorid HC1, carbontetrachlorid CC1 4;
• mulighed 2 - svovldioxid SO 2, aluminiumchlorid AlCl 3.

Nøgleord og sætninger

1. Kovalente upolære og kovalente polære kemiske bindinger.
2. Elektronegativitet.
3. Delvis opladning.
4. Valence.
5. Udarbejdelse af formler for kovalente forbindelser efter valens.
6. Bestemmelse af valens ved hjælp af formler.

Arbejde med computer

1. Der henvises til den elektroniske ansøgning. Studer lektionsmaterialet og udfør de tildelte opgaver.
2. Find e-mail-adresser på internettet, der kan tjene som yderligere kilder, der afslører indholdet af søgeord og sætninger i afsnittet. Tilbyd din hjælp til læreren med at forberede en ny lektion - send en besked pr søgeord og sætninger i næste afsnit.

Spørgsmål og opgaver

1. Hydrogen- og fosforatomer har næsten de samme EO-værdier. Hvilken type kemisk binding er der i phosphinmolekylet PH 3?
2. Bestem typen af ​​kemisk binding og nedskriv skemaet for dets dannelse for stoffer med formlerne: a) S 2, K 2 O og H 2 S; b) N2, Li3N og C13N.
3. I hvilket af molekylerne - hydrogenchlorid HC1 eller hydrogenfluorid HF - er den kovalente kemiske binding mere polær?
4. I de følgende sætninger skal du udfylde de manglende ord og udtryk: “En kovalent kemisk binding dannes på grund af .... Ifølge antallet af delte elektronpar er det .... Ifølge EO deles en kovalent binding ind i... og...”.
5. Bestem valenserne af grundstoffer i forbindelser med formlerne: PbS, PbO 2, FeS 2, Fe 2 S 3, SF 6.
6. Skriv ned formlerne for chlorider - forbindelser af grundstoffer med monovalent klor: jern (III), kobber (I), kobber (II), mangan (IV), fosfor (V).

Ris. 2.1. Dannelsen af ​​molekyler fra atomer er ledsaget af omfordeling af elektroner af valens orbitaler og fører til vinde i energi, da energien af ​​molekyler viser sig at være mindre end energien af ​​ikke-interagerende atomer. Figuren viser et diagram over dannelsen af ​​en ikke-polær kovalent kemisk binding mellem brintatomer.

§2 Kemisk binding

Under normale forhold er den molekylære tilstand mere stabil end den atomare tilstand (Fig. 2.1). Dannelsen af ​​molekyler fra atomer er ledsaget af en omfordeling af elektroner i valensorbitaler og fører til en gevinst i energi, da molekylernes energi er mindre end energien af ​​ikke-interagerende atomer(Bilag 3). De kræfter, der holder atomer i molekyler, kaldes tilsammen kemisk binding.

Den kemiske binding mellem atomer udføres af valenselektroner og er elektrisk af natur . Der er fire hovedtyper af kemiske bindinger: kovalent,ionisk,metal Og brint.

1 kovalent binding

En kemisk binding udført af elektronpar kaldes atomisk eller kovalent . Forbindelser med kovalente bindinger kaldes atomare eller kovalente .

Når en kovalent binding opstår, opstår der et overlap af elektronskyer af interagerende atomer, ledsaget af frigivelse af energi (fig. 2.1). I dette tilfælde opstår en sky med en øget tæthed af negativ ladning mellem de positivt ladede atomkerner. På grund af virkningen af ​​Coulombs tiltrækningskræfter mellem ulig ladninger, favoriserer en stigning i tætheden af ​​den negative ladning sammenføringen af ​​kerner.

En kovalent binding dannes af uparrede elektroner i de ydre skaller af atomer . I dette tilfælde dannes elektroner med modsatte spins elektronpar(Fig. 2.2), fælles for interagerende atomer. Hvis der er opstået én kovalent binding (et fælles elektronpar) mellem atomer, så kaldes det enkelt, dobbelt, dobbelt osv.

Energi er et mål for styrken af ​​en kemisk binding. E sv brugt på at bryde bindingen (øge energi ved dannelse af en forbindelse fra individuelle atomer). Denne energi måles normalt pr. 1 mol. stoffer og er udtrykt i kilojoule per mol (kJ∙mol –1). Energien af ​​en enkelt kovalent binding ligger i området 200–2000 kJmol –1.

Ris. 2.2. Kovalent binding er den mest almindelige type kemisk binding, der opstår på grund af deling af et elektronpar gennem en udvekslingsmekanisme (EN), når hvert af de interagerende atomer leverer en elektron, eller gennem en donor-acceptor-mekanisme (b), når et elektronpar overføres til almindelig brug af et atom (donor) til et andet atom (acceptor).

En kovalent binding har egenskaberne mætning og fokus . Mætningen af ​​en kovalent binding forstås som atomers evne til at danne et begrænset antal bindinger med deres naboer, bestemt af antallet af deres uparrede valenselektroner. Retningsevnen af ​​en kovalent binding afspejler det faktum, at kræfterne, der holder atomer nær hinanden, er rettet langs den lige linje, der forbinder atomkernerne. Udover, kovalent binding kan være polær eller ikke-polær .

Hvornår ikke-polær I en kovalent binding er elektronskyen dannet af et fælles elektronpar fordelt i rummet symmetrisk i forhold til kernerne i begge atomer. En ikke-polær kovalent binding dannes mellem atomer simple stoffer mellem identiske gasatomer, der danner diatomiske molekyler (O 2, H 2, N 2, Cl 2, etc.).

Hvornår polar I en kovalent binding forskydes bindingens elektronsky mod et af atomerne. Dannelsen af ​​polære kovalente bindinger mellem atomer er karakteristisk for komplekse stoffer. Et eksempel kunne være flygtige molekyler organiske forbindelser: HCl, H2O, NH3 osv.

Graden af ​​forskydning af den totale elektronsky mod et af atomerne under dannelsen af ​​en kovalent binding (grad af bindingspolaritet ) bestemmes hovedsageligt af ladningen af ​​atomkerner og radius af interagerende atomer .

Jo større ladning en atomkerne har, jo stærkere tiltrækker den en sky af elektroner. Samtidig er det sådan, at jo større radius atomet har, jo svagere holdes de ydre elektroner nær atomkernen. Den kombinerede effekt af disse to faktorer kommer til udtryk i forskellige atomers forskellige evne til at "trække" skyen af ​​kovalente bindinger mod sig selv.

Et atoms evne i et molekyle til at tiltrække elektroner til sig selv kaldes elektronegativitet. . Elektronegativitet karakteriserer således et atoms evne til at polarisere en kovalent binding: jo større elektronegativitet et atom har, jo stærkere forskydes elektronskyen af ​​den kovalente binding mod det .

En række metoder er blevet foreslået til at kvantificere elektronegativitet. I dette tilfælde har den klareste fysiske betydning metoden foreslået af den amerikanske kemiker Robert S. Mulliken, som bestemte elektronegativitet  af et atom som halvdelen af ​​summen af ​​dets energi E e elektronaffinitet og energi E jeg ionisering af atomer:

. (2.1)

Ioniseringsenergi af et atom er den energi, der skal bruges på at "rive" en elektron af den og fjerne den til en uendelig afstand. Ioniseringsenergi bestemmes ved fotoionisering af atomer eller ved at bombardere atomer med elektroner, der accelereres i et elektrisk felt. Den mindste værdi af foton- eller elektronenergi, der bliver tilstrækkelig til at ionisere atomer, kaldes deres ioniseringsenergi E jeg. Denne energi udtrykkes normalt i elektronvolt (eV): 1 eV = 1,610 –19 J.

Atomer er mest villige til at opgive ydre elektroner metaller, som indeholder et lille antal uparrede elektroner (1, 2 eller 3) på den ydre skal. Disse atomer har den laveste ioniseringsenergi. Således kan størrelsen af ​​ioniseringsenergien tjene som et mål for den større eller mindre "metallicitet" af et grundstof: Jo lavere ioniseringsenergien er, jo mere udtalt metalejendomme element.

I den samme undergruppe af det periodiske system af grundstoffer af D.I. Mendeleev, med en stigning i et grundstofs atomnummer, falder dets ioniseringsenergi (tabel 2.1), hvilket er forbundet med en stigning i atomradius (tabel 1.2), og , følgelig med en svækkelse af bindingen af ​​eksterne elektroner med en kerne. For grundstoffer fra samme periode stiger ioniseringsenergien med stigende atomnummer. Dette skyldes et fald i atomradius og en stigning i nuklear ladning.

Energi E e, som frigives, når en elektron føjes til et frit atom, kaldes elektronaffinitet(også udtrykt i eV). Frigivelsen (i stedet for absorption) af energi, når en ladet elektron binder sig til nogle neutrale atomer, forklares ved, at de mest stabile atomer i naturen er dem med fyldte ydre skaller. For de atomer, hvori disse skaller er "lidt ufyldte" (dvs. 1, 2 eller 3 elektroner mangler før fyldning), er det derfor energetisk fordelagtigt at knytte elektroner til sig selv og blive til negativt ladede ioner 1. Sådanne atomer inkluderer for eksempel halogenatomer (tabel 2.1) - elementer i den syvende gruppe (hovedundergruppe) af D.I. Mendeleevs periodiske system. Elektronaffiniteten af ​​metalatomer er normalt nul eller negativ, dvs. Det er energetisk ugunstigt for dem at vedhæfte yderligere elektroner, der kræves for at holde dem inde i atomerne. Elektronaffiniteten af ​​ikke-metalatomer er altid positiv, og jo større, jo tættere på den ædle (inerte) gas er ikke-metallet placeret i periodiske system. Dette indikerer en stigning ikke-metalliske egenskaber når vi nærmer os slutningen af ​​perioden.

Ud fra alt, hvad der er blevet sagt, er det klart, at elektronegativiteten (2.1) af atomer stiger i retningen fra venstre mod højre for elementer i hver periode og falder i retningen fra top til bund for elementer af samme gruppe i Mendeleev-periodikken. system. Det er dog ikke svært at forstå, at for at karakterisere graden af ​​polaritet af en kovalent binding mellem atomer, er det ikke den absolutte værdi af elektronegativitet, der er vigtig, men forholdet mellem elektronegativiteterne af de atomer, der danner bindingen. Derfor i praksis bruger de relative elektronegativitetsværdier(Tabel 2.1), idet man tager lithiums elektronegativitet som enhed.

For at karakterisere polariteten af ​​en kovalent kemisk binding bruges forskellen i atomers relative elektronegativitet. Normalt betragtes bindingen mellem atom A og B som rent kovalent, hvis |  EN – B|0,5.

Ideen om at danne en kemisk binding ved hjælp af et par elektroner, der tilhører begge forbindende atomer, blev udtrykt i 1916 af den amerikanske fysiske kemiker J. Lewis.

Kovalente bindinger eksisterer mellem atomer i både molekyler og krystaller. Det forekommer både mellem identiske atomer (for eksempel i H2, Cl2, O2-molekyler, i en diamantkrystal) og mellem forskellige atomer (for eksempel i H2O- og NH3-molekyler, i SiC-krystaller). Næsten alle bindinger i molekyler af organiske forbindelser er kovalente (C-C, C-H, C-N osv.).

Der er to mekanismer for dannelsen af ​​kovalente bindinger:

1) bytte;

2) donor-acceptor.

Udvekslingsmekanisme for dannelse af kovalente bindingerligger i, at hvert af de forbindende atomer giver én uparret elektron til dannelsen af ​​et fælles elektronpar (binding). Elektronerne i interagerende atomer skal have modsatte spins.

Lad os for eksempel overveje dannelsen af ​​en kovalent binding i et brintmolekyle. Når brintatomer kommer tættere på, trænger deres elektronskyer ind i hinanden, hvilket kaldes overlapning af elektronskyer (fig. 3.2), elektrontætheden mellem kernerne øges. Kernerne tiltrækker hinanden. Som et resultat falder systemets energi. Når atomer kommer meget tæt på hinanden, øges frastødningen af ​​kerner. Derfor er der en optimal afstand mellem kernerne (bindingslængde l), hvor systemet har minimumsenergi. I denne tilstand frigives energi, kaldet bindingsenergien E St.

Ris. 3.2. Diagram over elektronskyoverlap under dannelsen af ​​et brintmolekyle

Dannelsen af ​​et brintmolekyle fra atomer kan skematisk repræsenteres som følger (en prik betyder en elektron, en linje betyder et par elektroner):

N + N→N: N eller N + N→N - N.

I generel opfattelse for AB-molekyler af andre stoffer:

A + B = A: B.

Donor-acceptor mekanisme for kovalent bindingsdannelseligger i det faktum, at den ene partikel - donoren - repræsenterer et elektronpar til at danne en binding, og den anden - acceptoren - repræsenterer en fri orbital:

A: + B = A: B.

donor acceptor

Lad os overveje mekanismerne for dannelse af kemiske bindinger i ammoniakmolekylet og ammoniumion.

1. Uddannelse

Nitrogenatomet har to parrede og tre uparrede elektroner på det ydre energiniveau:

Hydrogenatomet i s underniveau har én uparret elektron.

I ammoniakmolekylet danner nitrogenatomets uparrede 2p-elektroner tre elektronpar med elektronerne fra 3 brintatomer:

.

I NH 3-molekylet dannes 3 kovalente bindinger i henhold til udvekslingsmekanismen.

2. Dannelse af en kompleks ion - ammoniumion.

NH 3 + HCl = NH 4 Cl eller NH 3 + H + = NH 4 +

Nitrogenatomet forbliver med et ensomt elektronpar, det vil sige to elektroner med antiparallelle spins i en atomorbital. Hydrogenionens atomare orbital indeholder ingen elektroner (ledig orbital). Når et ammoniakmolekyle og en brintion nærmer sig hinanden, sker der en vekselvirkning mellem nitrogenatomets enlige elektronpar og brintionens ledige orbital. Det enlige elektronpar bliver fælles for nitrogen- og brintatomerne, og en kemisk binding opstår ifølge donor-acceptor-mekanismen. Ammoniakmolekylets nitrogenatom er donoren, og hydrogenionen er acceptoren:

.

Det skal bemærkes, at i NH4+-ionen er alle fire bindinger ækvivalente og udskillelige, derfor er ladningen i ionen delokaliseret (dispergeret) i hele komplekset.

De betragtede eksempler viser, at et atoms evne til at danne kovalente bindinger ikke kun bestemmes af en-elektron, men også af 2-elektronskyer eller tilstedeværelsen af ​​frie orbitaler.

Ifølge donor-acceptor-mekanismen dannes bindinger i komplekse forbindelser: - ; 2+; 2- osv.

En kovalent binding har følgende egenskaber:

- mætning;

- retningsbestemt;

- polaritet og polariserbarhed.

Data om ioniseringsenergi (IE), PEI og sammensætningen af ​​stabile molekyler - deres faktiske værdier og sammenligninger - både af frie atomer og af atomer bundet til molekyler, giver os mulighed for at forstå, hvordan atomer danner molekyler gennem mekanismen for kovalent binding.

KOVALENT BINDING- (fra latin "co" sammen og "vales" med kraft) (homeopolær binding), en kemisk binding mellem to atomer, der opstår, når elektronerne tilhørende disse atomer deles. Atomer i molekylerne af simple gasser er forbundet med kovalente bindinger. En binding, hvori der er ét delt elektronpar, kaldes en enkeltbinding; Der er også dobbelt- og tredobbeltbindinger.

Lad os se på et par eksempler for at se, hvordan vi kan bruge vores regler til at bestemme antallet af kovalente kemiske bindinger et atom kan danne, hvis vi kender antallet af elektroner i et givet atoms ydre skal og ladningen på dets kerne. Ladningen af ​​kernen og antallet af elektroner i den ydre skal bestemmes eksperimentelt og er inkluderet i tabellen over grundstoffer.

Beregning af det mulige antal kovalente bindinger

Lad os for eksempel tælle antallet af kovalente bindinger, der kan danne natrium ( Na), aluminium (Al), fosfor (P), og klor ( Cl). Natrium ( Na) og aluminium ( Al) har henholdsvis 1 og 3 elektroner i den ydre skal, og ifølge den første regel (til mekanismen for kovalent bindingsdannelse bruges en elektron i den ydre skal), kan de danne: natrium (Na)- 1 og aluminium ( Al)- 3 kovalente bindinger. Efter bindingsdannelse vil antallet af elektroner i de ydre skal af natrium ( Na) og aluminium ( Al) lig med henholdsvis 2 og 6; dvs. mindre maksimal mængde(8) for disse atomer. Fosfor ( P) og klor ( Cl) har henholdsvis 5 og 7 elektroner på den ydre skal og ifølge den anden af ​​de ovennævnte love kunne de danne 5 og 7 kovalente bindinger. I overensstemmelse med den fjerde lov, dannelsen af ​​en kovalent binding, øges antallet af elektroner på den ydre skal af disse atomer med 1. Ifølge den sjette lov, når der dannes en kovalent binding, er antallet af elektroner på den ydre skal. af de bundne atomer kan ikke være mere end 8. Det vil sige fosfor ( P) kan kun danne 3 bindinger (8-5 = 3), mens klor ( Cl) kan kun danne én (8-7 = 1).

Eksempel: På baggrund af analysen opdagede vi, at et bestemt stof består af natriumatomer (Na) og klor ( Cl). Ved at kende regelmæssighederne af mekanismen for dannelse af kovalente bindinger kan vi sige, at natrium ( Na) kan kun danne 1 kovalent binding. Således kan vi antage, at hvert natriumatom ( Na) bundet til kloratomet ( Cl) gennem en kovalent binding i dette stof, og at dette stof er sammensat af molekyler af et atom NaCl. Strukturformlen for dette molekyle er: Na-Cl. Her angiver bindestreg (-) en kovalent binding. Den elektroniske formel for dette molekyle kan vises som følger:
. .
Na:Cl:
. .
I overensstemmelse med den elektroniske formel, på den ydre skal af natriumatomet ( Na) V NaCl der er 2 elektroner, og på den ydre skal af kloratomet ( Cl) der er 8 elektroner. I denne formel er elektroner (prikker) mellem natriumatomer ( Na) Og klor (Cl) er bindende elektroner. Siden PEI af klor ( Cl) er lig med 13 eV, og for natrium (Na) det er lig med 5,14 eV, bindingsparret af elektroner er meget tættere på atomet Cl end til et atom Na. Hvis ioniseringsenergierne for de atomer, der danner molekylet, er meget forskellige, vil den dannede binding være polar kovalent binding.

Lad os overveje en anden sag. Baseret på analysen opdagede vi, at et bestemt stof består af aluminium atomer ( Al) og klor atomer ( Cl). I aluminium ( Al) der er 3 elektroner i den ydre skal; således kan det danne 3 kovalente kemiske bindinger mens klor (Cl), som i det foregående tilfælde, kan kun danne 1 binding. Dette stof præsenteres som AICI3, og dens elektroniske formel kan illustreres som følger:

Figur 3.1. Elektronisk formelAlCl 3

hvis strukturformel er:
Cl-Al-Cl
Cl

Det her elektronisk formel viser det AICI3 på den ydre skal af kloratomer ( Cl) der er 8 elektroner, mens den ydre skal af aluminiumatomet ( Al) der er 6 af dem Ifølge mekanismen for dannelse af en kovalent binding går begge bindingselektroner (en fra hvert atom) til de ydre skaller af de bundne atomer.

Flere kovalente bindinger

Atomer, der har mere end én elektron i deres ydre skal, kan ikke danne én, men flere kovalente bindinger med hinanden. Sådanne forbindelser kaldes flere (oftere multipla) forbindelser. Eksempler på sådanne bindinger er nitrogenmolekylers bindinger ( N= N) og ilt ( O=O).

Den binding, der dannes, når enkelte atomer forbinder sig, kaldes homoatomisk kovalent binding, f.eks Hvis atomerne er forskellige, kaldes bindingen heteroatomisk kovalent binding[Græske præfikser "homo" og "hetero" betyder henholdsvis samme og forskellig].

Lad os forestille os, hvordan et molekyle med parrede atomer rent faktisk ser ud. Det enkleste molekyle med parrede atomer er brintmolekylet.