Kemisk binding: definition, typer, klassificering og træk ved definitionen. Kemisk binding: definition, typer, egenskaber

Karakteristika for kemiske bindinger

Læren om kemisk binding danner grundlaget for al teoretisk kemi. En kemisk binding forstås som samspillet mellem atomer, der binder dem til molekyler, ioner, radikaler og krystaller. Der er fire typer kemiske bindinger: ionisk, kovalent, metallisk og hydrogen. Forskellige typer bindinger kan findes i de samme stoffer.

1. I baser: mellem oxygen- og hydrogenatomerne i hydroxogrupperne er bindingen polær kovalent, og mellem metallet og hydroxogruppen er den ionisk.

2. I salte af oxygenholdige syrer: mellem ikke-metalatomet og oxygenet i den sure rest - kovalent polær, og mellem metallet og den sure rest - ionisk.

3. I ammonium-, methylammonium- osv. salte er der mellem nitrogen- og hydrogenatomerne en polær kovalent, og mellem ammonium- eller methylammoniumioner og syreresten - ionisk.

4. I metalperoxider (for eksempel Na 2 O 2) er bindingen mellem oxygenatomerne kovalent, upolær, og mellem metallet og oxygen er ionisk mv.

Årsagen til enheden af ​​alle typer og typer af kemiske bindinger er deres identiske kemiske natur - elektron-nuklear interaktion. Dannelsen af ​​en kemisk binding er under alle omstændigheder resultatet af elektron-nuklear interaktion af atomer, ledsaget af frigivelse af energi.

Metoder til dannelse af en kovalent binding

Kovalent kemisk binding er en binding, der opstår mellem atomer på grund af dannelsen af ​​fælles elektronpar.

Kovalente forbindelser er normalt gasser, væsker eller relativt lavtsmeltende faste stoffer. En af de sjældne undtagelser er diamant, som smelter over 3.500 °C. Dette forklares med strukturen af ​​diamant, som er et kontinuerligt gitter af kovalent bundne carbonatomer, og ikke en samling af individuelle molekyler. Faktisk er enhver diamantkrystal, uanset dens størrelse, et enormt molekyle.

En kovalent binding opstår, når elektronerne i to ikke-metalatomer kombineres. Den resulterende struktur kaldes et molekyle.

Mekanismen for dannelse af en sådan binding kan være udveksling eller donor-acceptor.

I de fleste tilfælde har to kovalent bundne atomer forskellig elektronegativitet, og de delte elektroner hører ikke lige meget til de to atomer. Det meste af tiden er de tættere på et atom end på et andet. I et hydrogenchloridmolekyle, for eksempel, er elektronerne, der danner en kovalent binding, placeret tættere på kloratomet, fordi dets elektronegativitet er højere end brints. Forskellen i evnen til at tiltrække elektroner er dog ikke stor nok til, at fuldstændig elektronoverførsel fra brintatomet til kloratomet kan ske. Derfor kan bindingen mellem brint- og kloratomer betragtes som en krydsning mellem en ionbinding (fuldstændig elektronoverførsel) og en ikke-polær kovalent binding (et symmetrisk arrangement af et elektronpar mellem to atomer). Den partielle ladning på atomer er angivet græsk bogstavδ. En sådan binding kaldes en polær kovalent binding, og hydrogenchloridmolekylet siges at være polært, det vil sige, at det har en positivt ladet ende (brintatom) og en negativt ladet ende (kloratom).

1. Udvekslingsmekanismen fungerer, når atomer danner delte elektronpar ved at kombinere uparrede elektroner.

1) H2 - hydrogen.

Bindingen opstår på grund af dannelsen af ​​et fælles elektronpar af brintatomernes s-elektroner (overlappende s-orbitaler).

2) HCI - hydrogenchlorid.

Bindingen opstår på grund af dannelsen af ​​et fælles elektronpar af s- og p-elektroner (overlappende s-p orbitaler).

3) Cl 2: I et klormolekyle kovalent binding dannes på grund af uparrede p-elektroner (overlappende p-p orbitaler).

4) N​2: I nitrogenmolekylet dannes tre almindelige elektronpar mellem atomerne.

Donor-acceptor-mekanisme for kovalent bindingsdannelse

Donor har et elektronpar acceptor- fri bane, som dette par kan besætte. I ammoniumionen er alle fire bindinger med brintatomer kovalente: tre blev dannet på grund af skabelsen af ​​fælles elektronpar af nitrogenatomet og hydrogenatomer ifølge udvekslingsmekanismen, en - gennem donor-acceptor-mekanismen. Kovalente bindinger klassificeres efter den måde, hvorpå elektronorbitaler overlapper hinanden, såvel som ved deres forskydning mod et af de bundne atomer. Kemiske bindinger dannet som et resultat af overlappende elektronorbitaler langs en bindingslinje kaldes σ - forbindelser(sigma-bindinger). Sigma-bindingen er meget stærk.

p-orbitaler kan overlappe i to regioner og danne en kovalent binding gennem lateral overlapning.

Kemiske bindinger dannet som et resultat af den "laterale" overlapning af elektronorbitaler uden for bindingslinjen, det vil sige i to regioner, kaldes pi-bindinger.

Ifølge graden af ​​forskydning af almindelige elektronpar til et af de atomer, de forbinder, kan en kovalent binding være polær eller ikke-polær. En kovalent kemisk binding dannet mellem atomer med samme elektronegativitet kaldes ikke-polær. Elektronpar forskydes ikke mod nogen af ​​atomerne, da atomer har samme elektronegativitet - egenskaben ved at tiltrække valenselektroner fra andre atomer. For eksempel,

dvs. molekyler dannes gennem en kovalent ikke-polær binding simple stoffer-ikke-metaller. En kovalent kemisk binding mellem atomer af grundstoffer, hvis elektronegativitet er forskellig, kaldes polær.

For eksempel er NH3 ammoniak. Nitrogen er et mere elektronegativt grundstof end brint, så de delte elektronpar flyttes mod dets atom.

Karakteristika for en kovalent binding: bindingslængde og energi

De karakteristiske egenskaber ved en kovalent binding er dens længde og energi. Bindingslængden er afstanden mellem atomkerner. Jo kortere længden af ​​en kemisk binding er, jo stærkere er den. Et mål for bindingsstyrke er imidlertid bindingsenergi, som bestemmes af mængden af ​​energi, der kræves for at bryde bindingen. Det måles normalt i kJ/mol. Ifølge eksperimentelle data er bindingslængderne af henholdsvis H 2, Cl 2 og N 2 molekylerne 0,074, 0,198 og 0,109 nm, og bindingsenergierne er henholdsvis 436, 242 og 946 kJ/mol.

Ioner. Ionisk binding

Der er to hovedmuligheder for et atom til at adlyde oktetreglen. Den første af disse er dannelsen af ​​ionbindinger. (Den anden er dannelsen af ​​en kovalent binding, som vil blive diskuteret nedenfor). Når en ionbinding dannes, mister et metalatom elektroner, og et ikke-metalatom får elektroner.

Lad os forestille os, at to atomer "mødes": et atom i et gruppe I-metal og et ikke-metalatom i gruppe VII. Et metalatom har en enkelt elektron på sit ydre energiniveau, mens et ikke-metalatom bare mangler en elektron for at dets ydre niveau er fuldstændigt. Det første atom vil nemt give det andet sin elektron, som er langt fra kernen og svagt forbundet med det, og det andet vil give det fri plads på dets eksterne elektroniske niveau. Så vil atomet, frataget en af ​​dets negative ladninger, blive en positivt ladet partikel, og den anden vil blive til en negativt ladet partikel på grund af den resulterende elektron. Sådanne partikler kaldes ioner.

Dette er en kemisk binding, der opstår mellem ioner. Tal, der viser antallet af atomer eller molekyler, kaldes koefficienter, og tal, der viser antallet af atomer eller ioner i et molekyle, kaldes indekser.

Metalforbindelse

Metaller har specifikke egenskaber, forskellig fra egenskaberne af andre stoffer. Disse egenskaber er relativt høje temperaturer smeltning, evne til at reflektere lys, høj termisk og elektrisk ledningsevne. Disse egenskaber skyldes eksistensen i metaller speciel type forbindelse - metalforbindelse.

Metallisk binding er en binding mellem positive ioner i metalkrystaller, udført på grund af tiltrækningen af ​​elektroner, der bevæger sig frit gennem krystallen. Atomerne af de fleste metaller på det ydre niveau indeholder et lille antal elektroner - 1, 2, 3. Disse elektroner komme let af, og atomerne bliver til positive ioner. De løsrevne elektroner bevæger sig fra en ion til en anden og binder dem til en enkelt helhed. I forbindelse med ioner danner disse elektroner midlertidigt atomer, bryder derefter af igen og kombineres med en anden ion osv. En proces foregår uendeligt, som skematisk kan afbildes som følger:

Følgelig omdannes atomer i metallets volumen kontinuerligt til ioner og omvendt. Bindingen i metaller mellem ioner gennem delte elektroner kaldes metallisk. Den metalliske binding har nogle ligheder med den kovalente binding, da den er baseret på deling af eksterne elektroner. Men med en kovalent binding deles de ydre uparrede elektroner af kun to naboatomer, mens alle atomer med en metallisk binding deltager i deling af disse elektroner. Derfor er krystaller med en kovalent binding skøre, men med en metalbinding er de som regel duktile, elektrisk ledende og har en metallisk glans.

Metallisk binding er karakteristisk for både rene metaller og blandinger af forskellige metaller - legeringer i fast og flydende tilstand. Men i damptilstanden er metalatomer forbundet med hinanden ved en kovalent binding (natriumdamp fylder for eksempel gule lyslamper for at oplyse gaderne i store byer). Metalpar består af individuelle molekyler (monatomiske og diatomiske).

En metalbinding adskiller sig også fra en kovalent binding i styrke: dens energi er 3-4 gange mindre end energien af ​​en kovalent binding.

Bindingsenergi er den energi, der kræves for at bryde en kemisk binding i alle molekyler, der udgør et mol af et stof. Energierne af kovalente og ioniske bindinger er normalt høje og er i størrelsesordenen 100-800 kJ/mol.

Hydrogenbinding

Kemisk binding mellem positivt polariserede brintatomer af et molekyle(eller dele heraf) og negativt polariserede atomer af stærkt elektronegative grundstoffer med delte elektronpar (F, O, N og sjældnere S og Cl), kaldes et andet molekyle (eller dele deraf) hydrogen. Uddannelsesmekanisme hydrogenbinding har dels elektrostatisk, dels d ære-acceptor karakter.

Eksempler på intermolekylær hydrogenbinding:

I nærvær af en sådan forbindelse kan selv lavmolekylære stoffer under normale forhold være væsker (alkohol, vand) eller let flydende gasser (ammoniak, hydrogenfluorid). I biopolymerer - proteiner (sekundær struktur) - er der en intramolekylær hydrogenbinding mellem carbonyloxygen og aminogruppens hydrogen:

Polynukleotidmolekyler - DNA (deoxyribonukleinsyre) - er dobbeltspiraler, hvori to nukleotidkæder er forbundet med hinanden ved hjælp af hydrogenbindinger. I dette tilfælde fungerer komplementaritetsprincippet, dvs. disse bindinger dannes mellem visse par bestående af purin- og pyrimidinbaser: modsat adenin-nukleotidet (A) er thymin (T), og mod guaninen (G) er cytosinet. (C).

Stoffer med hydrogenbindinger har molekylære krystalgitre.

Atomer af de fleste grundstoffer eksisterer ikke separat, da de kan interagere med hinanden. Denne interaktion producerer mere komplekse partikler.

Naturen af ​​en kemisk binding er virkningen af ​​elektrostatiske kræfter, som er kræfterne i samspillet mellem elektriske ladninger. Elektroner og atomkerner har sådanne ladninger.

Elektroner placeret på de ydre elektroniske niveauer (valenselektroner), der er længst væk fra kernen, interagerer svagest med den og er derfor i stand til at bryde væk fra kernen. De er ansvarlige for at binde atomer til hinanden.

Typer af interaktioner i kemi

Typer af kemiske bindinger kan præsenteres i følgende tabel:

Karakteristika ved ionbinding

Kemisk reaktion der opstår pga ion tiltrækning at have forskellige ladninger kaldes ionisk. Dette sker, hvis atomerne, der bindes, har en signifikant forskel i elektronegativitet (det vil sige evnen til at tiltrække elektroner), og elektronparret går til det mere elektronegative element. Resultatet af denne overførsel af elektroner fra et atom til et andet er dannelsen af ​​ladede partikler - ioner. Der opstår en tiltrækning mellem dem.

De har de laveste elektronegativitetsindekser typiske metaller, og de største er typiske ikke-metaller. Ioner dannes således ved vekselvirkningen mellem typiske metaller og typiske ikke-metaller.

Metalatomer bliver positivt ladede ioner (kationer), der donerer elektroner til deres ydre elektronniveauer, og ikke-metaller accepterer elektroner og bliver dermed til negativt ladet ioner (anioner).

Atomer bevæger sig ind i en mere stabil energitilstand, færdiggørelse af deres elektroniske konfigurationer.

Ionbindingen er ikke-retningsbestemt og ikke-mættelig, da elektrostatisk vekselvirkning forekommer i alle retninger, derfor kan ionen tiltrække ioner modsat fortegn i alle retninger.

Arrangementet af ionerne er sådan, at der omkring hver er et vist antal modsat ladede ioner. Begrebet "molekyle" for ioniske forbindelser giver ikke mening.

Eksempler på uddannelse

Dannelsen af ​​en binding i natriumchlorid (nacl) skyldes overførslen af ​​en elektron fra Na-atomet til Cl-atomet for at danne de tilsvarende ioner:

Na 0 - 1 e = Na + (kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

I natriumchlorid er der seks chloranioner omkring natriumkationerne og seks natriumioner omkring hver chloridion.

Når der dannes interaktion mellem atomer i bariumsulfid, sker følgende processer:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba donerer sine to elektroner til svovl, hvilket resulterer i dannelsen af ​​svovlanioner S 2- og bariumkationer Ba 2+.

Metal kemisk binding

Antallet af elektroner i de ydre energiniveauer af metaller er lille, de adskilles let fra kernen. Som et resultat af denne løsrivelse dannes metalioner og frie elektroner. Disse elektroner kaldes "elektrongas". Elektroner bevæger sig frit gennem metallets volumen og er konstant bundet og adskilt fra atomer.

Metalstoffets struktur er som følger: Krystalgitteret er stoffets skelet, og mellem dets knudepunkter kan elektroner bevæge sig frit.

Følgende eksempler kan gives:

Mg - 2e<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalent: polær og ikke-polær

Den mest almindelige type kemisk interaktion er en kovalent binding. Elektronegativitetsværdierne for de elementer, der interagerer, adskiller sig ikke kraftigt, derfor sker der kun et skift af det fælles elektronpar til et mere elektronegativt atom.

Kovalente interaktioner kan dannes af en udvekslingsmekanisme eller en donor-acceptor-mekanisme.

Udvekslingsmekanismen realiseres, hvis hvert af atomerne har uparrede elektroner på de ydre elektroniske niveauer, og overlapningen af ​​atomare orbitaler fører til fremkomsten af ​​et par elektroner, der allerede tilhører begge atomer. Når et af atomerne har et par elektroner på det ydre elektroniske niveau, og det andet har en fri orbital, så når de atomare orbitaler overlapper, deles elektronparret og interagerer i henhold til donor-acceptor-mekanismen.

Kovalente opdeles ved multiplicitet i:

• enkel eller enkelt;
• dobbelt;
• tredobler.

Dobbelte sikrer deling af to par elektroner på én gang, og tredobbelte - tre.

Ifølge fordelingen af ​​elektrontæthed (polaritet) mellem bundne atomer er en kovalent binding opdelt i:

• ikke-polær;
• polar.

En upolær binding dannes af identiske atomer, og en polær binding dannes af forskellig elektronegativitet.

Interaktionen mellem atomer med lignende elektronegativitet kaldes en ikke-polær binding. Det fælles elektronpar i et sådant molekyle tiltrækkes ikke af nogen af ​​atomerne, men hører lige til begge.

Interaktionen mellem elementer, der adskiller sig i elektronegativitet, fører til dannelsen af ​​polære bindinger. I denne type interaktion tiltrækkes delte elektronpar til det mere elektronegative element, men overføres ikke fuldstændigt til det (det vil sige, at dannelsen af ​​ioner ikke forekommer). Som et resultat af dette skift i elektrontæthed opstår partielle ladninger på atomerne: Jo mere elektronegativ har en negativ ladning, og jo mindre elektronegativ har en positiv ladning.

Egenskaber og karakteristika ved kovalens

Hovedkarakteristika for en kovalent binding:

• Længden bestemmes af afstanden mellem kernerne af interagerende atomer.
• Polariteten bestemmes af elektronskyens forskydning mod et af atomerne.
• Retningsevne er egenskaben ved at danne bindinger orienteret i rummet og følgelig molekyler med visse geometriske former.
• Mætning bestemmes af evnen til at danne et begrænset antal bindinger.
• Polariserbarhed bestemmes af evnen til at ændre polaritet under påvirkning af et eksternt elektrisk felt.
• Den energi, der kræves for at bryde en binding, bestemmer dens styrke.

Et eksempel på en kovalent ikke-polær interaktion kan være molekylerne af hydrogen (H2), chlor (Cl2), oxygen (O2), nitrogen (N2) og mange andre.

H·+·H → H-H molekyle har en enkelt ikke-polær binding,

O: + :O → O=O molekyle har en dobbelt upolær,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekylet er tredobbelt upolært.

Eksempler på kovalente bindinger af kemiske grundstoffer omfatter molekyler af kuldioxid (CO2) og kulilte (CO), svovlbrinte (H2S), af saltsyre(HCL), vand (H2O), metan (CH4), svovloxid (SO2) og mange andre.

I CO2-molekylet er forholdet mellem kulstof- og oxygenatomer kovalent polært, da det mere elektronegative brint tiltrækker elektrontæthed. Oxygen har to uparrede elektroner i sin ydre skal, mens kulstof kan give fire valenselektroner til at danne interaktionen. Som et resultat dannes der dobbeltbindinger, og molekylet ser således ud: O=C=O.

For at bestemme typen af ​​binding i et bestemt molekyle er det nok at overveje dets konstituerende atomer. Simple metalstoffer danner en metallisk binding, metaller med ikke-metaller danner en ionbinding, simple ikke-metalstoffer danner en kovalent ikke-polær binding, og molekyler bestående af forskellige ikke-metaller dannes gennem en polær kovalent binding.

Enhver interaktion mellem atomer er kun mulig, hvis der er en kemisk binding. En sådan forbindelse er årsagen til dannelsen af ​​et stabilt polyatomisk system - en molekylær ion, et molekyle, krystalgitter. En stærk kemisk binding kræver meget energi at bryde, hvorfor det er grundstørrelsen til måling af bindingsstyrke.

Betingelser for dannelse af en kemisk binding

Dannelsen af ​​en kemisk binding er altid ledsaget af frigivelse af energi. Denne proces opstår på grund af et fald potentiel energi systemer af interagerende partikler - molekyler, ioner, atomer. Den potentielle energi af det resulterende system af interagerende elementer er altid mindre end energien af ​​ubundne udgående partikler. Således er grundlaget for fremkomsten af ​​en kemisk binding i et system faldet i den potentielle energi af dets elementer.

Arten af ​​kemisk interaktion

En kemisk binding er en konsekvens af vekselvirkningen mellem elektromagnetiske felter, der opstår omkring elektronerne og atomkernerne af de stoffer, der deltager i dannelsen af ​​et nyt molekyle eller krystal. Efter opdagelsen af ​​teorien om atomstruktur blev arten af ​​denne interaktion mere tilgængelig at studere.

Ideen om den elektriske natur af en kemisk binding kom først fra den engelske fysiker G. Davy, som foreslog, at molekyler dannes på grund af den elektriske tiltrækning af modsat ladede partikler. Denne idé interesserede den svenske kemiker og naturvidenskabsmand I.Ya. Bercellius, der udviklede den elektrokemiske teori om forekomsten af ​​kemiske bindinger.

Den første teori, som forklarede processerne for kemisk interaktion mellem stoffer, var ufuldkommen, og med tiden måtte den opgives.

Butlerovs teori

Et mere vellykket forsøg på at forklare arten af ​​den kemiske binding af stoffer blev lavet af den russiske videnskabsmand A.M. Denne videnskabsmand baserede sin teori på følgende antagelser:

• Atomer i bundet tilstand er bundet til hinanden i i en bestemt rækkefølge. En ændring i denne rækkefølge forårsager dannelsen af ​​et nyt stof.
• Atomer binder sig til hinanden i henhold til valenslovene.
• Et stofs egenskaber afhænger af rækkefølgen af ​​forbindelsen af ​​atomer i stoffets molekyle. Et andet arrangement forårsager en ændring i stoffets kemiske egenskaber.
• Atomer forbundet med hinanden påvirker hinanden stærkest.

Butlerovs teori forklarede egenskaberne af kemiske stoffer ikke kun ved deres sammensætning, men også ved rækkefølgen af ​​arrangement af atomer. Sådan intern orden ER. Butlerov kaldte det "kemisk struktur".

Den russiske videnskabsmands teori gjorde det muligt at genoprette orden i klassificeringen af ​​stoffer og gav mulighed for at bestemme strukturen af ​​molekyler ved deres kemiske egenskaber. Teorien besvarede også spørgsmålet: hvorfor molekyler, der indeholder det samme antal atomer, har forskellige kemiske egenskaber.

Forudsætninger for skabelse af teorier om kemisk binding

I sin teori om kemisk struktur berørte Butlerov ikke spørgsmålet om, hvad en kemisk binding er. Det var der for lidt data til dengang. indre struktur stoffer. Først efter opdagelsen af ​​den planetariske model af atomet begyndte den amerikanske videnskabsmand Lewis at udvikle hypotesen om, at en kemisk binding opstår ved dannelsen af ​​et elektronpar, der samtidig hører til to atomer. Efterfølgende blev denne idé grundlaget for udviklingen af ​​teorien om kovalente bindinger.

Kovalent kemisk binding

Bæredygtig kemisk forbindelse kan dannes, når elektronskyerne fra to naboatomer overlapper hinanden. Resultatet af en sådan gensidig skæring er en stigende elektrontæthed i det internukleære rum. Atomkernerne er som bekendt positivt ladede, og forsøger derfor at blive tiltrukket så tæt som muligt på den negativt ladede elektronsky. Denne tiltrækning er meget stærkere end de frastødende kræfter mellem to positivt ladede kerner, så denne forbindelse er stabil.

Kemiske bindingsberegninger blev først udført af kemikerne Heitler og London. De undersøgte bindingen mellem to brintatomer. Den enkleste visuelle repræsentation af det kan se sådan ud:

Som du kan se, indtager elektronparret en kvanteplads i begge brintatomer. Dette to-center arrangement af elektroner kaldes en "kovalent kemisk binding." Kovalente bindinger er typiske for molekyler af simple stoffer og deres ikke-metalforbindelser. Stoffer skabt af kovalente bindinger leder normalt ikke elektricitet eller er halvledere.

Ionisk binding

En ionisk kemisk binding opstår, når to modsat ladede ioner tiltrækker hinanden. Ioner kan være simple, bestående af et atom af et stof. I forbindelser af denne type er simple ioner oftest positivt ladede metalatomer i gruppe 1 og 2, der har mistet deres elektron. Dannelsen af ​​negative ioner er iboende i atomerne af typiske ikke-metaller og deres syrebaser. Derfor er der blandt de typiske ioniske forbindelser mange alkalimetalhalogenider, såsom CsF, NaCl og andre.

I modsætning til en kovalent binding er en ion ikke mættet: en ion eller gruppe af ioner kan forbindes af et varierende antal modsat ladede ioner. Antallet af vedhæftede partikler er kun begrænset af de lineære dimensioner af de interagerende ioner, såvel som den betingelse, hvorunder tiltrækningskræfterne af modsat ladede ioner skal være større end frastødende kræfter af lige ladede partikler, der deltager i forbindelsen ionisk type.

Hydrogenbinding

Allerede før skabelsen af ​​teorien om kemisk struktur blev det eksperimentelt bemærket, at brintforbindelser med forskellige ikke-metaller har noget usædvanlige egenskaber. For eksempel er kogepunkterne for hydrogenfluorid og vand meget højere, end man kunne forvente.

Disse og andre træk ved brintforbindelser kan forklares med H+-atomets evne til at danne en anden kemisk binding. Denne type forbindelse kaldes en "hydrogenbinding". Årsagerne til forekomsten af ​​en brintbinding ligger i egenskaberne ved elektrostatiske kræfter. For eksempel i et hydrogenfluorid-molekyle er den samlede elektronsky forskudt mod fluor, at rummet omkring et atom af dette stof er mættet med negativ elektrisk felt. Omkring et brintatom, der er frataget dets eneste elektron, er feltet meget svagere og har en positiv ladning. Som et resultat opstår der et yderligere forhold mellem de positive felter af elektronskyer H + og negative F - .

Kemisk binding af metaller

Atomerne af alle metaller er placeret i rummet på en bestemt måde. Arrangementet af metalatomer kaldes et krystalgitter. I dette tilfælde interagerer elektroner fra forskellige atomer svagt med hinanden og danner en fælles elektronsky. Denne type interaktion mellem atomer og elektroner kaldes en "metallisk binding".

Det er elektronernes frie bevægelighed i metaller, der kan forklare fysiske egenskaber metalliske stoffer: elektrisk ledningsevne, termisk ledningsevne, styrke, smelteevne og andre.

Alle i øjeblikket kendte kemiske grundstoffer placeret på det periodiske system er opdelt i to: store grupper: metaller og ikke-metaller. For at de ikke bare skal blive til grundstoffer, men forbindelser, kemikalier, kunne interagere med hinanden, skal de eksistere i form af simple og komplekse stoffer.

Det er derfor, nogle elektroner forsøger at acceptere, mens andre forsøger at give væk. Ved at fylde hinanden op på denne måde danner elementerne sig forskellige kemiske molekyler. Men hvad holder dem sammen? Hvorfor findes der stoffer af en sådan styrke, at selv de mest alvorlige instrumenter ikke kan ødelægges? Andre bliver tværtimod ødelagt af den mindste påvirkning. Alt dette forklares ved dannelsen af ​​forskellige typer kemiske bindinger mellem atomer i molekyler, dannelsen af ​​et krystalgitter med en bestemt struktur.

Typer af kemiske bindinger i forbindelser

I alt er der 4 hovedtyper af kemiske bindinger.

1. Kovalent ikke-polær. Det er dannet mellem to identiske ikke-metaller på grund af deling af elektroner, dannelsen af ​​fælles elektronpar. Valens uparrede partikler deltager i dens dannelse. Eksempler: halogener, ilt, brint, nitrogen, svovl, fosfor.
2. Kovalent polær. Dannet mellem to forskellige ikke-metaller eller mellem et metal med meget svage egenskaber og et ikke-metal med svag elektronegativitet. Det er også baseret på almindelige elektronpar og træk af dem mod sig selv af det atom, hvis elektronaffinitet er højere. Eksempler: NH 3, SiC, P 2 O 5 og andre.
3. Hydrogenbinding. Den mest ustabile og svageste, den er dannet mellem et meget elektronegativt atom i et molekyle og et positivt atom i et andet. Oftest sker dette, når stoffer er opløst i vand (alkohol, ammoniak osv.). Takket være denne forbindelse kan proteinmakromolekyler eksistere, nukleinsyrer, komplekse kulhydrater og så videre.
4. Ionisk binding. Det dannes på grund af kræfterne ved elektrostatisk tiltrækning af forskelligt ladede metal- og ikke-metalioner. Jo stærkere forskellen i denne indikator er, jo tydeligere udtrykkes den ioniske karakter af interaktionen. Eksempler på forbindelser: binære salte, komplekse forbindelser - baser, salte.
5. En metallisk binding, hvis dannelsesmekanisme, såvel som dens egenskaber, vil blive diskuteret yderligere. Det er dannet i metaller og deres legeringer af forskellig art.

Der er sådan noget som en kemisk bindings enhed. Det siger bare, at det er umuligt at betragte enhver kemisk binding som en standard. De er alle kun konventionelt udpegede enheder. Alle interaktioner er jo baseret på et enkelt princip - elektron-statisk interaktion. Derfor har ioniske, metalliske, kovalente og hydrogenbindinger den samme kemiske natur og er kun grænsetilfælde af hinanden.

Metaller og deres fysiske egenskaber

Metaller findes i det overvældende flertal af alle kemiske grundstoffer. Dette skyldes deres særlige egenskaber. En betydelig del af dem blev opnået af mennesker nukleare reaktioner under laboratorieforhold er de radioaktive med en kort halveringstid.

De fleste er dog naturlige elementer, der danner hele klipper og malme, er en del af de vigtigste forbindelser. Det var fra dem, folk lærte at støbe legeringer og lave en masse smukke og vigtige produkter. Disse er kobber, jern, aluminium, sølv, guld, krom, mangan, nikkel, zink, bly og mange andre.

For alle metaller kan fælles fysiske egenskaber identificeres, som forklares ved dannelsen af ​​en metallisk binding. Hvad er disse egenskaber?

1. Formbarhed og duktilitet. Det er kendt, at mange metaller kan rulles selv til folietilstand (guld, aluminium). Andre producerer tråd, fleksible metalplader, produkter, der kan deformeres under fysisk påvirkning, men som straks genopretter deres form, efter at den stopper. Det er disse kvaliteter af metaller, der kaldes formbarhed og duktilitet. Årsagen til denne funktion er metalforbindelsen. Ionerne og elektronerne i krystallen glider i forhold til hinanden uden at bryde, hvilket gør det muligt at opretholde integriteten af ​​hele strukturen.
2. Metallisk glans. Det forklarer også den metalliske binding, dannelsesmekanismen, dens karakteristika og funktioner. Det er således ikke alle partikler, der er i stand til at absorbere eller reflektere lysbølger af samme bølgelængde. Atomerne i de fleste metaller reflekterer kortbølgede stråler og får næsten samme farve af sølv, hvid og bleg blålig nuance. Undtagelserne er kobber og guld, deres farver er henholdsvis rød-rød og gul. De er i stand til at reflektere længere bølgelængdestråling.
3. Termisk og elektrisk ledningsevne. Disse egenskaber forklares også af strukturen af ​​krystalgitteret og det faktum, at den metalliske type binding realiseres i dens dannelse. På grund af "elektrongassen", der bevæger sig inde i krystallen, bliver elektrisk strøm og varme øjeblikkeligt og jævnt fordelt mellem alle atomer og ioner og ledes gennem metallet.
4. Fast aggregeringstilstand under normale forhold. Den eneste undtagelse her er kviksølv. Alle andre metaller er nødvendigvis stærke, faste forbindelser, såvel som deres legeringer. Dette er også et resultat af, at metallisk binding er til stede i metaller. Mekanismen for dannelse af denne type partikelbinding bekræfter fuldt ud egenskaberne.

Disse er de vigtigste fysiske egenskaber for metaller, som forklares og bestemmes præcist af skemaet for dannelse af en metallisk binding. Denne metode til at forbinde atomer er relevant specifikt for metalelementer og deres legeringer. Det vil sige for dem i fast og flydende tilstand.

Metaltype kemisk binding

Hvad er dens ejendommelighed? Sagen er, at en sådan binding dannes ikke på grund af forskelligt ladede ioner og deres elektrostatiske tiltrækning og ikke på grund af forskellen i elektronegativitet og tilstedeværelsen af ​​frie elektronpar. Det vil sige, at ioniske, metalliske, kovalente bindinger har lidt forskellige karakterer og karakteristiske træk ved de partikler, der bindes.

Alle metaller har følgende egenskaber:

• et lille antal elektroner pr. (bortset fra nogle undtagelser, som kan have 6,7 og 8);
• stor atomradius;
• lav ioniseringsenergi.

Alt dette bidrager til den nemme 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.

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

Hvordan realiserer en metalkemisk binding sig selv? 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, ved at kende den elektroniske struktur af et givet 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 titusinder - 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 (oftest høj), smeltbarhed, formbarhed og plasticitet.

Hvor ellers sælges metalbinding? Eksempler på stoffer:

• metaller i form af simple strukturer;
• alle metallegeringer med hinanden;
• alle metaller og deres legeringer i flydende og fast tilstand.

Der er simpelthen utrolig mange konkrete eksempler, fordi metaller i periodiske system over 80!

Metalbinding: dannelsesmekanisme

Hvis vi betragter det i generel opfattelse, så har vi allerede skitseret hovedpunkterne ovenfor. Tilstedeværelsen af ​​frie elektroner og elektroner, der let løsnes fra kernen på grund af lav ioniseringsenergi, er hovedbetingelserne for dannelsen af ​​denne type binding. Således viser det sig, at det er realiseret mellem følgende partikler:

• atomer på stederne af krystalgitteret;
• frie elektroner, der var valenselektroner i metallet;
• ioner på stederne af krystalgitteret.

Resultatet er en metalbinding. Dannelsesmekanismen er generelt udtrykt næste post: Ме 0 - e - ↔ Ме n+ . Fra diagrammet er det tydeligt, hvilke partikler der er til stede i metalkrystallen.

Selve krystallerne kan have forskellige former. Det afhænger af det specifikke stof, vi har med at gøre.

Typer af metalkrystaller

Denne struktur af et metal eller dets legering er kendetegnet ved en meget tæt pakning af partikler. Det leveres af ioner i krystalknuderne. Selve gitterne kan have forskellige geometriske former i rummet.

1. Kropscentreret kubisk gitter - alkalimetaller.
2. Sekskantet kompakt struktur - alle alkaliske jordarter undtagen barium.
3. Ansigtscentreret kubisk - aluminium, kobber, zink, mange overgangsmetaller.
4. Merkur har en romboedrisk struktur.
5. Tetragonal - indium.

Jo lavere og lavere den er placeret i det periodiske system, jo ​​mere kompleks er dens indpakning og rumlige organisering af krystallen. I dette tilfælde er den metalliske kemiske binding, som der kan gives eksempler på for hvert eksisterende metal, afgørende for krystallens konstruktion. Legeringer har meget forskellige organisationer i rummet, hvoraf nogle endnu ikke er fuldt ud undersøgt.

Kommunikationsegenskaber: ikke-retningsbestemt

Kovalente og metalliske bindinger har en meget udtalt særpræg. I modsætning til den første er den metalliske binding ikke retningsbestemt. Hvad betyder det? Det vil sige, at elektronskyen inde i krystallen bevæger sig fuldstændig frit inden for sine grænser i forskellige retninger, hver elektron er i stand til at binde sig til absolut enhver ion ved strukturens noder. Det vil sige, at interaktion udføres af forskellige retninger. Derfor siger de, at den metalliske binding er ikke-retningsbestemt.

Mekanismen for kovalent binding involverer dannelsen af ​​delte elektronpar, det vil sige skyer af overlappende atomer. Desuden forekommer det strengt langs en bestemt linje, der forbinder deres centre. Derfor taler de om retningen af ​​en sådan forbindelse.

Mættelighed

Denne egenskab afspejler atomers evne til at have begrænset eller ubegrænset interaktion med andre. Således er kovalente og metalliske bindinger ifølge denne indikator igen modsætninger.

Den første er mættelig. De atomer, der deltager i dens dannelse, har et strengt defineret antal ydre valenselektroner, som er direkte involveret i dannelsen af ​​forbindelsen. Det vil ikke have flere elektroner, end det har. Derfor er antallet af dannede bindinger begrænset af valens. Derfor mætningen af ​​forbindelsen. På grund af denne egenskab har de fleste forbindelser en konstant kemisk sammensætning.

Metalliske og hydrogenbindinger er tværtimod umættede. Dette skyldes tilstedeværelsen af ​​adskillige frie elektroner og orbitaler inde i krystallen. Ioner spiller også en rolle på krystalgitterets steder, som hver kan blive et atom og igen en ion til enhver tid.

Et andet kendetegn ved metallisk binding er delokaliseringen af ​​den indre elektronsky. Det viser sig i et lille antal delte elektroners evne til at binde mange atomkerner af metaller sammen. Det vil sige, at tætheden så at sige er delokaliseret, fordelt jævnt mellem alle dele af krystallen.

Eksempler på bindingsdannelse i metaller

Lad os se på nogle få specifikke muligheder, der illustrerer, hvordan en metallisk binding dannes. Eksempler på stoffer er:

• zink;
• aluminium;
• kalium;
• krom.

Dannelse af en metallisk binding mellem zinkatomer: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. Zinkatomet har fire energiniveauer. Baseret på den elektroniske struktur har den 15 frie orbitaler - 3 i p-orbitaler, 5 i 4 d og 7 i 4f. Elektronisk struktur følgende: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, i alt er der 30 elektroner i atomet. Det vil sige to fri valens negative partikler i stand til at bevæge sig inden for 15 rummelige og ubesatte orbitaler. Og sådan er det for hvert atom. Resultatet er et kæmpe fælles rum bestående af tomme orbitaler, og en lille mængde elektroner, der binder hele strukturen sammen.

Metallisk binding mellem aluminium atomer: AL 0 - e - ↔ AL 3+. De tretten elektroner i et aluminiumsatom er placeret på tre energiniveauer, som de tydeligvis har i overflod. Elektronisk struktur: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Frie orbitaler - 7 stk. Det er klart, at elektronskyen vil være lille sammenlignet med det totale indre frie rum i krystallen.

Krommetalbinding. Denne vare speciel i sin elektroniske struktur. For at stabilisere systemet falder elektronen fra 4s til 3d orbital: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . Der er 24 elektroner i alt, hvoraf seks er valenselektroner. Det er dem, der går ind i det fælles elektroniske rum for at danne en kemisk binding. Der er 15 frie orbitaler, hvilket stadig er meget mere end nødvendigt at udfylde. Derfor er krom også et typisk eksempel på et metal med en tilsvarende binding i molekylet.

Et af de mest aktive metaller, reagerer selv med almindeligt vand med forbrænding, er kalium. Hvad forklarer disse egenskaber? Igen, på mange måder - ved en metaltype forbindelse. Dette grundstof har kun 19 elektroner, men de er placeret på 4 energiniveauer. Det vil sige i 30 orbitaler af forskellige underniveauer. Elektronisk struktur: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0 . Kun to med meget lav ioniseringsenergi. De bryder frit væk og går ind i det fælles elektroniske rum. Der er 22 orbitaler til bevægelse pr. atom, det vil sige et meget stort frirum til "elektrongas".

Ligheder og forskelle med andre typer forbindelser

Generelt dette spørgsmål allerede diskuteret ovenfor. Man kan kun generalisere og drage en konklusion. Hovedtrækkene ved metalkrystaller, der adskiller dem fra alle andre typer forbindelser, er:

• flere typer partikler, der deltager i bindingsprocessen (atomer, ioner eller atomioner, elektroner);
• forskellig rumlig geometrisk struktur af krystaller.

Metalliske bindinger har til fælles med brint- og ionbindinger umættethed og ikke-retningsbestemthed. Med kovalent polær - stærk elektrostatisk tiltrækning mellem partikler. Separat fra ionisk - en type partikler ved noderne af et krystalgitter (ioner). Med kovalente upolære - atomer i krystallens noder.

Typer af bindinger i metaller med forskellige aggregeringstilstande

Som vi bemærkede ovenfor, dannes en metallisk kemisk binding, som eksempler er givet i artiklen, i to tilstande af aggregering af metaller og deres legeringer: fast og flydende.

Spørgsmålet opstår: hvilken type binding er der i metaldampe? Svar: kovalent polær og ikke-polær. Som med alle forbindelser, der er i form af en gas. Det vil sige, når metallet opvarmes i lang tid og overføres fra fast tilstand bindinger i væsken brydes ikke, og den krystallinske struktur bevares. Men når det kommer til at overføre en væske til en damptilstand, ødelægges krystallen, og den metalliske binding omdannes til en kovalent.

.

Du ved, at atomer kan kombineres med hinanden og danne både simple og komplekse stoffer. I dette tilfælde, forskellige typer kemiske bindinger: ionisk, kovalent (ikke-polær og polær), metallisk og hydrogen. En af de mest essentielle egenskaber ved atomer af elementer, der bestemmer, hvilken slags binding der dannes mellem dem - ionisk eller kovalent - Dette er elektronegativitet, dvs. atomernes evne i en forbindelse til at tiltrække elektroner.

En betinget kvantitativ vurdering af elektronegativitet er givet af den relative elektronegativitetsskala.

I perioder er der en generel tendens til, at elementernes elektronegativitet stiger, og i grupper - til deres fald. Elementer er arrangeret i en række i henhold til deres elektronegativitet, på grundlag af hvilken elektronegativiteten af ​​elementer placeret i forskellige perioder kan sammenlignes.

Typen af ​​kemisk binding afhænger af, hvor stor forskellen i elektronegativitetsværdier af de forbindende atomer af grundstoffer er. Jo mere atomerne i de grundstoffer, der danner bindingen, adskiller sig i elektronegativitet, jo mere polær er den kemiske binding. Det er umuligt at trække en skarp grænse mellem typerne af kemiske bindinger. I de fleste forbindelser er typen af ​​kemisk binding mellemliggende; for eksempel er en meget polær kovalent kemisk binding tæt på en ionbinding. Afhængigt af hvilket af de begrænsende tilfælde en kemisk binding er tættere i naturen, klassificeres den som enten en ionisk eller en kovalent polær binding.

Ionisk binding.

En ionbinding dannes ved interaktion mellem atomer, der adskiller sig skarpt fra hinanden i elektronegativitet. For eksempel danner de typiske metaller lithium (Li), natrium (Na), kalium (K), calcium (Ca), strontium (Sr), barium (Ba) ionbindinger med typiske ikke-metaller, hovedsageligt halogener.

Undtagen halogenider alkalimetaller, dannes også ionbindinger i forbindelser såsom alkalier og salte. For eksempel i natriumhydroxid (NaOH) og natriumsulfat (Na 2 SO 4) ionbindinger eksisterer kun mellem natrium- og oxygenatomer (de resterende bindinger er polære kovalente).

Kovalent upolær binding.

Når atomer med samme elektronegativitet interagerer, dannes molekyler med en kovalent upolær binding. En sådan forbindelse findes i molekylerne af følgende simple stoffer: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Kemiske bindinger i disse gasser dannes gennem fælles elektronpar, dvs. når de tilsvarende elektronskyer overlapper hinanden, på grund af elektron-kerne-interaktionen, som opstår når atomer nærmer sig hinanden.

Komponerer elektroniske formler stoffer, skal det huskes, at hvert delt elektronpar er konventionelt billedeøget elektrontæthed som følge af overlapning af tilsvarende elektronskyer.

Kovalent polær binding.

Når atomer interagerer, hvis elektronegativitetsværdier er forskellige, men ikke skarpt, skifter det fælles elektronpar til et mere elektronegativt atom. Dette er den mest almindelige type kemisk binding, der findes i både uorganiske og organiske forbindelser.

Kovalente bindinger inkluderer også fuldt ud de bindinger, der dannes af en donor-acceptormekanisme, for eksempel i hydronium- og ammoniumioner.

Metalforbindelse.

Bindingen, der dannes som et resultat af interaktionen af ​​relativt frie elektroner med metalioner, kaldes en metallisk binding. Denne type binding er karakteristisk for simple stoffer - metaller.

Essensen af ​​processen med metalbindingsdannelse er som følger: metalatomer opgiver let valenselektroner og bliver til positivt ladede ioner. Relativt frie elektroner, løsrevet fra atomet, bevæger sig mellem positive metalioner. En metallisk binding opstår mellem dem, det vil sige, at elektroner, som det var, cementerer de positive ioner i krystalgitteret af metaller.

Hydrogenbinding.

En binding, der dannes mellem brintatomerne i et molekyle og et atom i et stærkt elektronegativt grundstof(O,N,F) et andet molekyle kaldes en hydrogenbinding.

Spørgsmålet kan opstå: hvorfor danner brint en så specifik kemisk binding?

Dette forklares ved, at brints atomare radius er meget lille. Derudover, når brint fortrænger eller fuldstændig donerer sin eneste elektron, opnår en relativt høj positiv ladning, på grund af hvilken brintet i et molekyle interagerer med atomer af elektronegative elementer, der har en delvis negativ ladning, der indgår i sammensætningen af ​​andre molekyler (HF). H20, NH3).

Lad os se på nogle eksempler. Normalt skildrer vi sammensætningen af ​​vand kemisk formel H 2 O. Dette er dog ikke helt nøjagtigt. Det ville være mere korrekt at betegne vandets sammensætning med formlen (H 2 O)n, hvor n = 2,3,4 osv. Dette forklares ved, at individuelle vandmolekyler er forbundet med hinanden gennem hydrogenbindinger .

Hydrogenbindinger er normalt betegnet med prikker. Det er meget svagere end ioniske eller kovalente bindinger, men stærkere end almindelige intermolekylære interaktioner.

Tilstedeværelsen af ​​hydrogenbindinger forklarer stigningen i vandvolumen med faldende temperatur. Dette skyldes det faktum, at når temperaturen falder, bliver molekylerne stærkere, og derfor falder tætheden af ​​deres "pakning".

Når man studerer organisk kemi Følgende spørgsmål opstod også: hvorfor er kogepunkterne for alkoholer meget højere end de tilsvarende kulbrinter? Dette forklares med, at der også dannes brintbindinger mellem alkoholmolekyler.

En stigning i kogepunktet for alkoholer forekommer også på grund af udvidelsen af ​​deres molekyler.

Hydrogenbinding er også karakteristisk for mange andre organiske forbindelser(phenoler, carboxylsyrer og osv.). Fra organisk kemi kurser og generel biologi Du ved, at tilstedeværelsen af ​​en hydrogenbinding forklarer den sekundære struktur af proteiner, strukturen af ​​den dobbelte helix af DNA, dvs. fænomenet komplementaritet.