Eksempler på formler for metalliske bindingsstoffer. Metallbinding: dannelsesmekanisme

Alle metaller har følgende egenskaper:

Et lite antall elektroner på det ytre energinivået (bortsett fra noen unntak, som kan ha 6,7 og 8);

Stor atomradius;

Lav ioniseringsenergi.

Alt dette bidrar til enkel separasjon av ytre uparrede elektroner fra kjernen. Samtidig har atomet mange frie orbitaler. Diagrammet over dannelsen av en metallisk binding vil nøyaktig vise overlappingen av tallrike orbitale celler med forskjellige atomer med hverandre, som som et resultat danner et felles intrakrystallinsk rom. Elektroner blir matet inn i det fra hvert atom, som begynner å vandre fritt rundt forskjellige deler rister. Med jevne mellomrom fester hver av dem seg til et ion på et sted i krystallen og gjør det om til et atom, og løsner deretter igjen for å danne et ion.

Dermed, En metallisk binding er bindingen mellom atomer, ioner og frie elektroner i en vanlig metallkrystall. En elektronsky som beveger seg fritt i en struktur kalles en "elektrongass". Den forklarer de fleste av de fysiske egenskapene til metaller og deres legeringer.

Hvordan virkelig realiserer metall seg selv? kjemisk forbindelse? Ulike eksempler kan gis. La oss prøve å se på det på et stykke litium. Selv om du tar det på størrelse med en ert, vil det være tusenvis av atomer. Så la oss forestille oss at hvert av disse tusenvis av atomer gir fra seg sitt enkelt valenselektron til det felles krystallinske rommet. Samtidig å kjenne den elektroniske strukturen av dette elementet, kan du se antall tomme orbitaler. Litium vil ha 3 av dem (p-orbitaler av det andre energinivået). Tre for hvert atom av titusenvis - dette er det felles rommet inne i krystallen der "elektrongassen" beveger seg fritt.

Et stoff med metallbinding er alltid sterkt. Tross alt lar elektrongass ikke krystallen kollapse, men fortrenger bare lagene og gjenoppretter dem umiddelbart. Den skinner, har en viss tetthet (vanligvis høy), smeltbarhet, formbarhet og plastisitet.

Hvor ellers selges metallbinding? Eksempler på stoffer:

Metaller i form av enkle strukturer;

Alle metaller legering med hverandre;

Alle metaller og deres legeringer i flytende og fast form.

Det er rett og slett utrolig mange spesifikke eksempler, siden det er mer enn 80 metaller i det periodiske systemet!

Mekanismen for utdanning i generelt syn kommer til uttrykk neste oppføring: Ме 0 - e - ↔ Ме n+ . Fra diagrammet er det tydelig hvilke partikler som finnes i metallkrystallen.

Ethvert metall kan gi fra seg elektroner og bli et positivt ladet ion.

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

Hvor blir de separerte negativt ladede partiklene - elektronene - av? Et minus er alltid tiltrukket av et pluss. Elektronene tiltrekkes av et annet (positivt ladet) jernion i krystallgitteret: Fe 2+ +2e - = Fe 0

Ionet blir et nøytralt atom. Og denne prosessen gjentas mange ganger.

Det viser seg at de frie elektronene til jern er inne konstant bevegelse gjennom hele volumet av krystallen, bryter bort og sammenføyer ioner på gittersteder. Et annet navn for dette fenomenet er delokalisert elektronsky. Begrepet "delokalisert" betyr fri, ikke bundet.

Det er ekstremt sjeldent at kjemiske stoffer består av individuelle, ubeslektede atomer av kjemiske elementer. Under normale forhold har bare et lite antall gasser kalt edelgasser denne strukturen: helium, neon, argon, krypton, xenon og radon. Oftest består kjemiske stoffer ikke av isolerte atomer, men av deres kombinasjoner i ulike grupper. Slike assosiasjoner av atomer kan telle noen få, hundrevis, tusenvis eller enda flere atomer. Kraften som holder disse atomene i slike grupper kalles kjemisk forbindelse.

Med andre ord kan vi si at en kjemisk binding er en interaksjon som gir koblingen av individuelle atomer til mer komplekse strukturer (molekyler, ioner, radikaler, krystaller osv.).

Årsaken til dannelsen av en kjemisk binding er at energien til mer komplekse strukturer er mindre enn den totale energien til de enkelte atomene som danner den.

Så spesielt, hvis interaksjonen mellom atomene X og Y produserer et molekyl XY, betyr dette at indre energi molekyler av dette stoffet er lavere enn den indre energien til de individuelle atomene som det ble dannet fra:

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

Av denne grunn, når kjemiske bindinger dannes mellom individuelle atomer, frigjøres energi.

Elektroner i det ytre elektronlaget med den laveste bindingsenergien med kjernen, kalt valens. For eksempel, i bor er dette elektroner av det andre energinivået - 2 elektroner per 2 s- orbitaler og 1 x 2 s-orbitaler:

Når en kjemisk binding dannes, har hvert atom en tendens til å oppnå den elektroniske konfigurasjonen av edelgassatomer, dvs. slik at det er 8 elektroner i dets ytre elektronlag (2 for elementer fra den første perioden). Dette fenomenet kalles oktettregelen.

Det er mulig for atomer å oppnå elektronkonfigurasjonen til en edelgass hvis i utgangspunktet enkeltatomer deler noen av valenselektronene sine med andre atomer. I dette tilfellet dannes vanlige elektronpar.

Avhengig av graden av elektrondeling kan kovalente, ioniske og metalliske bindinger skilles.

Kovalent binding

Kovalente bindinger forekommer oftest mellom atomer av ikke-metalliske elementer. Hvis de ikke-metalliske atomene som danner en kovalent binding tilhører forskjellige kjemiske elementer, kalles en slik binding en polar kovalent binding. Grunnen til dette navnet ligger i det faktum at atomer forskjellige elementer De har også forskjellige evner til å tiltrekke seg et felles elektronpar. Dette fører åpenbart til en forskyvning av det vanlige elektronparet mot et av atomene, som et resultat av at det dannes en delvis negativ ladning på det. I sin tur dannes en delvis positiv ladning på det andre atomet. For eksempel, i et hydrogenkloridmolekyl forskyves elektronparet fra hydrogenatomet til kloratomet:

Eksempler på stoffer med polare kovalente bindinger:

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

En kovalent upolar binding dannes mellom ikke-metallatomer av samme kjemiske element. Siden atomene er identiske, er deres evne til å tiltrekke seg delte elektroner også den samme. I denne forbindelse observeres ingen forskyvning av elektronparet:

Mekanismen ovenfor for dannelsen av en kovalent binding, når begge atomene gir elektroner for å danne vanlige elektronpar, kalles utveksling.

Det er også en donor-akseptor-mekanisme.

Når en kovalent binding dannes av donor-akseptor-mekanismen, dannes et delt elektronpar på grunn av den fylte orbitalen til ett atom (med to elektroner) og den tomme orbitalen til et annet atom. Et atom som gir et ensomt elektronpar kalles en donor, og et atom med en ledig orbital kalles en akseptor. Atomer som har sammenkoblede elektroner, for eksempel N, O, P, S, fungerer som donorer av elektronpar.

For eksempel, i henhold til donor-akseptormekanismen, dannelsen av den fjerde kovalente N-H koblinger i ammoniumkationet NH4+:

I tillegg til polaritet er kovalente bindinger også preget av energi. Bindingsenergi er minimumsenergien som kreves for å bryte en binding mellom atomer.

Bindingsenergien avtar med økende radier av bundne atomer. Siden vi vet at atomradius øker nedover undergruppene, kan vi for eksempel konkludere med at styrken til halogen-hydrogenbindingen øker i rekken:

HI< HBr < HCl < HF

Også bindingsenergien avhenger av dens mangfold - jo større bindingsmangfold, jo større er energien. Bindingsmultiplisitet refererer til antall delte elektronpar mellom to atomer.

Ionebinding

En ionisk binding kan betraktes som et ekstremt tilfelle av en polar kovalent binding. Hvis i en kovalent-polar binding det vanlige elektronparet er delvis forskjøvet til ett av atomparene, så er det i en ionisk binding nesten fullstendig "gitt" til ett av atomene. Atomet som donerer elektron(er) får en positiv ladning og blir kation, og atomet som har tatt elektroner fra det får en negativ ladning og blir anion.

Dermed, ionisk binding er en binding dannet på grunn av den elektrostatiske tiltrekningen av kationer til anioner.

Dannelsen av denne typen binding er typisk under samspillet mellom atomer av typiske metaller og typiske ikke-metaller.

For eksempel kaliumfluorid. Kaliumkationet dannes ved fjerning av ett elektron fra et nøytralt atom, og fluorionet dannes ved tilsetning av ett elektron til fluoratomet:

En elektrostatisk tiltrekningskraft oppstår mellom de resulterende ionene, noe som resulterer i dannelsen av en ionisk forbindelse.

Når en kjemisk binding ble dannet, gikk elektroner fra natriumatomet over til kloratomet og det ble dannet motsatt ladede ioner, som har et fullført eksternt energinivå.

Det er slått fast at elektroner fra metallatomet ikke løsnes helt, men bare forskyves mot kloratomet, som i en kovalent binding.

De fleste binære forbindelser som inneholder metallatomer er ioniske. For eksempel oksider, halogenider, sulfider, nitrider.

Ionebinding oppstår også mellom enkle kationer og enkle anioner (F −, Cl −, S 2-), samt mellom enkle kationer og komplekse anioner (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Derfor inkluderer ioniske forbindelser salter og baser (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH)

Metallkobling

Denne typen bindinger dannes i metaller.

Atomer av alle metaller har elektroner i sitt ytre elektronlag som har lav bindingsenergi med atomkjernen. For de fleste metaller er prosessen med å miste ytre elektroner energetisk gunstig.

På grunn av en så svak interaksjon med kjernen, er disse elektronene i metaller svært mobile og følgende prosess skjer kontinuerlig i hver metallkrystall:

М 0 — ne − = M n + ,

hvor M 0 er et nøytralt metallatom, og Mn + et kation av samme metall. Figuren nedenfor gir en illustrasjon av prosessene som foregår.

Det vil si at elektroner "rusher" over en metallkrystall, løsner fra ett metallatom, danner en kation fra det, forbinder en annen kation, danner et nøytralt atom. Dette fenomenet ble kalt "elektronvind", og samlingen av frie elektroner i en krystall av et ikke-metallatom ble kalt "elektrongass." Denne typen interaksjon mellom metallatomer kalles en metallisk binding.

Hydrogenbinding

Hvis et hydrogenatom i et stoff er bundet til et grunnstoff med høy elektronegativitet (nitrogen, oksygen eller fluor), kjennetegnes et slikt stoff av et fenomen som f.eks. Hydrogenbinding.

Siden et hydrogenatom er bundet til et elektronegativt atom, dannes en delvis positiv ladning på hydrogenatomet, og en delvis negativ ladning dannes på atomet til det elektronegative elementet. I denne forbindelse blir elektrostatisk tiltrekning mulig mellom et delvis positivt ladet hydrogenatom i ett molekyl og et elektronegativt atom i et annet. For eksempel observeres hydrogenbinding for vannmolekyler:

Det er hydrogenbindingen som forklarer det unormalt høye smeltepunktet til vann. I tillegg til vann dannes det også sterke hydrogenbindinger i stoffer som hydrogenfluorid, ammoniakk, oksygenholdige syrer, fenoler, alkoholer og aminer.

163120 0

Hvert atom har et visst antall elektroner.

Går inn kjemiske reaksjoner, atomer donerer, får eller deler elektroner, og oppnår den mest stabile elektroniske konfigurasjonen. Konfigurasjonen med lavest energi (som i edelgassatomer) viser seg å være den mest stabile. Dette mønsteret kalles "oktettregelen" (fig. 1).

Ris. 1.

Denne regelen gjelder for alle typer tilkoblinger. Elektroniske forbindelser mellom atomer lar dem danne stabile strukturer, fra de enkleste krystallene til komplekse biomolekyler som til slutt danner levende systemer. De skiller seg fra krystaller i deres kontinuerlige metabolisme. Samtidig foregår mange kjemiske reaksjoner i henhold til mekanismene elektronisk overføring, som spiller en kritisk rolle i energiprosesser i kroppen.

En kjemisk binding er kraften som holder sammen to eller flere atomer, ioner, molekyler eller en kombinasjon av disse.

Naturen til en kjemisk binding er universell: det er en elektrostatisk tiltrekningskraft mellom negativt ladede elektroner og positivt ladede kjerner, bestemt av konfigurasjonen av elektronene til det ytre skallet av atomer. Et atoms evne til å danne kjemiske bindinger kalles valens, eller oksidasjonstilstand. Konseptet av valenselektroner- elektroner som danner kjemiske bindinger, det vil si lokalisert i orbitalene med høyest energi. Følgelig kalles det ytre skallet til atomet som inneholder disse orbitalene valens skall. For øyeblikket er det ikke nok å indikere tilstedeværelsen av en kjemisk binding, men det er nødvendig å avklare typen: ionisk, kovalent, dipol-dipol, metallisk.

Den første typen tilkobling erionisk forbindelse

I følge Lewis og Kossels elektroniske valensteori kan atomer oppnå en stabil elektronisk konfigurasjon på to måter: For det første ved å miste elektroner, bli kationer, for det andre å anskaffe dem, bli til anioner. Som et resultat av elektronoverføring på grunn av den elektrostatiske tiltrekningskraften mellom ioner med ladninger motsatt tegn det dannes en kjemisk binding, kalt av Kossel " elektrovalent"(nå kalt ionisk).

I dette tilfellet danner anioner og kationer en stabil elektronisk konfigurasjon med en fylt ytre elektronskall. Typiske ioniske bindinger dannes fra kationer av T- og II-grupper periodiske tabell og anioner av ikke-metalliske elementer fra gruppene VI og VII (henholdsvis 16 og 17 undergrupper, kalkogener Og halogener). Bindingene til ioniske forbindelser er umettede og ikke-retningsbestemte, så de beholder muligheten for elektrostatisk interaksjon med andre ioner. I fig. Figur 2 og 3 viser eksempler på ioniske bindinger som tilsvarer Kossel-modellen for elektronoverføring.

Ris. 2.

Ris. 3. Ionebinding i et molekyl av bordsalt (NaCl)

Her er det hensiktsmessig å huske noen egenskaper som forklarer oppførselen til stoffer i naturen, spesielt vurdere ideen om syrer Og grunner.

Vandige løsninger av alle disse stoffene er elektrolytter. De skifter farge annerledes indikatorer. Virkningsmekanismen til indikatorer ble oppdaget av F.V. Ostwald. Han viste at indikatorer er svake syrer eller baser, hvis farge er forskjellig i udissosierte og dissosierte tilstander.

Baser kan nøytralisere syrer. Ikke alle baser er løselige i vann (for eksempel er noen uløselige organiske forbindelser, som ikke inneholder - OH-grupper, spesielt, trietylamin N(C 2 H 5) 3); løselige baser kalles alkalier.

Vandige løsninger av syrer gjennomgår karakteristiske reaksjoner:

a) med metalloksider - med dannelse av salt og vann;

b) med metaller - med dannelse av salt og hydrogen;

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

Egenskapene til syrer og baser er beskrevet av flere teorier. I samsvar med teorien til S.A. Arrhenius, en syre er et stoff som dissosieres for å danne ioner N+ , mens basen danner ioner HAN-. Denne teorien tar ikke hensyn til eksistensen av organiske baser som ikke har hydroksylgrupper.

I samsvar med proton I følge teorien til Brønsted og Lowry er en syre et stoff som inneholder molekyler eller ioner som donerer protoner ( givere protoner), og en base er et stoff som består av molekyler eller ioner som aksepterer protoner ( akseptere protoner). Merk at i vandige løsninger eksisterer hydrogenioner i hydratisert form, det vil si i form av hydroniumioner H3O+ . Denne teorien beskriver reaksjoner ikke bare med vann og hydroksidioner, men også de som utføres i fravær av et løsningsmiddel eller med et ikke-vandig løsningsmiddel.

For eksempel i reaksjonen mellom ammoniakk N.H. 3 (svak base) og hydrogenklorid i gassfasen, dannes fast ammoniumklorid, og i en likevektsblanding av to stoffer er det alltid 4 partikler, hvorav to er syrer, og de to andre er baser:

Denne likevektsblandingen består av to konjugerte par syrer og baser:

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

2) HCl Og Cl ‑

Her, i hvert konjugert par, skiller syren og basen seg med ett proton. Hver syre har en konjugert base. En sterk syre har en svak konjugert base, og en svak syre har en sterk konjugert base.

Brønsted-Lowry-teorien hjelper til med å forklare vanns unike rolle for biosfærens liv. Vann, avhengig av stoffet som interagerer med det, kan vise egenskapene til enten en syre eller en base. For eksempel, i reaksjoner med vandige løsninger av eddiksyre, er vann en base, og i reaksjoner med vandige løsninger av ammoniakk er det en syre.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO-. Her donerer et eddiksyremolekyl et proton til et vannmolekyl;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + HAN-. Her aksepterer et ammoniakkmolekyl et proton fra et vannmolekyl.

Dermed kan vann danne to konjugerte par:

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

2) H 3 O+ (syre) og H2O(konjugert base).

I det første tilfellet donerer vann et proton, og i det andre aksepterer det det.

Denne egenskapen kalles amfiprotonisme. Stoffer som kan reagere som både syrer og baser kalles amfoterisk. Slike stoffer finnes ofte i levende natur. For eksempel kan aminosyrer danne salter med både syrer og baser. Derfor danner peptider lett koordinasjonsforbindelser med metallionene som er tilstede.

Dermed, karakteristisk egenskap ionisk binding - den fullstendige bevegelsen av to bindende elektroner til en av kjernene. Dette betyr at mellom ionene er det et område hvor elektrontettheten er nesten null.

Den andre typen tilkobling erkovalent forbindelse

Atomer kan danne stabile elektroniske konfigurasjoner ved å dele elektroner.

En slik binding dannes når et elektronpar deles én om gangen fra alle atom. I dette tilfellet er de delte bindingselektronene fordelt likt mellom atomene. Eksempler på kovalente bindinger inkluderer homonukleær diatomisk molekyler H 2 , N 2 , F 2. Samme type forbindelse finnes i allotroper O 2 og ozon O 3 og for et polyatomisk molekyl S 8 og også heteronukleære molekyler hydrogenklorid HCl, karbondioksid CO 2, metan CH 4, etanol MED 2 N 5 HAN svovelheksafluorid SF 6, acetylen MED 2 N 2. Alle disse molekylene deler de samme elektronene, og bindingene deres er mettet og rettet på samme måte (fig. 4).

Det er viktig for biologer at dobbelt- og trippelbindinger har reduserte kovalente atomradier sammenlignet med en enkeltbinding.

Ris. 4. Kovalent binding i et Cl 2-molekyl.

Ioniske og kovalente typer bindinger er to begrensende tilfeller av settet eksisterende typer kjemiske bindinger, og i praksis er de fleste bindinger mellomliggende.

Forbindelser av to elementer plassert i motsatte ender av en eller ulike perioder Mendeleevs systemer danner overveiende ioniske bindinger. Når elementer beveger seg nærmere hverandre i løpet av en periode, reduseres den ioniske naturen til forbindelsene deres, og den kovalente karakteren øker. For eksempel halogenider og oksider av grunnstoffer på venstre side periodiske tabell danner overveiende ioniske bindinger ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), og de samme forbindelsene av elementer på høyre side av tabellen er kovalente ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH glukose C6H12O6 etanol C2H5OH).

Den kovalente bindingen har på sin side en modifikasjon til.

I polyatomiske ioner og i komplekse biologiske molekyler kan begge elektronene bare komme fra en atom. Det kalles giver elektronpar. Et atom som deler dette elektronparet med en donor kalles akseptor elektronpar. Denne typen kovalent binding kalles koordinering (donor-akseptor, ellerdativ) kommunikasjon(Fig. 5). Denne typen bindinger er viktigst for biologi og medisin, siden kjemien til de d-elementene som er viktigst for metabolismen i stor grad beskrives av koordinasjonsbindinger.

Fig. 5.

Som regel fungerer metallatomet i en kompleks forbindelse som en akseptor av et elektronpar; tvert imot, i ioniske og kovalente bindinger er metallatomet en elektrondonor.

Essensen av den kovalente bindingen og dens variasjon - koordinasjonsbindingen - kan avklares ved hjelp av en annen teori om syrer og baser foreslått av GN. Lewis. Han utvidet noe det semantiske konseptet med begrepene "syre" og "base" i henhold til Brønsted-Lowry-teorien. Lewis teori forklarer arten av dannelsen av komplekse ioner og deltakelsen av stoffer i nukleofile substitusjonsreaksjoner, det vil si i dannelsen av CS.

Ifølge Lewis er en syre et stoff som er i stand til å danne en kovalent binding ved å akseptere et elektronpar fra en base. En Lewis-base er et stoff som har et ensomt elektronpar, som ved å donere elektroner danner en kovalent binding med Lewis-syre.

Det vil si at Lewis sin teori utvider rekkevidden av syre-base-reaksjoner også til reaksjoner der protoner ikke deltar i det hele tatt. Dessuten er selve protonet, ifølge denne teorien, også en syre, siden det er i stand til å akseptere et elektronpar.

Derfor, ifølge denne teorien, er kationene Lewis-syrer og anionene er Lewis-baser. Et eksempel kan være følgende reaksjoner:

Det ble bemerket ovenfor at delingen av stoffer i ioniske og kovalente er relativ, siden fullstendig elektronoverføring fra metallatomer til akseptoratomer ikke forekommer i kovalente molekyler. I forbindelser med ioniske bindinger er hvert ion i det elektriske feltet til ioner med motsatt fortegn, så de er gjensidig polarisert, og skallene deres deformeres.

Polariserbarhet bestemt av den elektroniske strukturen, ladningen og størrelsen på ionet; for anioner er det høyere enn for kationer. Den høyeste polariserbarheten blant kationer er for kationer med større ladning og mindre størrelse, for eksempel, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Har en sterk polariserende effekt N+ . Siden påvirkningen av ionepolarisering er toveis, endrer den egenskapene til forbindelsene de danner betydelig.

Den tredje typen tilkobling erdipol-dipol forbindelse

I tillegg til de listede kommunikasjonstypene er det også dipol-dipol intermolekylært interaksjoner, også kalt van der Waals .

Styrken til disse interaksjonene avhenger av molekylenes natur.

Det er tre typer interaksjoner: permanent dipol - permanent dipol ( dipol-dipol tiltrekning); permanent dipol - indusert dipol ( induksjon tiltrekning); øyeblikkelig dipol - indusert dipol ( dispersive attraksjon, eller London-styrker; ris. 6).

Ris. 6.

Bare molekyler med polare kovalente bindinger har et dipol-dipolmoment ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), og bindingsstyrken er 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10-30 coulomb meter - C × m).

I biokjemi er det en annen type forbindelse - hydrogen forbindelse som er et begrensende tilfelle dipol-dipol tiltrekning. Denne bindingen dannes av tiltrekningen mellom et hydrogenatom og et lite elektronegativt atom, oftest oksygen, fluor og nitrogen. Med store atomer som har lignende elektronegativitet (som klor og svovel), er hydrogenbindingen mye svakere. Hydrogenatomet utmerker seg ved en betydelig egenskap: når bindingselektronene trekkes bort, blir kjernen - protonet - eksponert og er ikke lenger skjermet av elektroner.

Derfor blir atomet til en stor dipol.

En hydrogenbinding, i motsetning til en van der Waals-binding, dannes ikke bare under intermolekylære interaksjoner, men også innenfor ett molekyl - intramolekylært Hydrogenbinding. Hydrogenbindinger spiller en viktig rolle i biokjemi, for eksempel for å stabilisere strukturen til proteiner i form av en a-helix, eller for dannelsen av en dobbel helix av DNA (fig. 7).

Fig.7.

Hydrogen- og van der Waals-bindinger er mye svakere enn ioniske, kovalente og koordinasjonsbindinger. Energien til intermolekylære bindinger er angitt i tabellen. 1.

Tabell 1. Energi av intermolekylære krefter

Merk: Graden av intermolekylære interaksjoner reflekteres av entalpien for smelting og fordampning (koking). Ioneforbindelser krever betydelig mer energi for å skille ioner enn for å skille molekyler. Entalpien for smelting av ioniske forbindelser er mye høyere enn for molekylære forbindelser.

Den fjerde typen tilkobling ermetallforbindelse

Til slutt er det en annen type intermolekylære bindinger - metall: kobling av positive ioner av et metallgitter med frie elektroner. Denne typen sammenheng forekommer ikke i biologiske objekter.

Fra kort overblikk typer bindinger, en detalj blir tydelig: en viktig parameter for et metallatom eller ion - en elektrondonor, så vel som et atom - en elektronakseptor, er dens størrelse.

Uten å gå inn på detaljer, legger vi merke til at de kovalente radiene til atomer, ioniske radier av metaller og van der Waals-radiene til interagerende molekyler øker ettersom deres serienummer i grupper av det periodiske systemet. I dette tilfellet er verdiene til ioneradiene de minste, og van der Waals-radiene er de største. Som regel, når du beveger deg nedover gruppen, øker radiene til alle elementene, både kovalente og van der Waals.

Av størst betydning for biologer og leger er koordinasjon(giver-akseptor) bindinger vurdert av koordinasjonskjemi.

Medisinsk bioinorganisk stoff. G.K. Barashkov

En metallisk binding er en binding som dannes mellom atomer under forhold med sterk delokalisering (fordeling av valenselektroner over flere kjemiske bindinger i en forbindelse) og elektronmangel i atomet (krystall). Den er umettet og romlig ikke-retningsbestemt.

Delokalisering av valenselektroner i metaller er en konsekvens av multisenternaturen til metallbindingen. Multisenternaturen til metallbindingen sikrer høy elektrisk ledningsevne og termisk ledningsevne av metaller.

Metningsevne bestemt av antall valensorbitaler som er involvert i dannelsen av et kjemikalie. kommunikasjon. Kvantitativ karakteristikk – valens. Valens er antall bindinger som ett atom kan danne med andre; - bestemmes av antall valensorbitaler som er involvert i dannelsen av bindinger i henhold til utvekslings- og donor-akseptormekanismene.

Fokus - forbindelsen dannes i retning av maksimal overlapping av elektronskyer; - bestemmer den kjemiske og krystallkjemiske strukturen til et stoff (hvordan atomer henger sammen i et krystallgitter).

Når en kovalent binding dannes, konsentreres elektrontettheten mellom de interagerende atomene (tegner fra notatbok). Når det gjelder en metallisk binding, delokaliseres elektrontettheten gjennom hele krystallen. (tegner fra notatbok)

(eksempel fra notatbok)

På grunn av den umettede og ikke-retningsbestemte naturen til den metalliske bindingen, er metalliske legemer (krystaller) svært symmetriske og svært koordinerte. De aller fleste metallkrystallstrukturer tilsvarer 3 typer atompakninger i krystaller:

1. GCC– kornsentrert kubisk tettpakket struktur. Pakningstetthet – 74,05 %, koordinasjonsnummer = 12.

2. GPU– sekskantet tettpakket struktur, pakningstetthet = 74,05 %, c.h. = 12.

3. BCC– volum er sentrert, pakningstetthet = 68,1 %, c.h. = 8.

En metallisk binding utelukker ikke en viss grad av kovalens. Metallkobling i sin rene form er bare karakteristisk for alkali- og jordalkalimetaller.

En ren metallisk binding er karakterisert ved en energi i størrelsesorden 100/150/200 kJ/mol, 4 ganger svakere enn en kovalent binding.

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

gulgrønn gass med en skarp irriterende lukt. Klor forekommer i naturen bare i form av forbindelser. I naturen i form av kaliumklorid, magnesium, nitrium, dannet som et resultat av fordampning av tidligere hav og innsjøer. Receipt.prom:2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2, ved elektrolyse av vann av klorider Me.\2KMnO4+16HCl=2MnCl2+2KCl+8H2O+5Cl2/Kjemisk er klor veldig aktivt, kombineres direkte med nesten alle Me, og med ikke- metaller (unntatt karbon, nitrogen, oksygen, inerte gasser), erstatter hydrogen i hydrokarboner og forener umettede forbindelser, fortrenger brom og jod fra deres forbindelser Fosfor antennes i en atmosfære av klor PCl3, og med ytterligere klorering - PCl5; svovel med klor = S2Сl2, SСl2 og andre SnClm. En blanding av klor og hydrogen brenner Med oksygen danner klor oksider: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, samt hypokloritter (salter av underklorsyre), kloritter, klorater og perklorater. Alle oksygenforbindelser av klor danner eksplosive blandinger med lett oksiderte stoffer. Kloroksider er ustabile og kan spontant eksplodere under lagring; i vann - hypoklor og salt: Cl2 + H2O = HClO + HCl. Når vandige løsninger av alkalier kloreres i kulde, dannes hypokloritt og klorider: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2O, og ved oppvarming dannes klorater. Når ammoniakk reagerer med klor, dannes nitrogentriklorid. interhalogenforbindelser med andre halogener. Fluorider ClF, ClF3, ClF5 er svært reaktive; for eksempel, i en ClF3-atmosfære, antennes glassull spontant. Kjente forbindelser av klor med oksygen og fluor er kloroksyfluorider: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 og fluorperklorat FClO4. Applikasjon: produksjon av kjemiske forbindelser, vannrensing, matsyntese, farmasøytisk industri-bakteriedrepende, antiseptisk, bleking av papir, tekstiler, pyroteknikk, fyrstikker, ødelegger ugress i landbruket.

Biologisk rolle: biogen, komponent av plante- og dyrevev. 100g er det viktigste osmotisk aktive stoffet i blodplasma, lymfe, cerebrospinalvæske og enkelte vev Daglig natriumkloridbehov = 6-9g - brød, kjøtt og meieriprodukter. Spiller en rolle i vann-saltmetabolismen, og fremmer vevretensjon av vann. Regulering av syre-basebalansen i vev utføres sammen med andre prosesser ved å endre fordelingen av klor mellom blodet og andre vev er involvert i energimetabolisme i planter, aktiverer både oksidativ fosforylering og fotofosforylering. Klor har en positiv effekt på absorpsjonen av oksygen fra røttene, en komponent av jernsaft.

37. Hydrogen, vann B = 1 oksid = + 1-1 Hydrogenionet er fullstendig blottet for elektronskall og kan nærme seg svært korte avstander og trenge inn i elektronskall.

Det vanligste elementet i universet. Den utgjør hoveddelen av solen, stjerner og andre kosmiske kropper I en fri tilstand på jorden finnes den relativt sjelden - den finnes i olje og brennbare gasser, tilstede i form av inneslutninger i noen mineraler, og de fleste av. det i vann. 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 bestrålt, 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. Metall – med d-elementer; variabel sammensetning: MeH ≤1, MeH ≤2 – innføres i hulrommene mellom atomer. Leder varme, strøm, faste stoffer. WATER.sp3-hybrid høypolart molekyl i en vinkel på 104,5 , dipoler, det vanligste løsningsmidlet Vann reagerer ved romtemperatur med aktive halogener (F, Cl) og interhalogenforbindelser med salter, svake former og svake baser, og forårsaker deres fullstendige hydrolyse. med karbonsyre og uorganiske anhydrider og syrehalogenider. syre; med aktive metallorganforbindelser; med karbider, nitrider, fosfider, silicider, hydrider av aktive Me; med mange salter, danner hydrater med boraner, silaner, karbondioksid med edelgasser; Vann reagerer ved oppvarming: med Fe, Mg, kull, metan med noen alkylhalogenider. Bruksområde: hydrogen -syntese av ammoniakk, metanol, hydrogenklorid, TV-fett, hydrogenflamme - for sveising, smelting, i metallurgi for reduksjon av Me fra oksid, brensel for raketter, i apotek - vann, peroksid-antiseptisk, bakteriedrepende, vasking, hårbleking , sterilisering.

Biologisk rolle: hydrogen-7kg, Hovedfunksjonen til hydrogen er strukturering av biologisk rom (vann og hydrogenbindinger) og dannelse av en rekke organiske molekyler (inkludert i strukturen til proteiner, karbohydrater, fett, enzymer) Takket være hydrogenbindinger,

kopiere et DNA-molekyl. Vann tar del i en enorm

antall biokjemiske reaksjoner, i alle fysiologiske og biologiske

prosesser, sikrer metabolisme mellom kroppen og eksternt miljø, mellom

celler og innenfor cellene. Vann er det strukturelle grunnlaget for celler og er nødvendig for

opprettholde deres optimale volum, det bestemmer den romlige strukturen og

funksjoner til biomolekyler.

Kjemisk forbindelse

Alle interaksjoner som fører til kombinasjonen av kjemiske partikler (atomer, molekyler, ioner, etc.) til stoffer deles inn i kjemiske bindinger og intermolekylære bindinger (intermolekylære interaksjoner).

Kjemiske bindinger- bindes direkte mellom atomer. Det er ioniske, kovalente og metalliske bindinger.

Intermolekylære bindinger- forbindelser mellom molekyler. Dette er hydrogenbindinger, ione-dipolbindinger (på grunn av dannelsen av denne bindingen, for eksempel oppstår dannelsen av et hydreringsskall av ioner), dipol-dipol (på grunn av dannelsen av denne bindingen, kombineres molekyler av polare stoffer for eksempel i flytende aceton), etc.

Ionebinding- en kjemisk binding dannet på grunn av den elektrostatiske tiltrekningen av motsatt ladede ioner. I binære forbindelser (forbindelser av to grunnstoffer) dannes det når størrelsene på de bundne atomene er svært forskjellige fra hverandre: noen atomer er store, andre er små - det vil si at noen atomer lett gir fra seg elektroner, mens andre har en tendens til å godta dem (vanligvis er dette atomer av elementene som danner typiske metaller og atomer av elementer som danner typiske ikke-metaller); elektronegativiteten til slike atomer er også veldig forskjellig.
Ionebinding er ikke-retningsbestemt og ikke-mettet.

Kovalent binding- en kjemisk binding som oppstår på grunn av dannelsen av et felles elektronpar. En kovalent binding dannes mellom små atomer med samme eller lignende radier. Forutsetning- tilstedeværelsen av uparrede elektroner i begge bundne atomer (utvekslingsmekanisme) eller et ensomt par i ett atom og en fri orbital i det andre (donor-akseptormekanisme):

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

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

Dobbelt- og trippelbindinger kalles multippelbindinger.

I henhold til fordelingen av elektrontetthet mellom de bundne atomene, er en kovalent binding delt inn i ikke-polar Og polar. En ikke-polar binding dannes mellom identiske atomer, en polar - mellom forskjellige.

Elektronegativitet- et mål på evnen til et atom i et stoff til å tiltrekke seg vanlige elektronpar.
Elektronparene av polare bindinger forskyves mot mer elektronegative elementer. Selve forskyvningen av elektronpar kalles bindingspolarisering. De partielle (overskytende) ladningene som dannes under polarisering er betegnet med + og -, for eksempel: .

Basert på arten av overlappingen av elektronskyer ("orbitaler"), er en kovalent binding delt inn i -binding og -binding.
-En binding dannes på grunn av direkte overlapping av elektronskyer (langs den rette linjen som forbinder atomkjernene), -en binding dannes på grunn av lateral overlapping (på begge sider av planet som atomkjernene ligger i).

En kovalent binding er retningsbestemt og mettbar, så vel som polariserbar.
Hybridiseringsmodellen brukes til å forklare og forutsi den gjensidige retningen til kovalente bindinger.

Hybridisering av atomorbitaler og elektronskyer- den antatte justeringen av atomorbitaler i energi, og elektronskyer i form når et atom danner kovalente bindinger.
De tre vanligste typene 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 (flat trekantet form);
sp 3-hybridisering - i molekyler CCl 4, SiH 4, CH 4 (tetraedrisk form); NH3 (pyramideformet); H 2 O (vinkelform).

Metallkobling- en kjemisk binding dannet ved å dele valenselektronene til alle bundne atomer i en metallkrystall. Som et resultat dannes en enkelt elektronsky av krystallen, som lett beveger seg under påvirkning av elektrisk spenning - derav den høye elektriske ledningsevnen til metaller.
En metallisk binding dannes når atomene som bindes er store og derfor har en tendens til å gi fra seg elektroner. Enkle stoffer med metallbinding er metaller (Na, Ba, Al, Cu, Au, etc.), komplekse stoffer er intermetalliske forbindelser (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8, etc.).
Metallbindingen har ikke retning eller metning. Det er også bevart i metallsmelter.

Hydrogenbinding- en intermolekylær binding dannet på grunn av delvis aksept av et elektronpar fra et svært elektronegativt atom av et hydrogenatom med en stor positiv partiell ladning. Det dannes i tilfeller der det ene molekylet inneholder et atom med et ensomt elektronpar og høy elektronegativitet (F, O, N), og det andre inneholder et hydrogenatom bundet av en svært polar binding til ett av disse atomene. 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 finnes i polypeptidmolekyler, nukleinsyrer, proteiner osv.

Et mål på styrken til enhver binding er bindingsenergien.
Kommunikasjonsenergi- energien som kreves for å bryte en gitt kjemisk binding i 1 mol av et stoff. Måleenheten er 1 kJ/mol.

Energiene til ioniske og kovalente bindinger er av samme størrelsesorden, energien til hydrogenbindinger er en størrelsesorden mindre.

Energien til en kovalent binding avhenger av størrelsen på de bundne atomene (bindingslengden) og av bindingens mangfold. Jo mindre atomer og jo større bindingsmangfold, jo større er energien.

Ionebindingsenergien avhenger av størrelsen på ionene og deres ladninger. Jo mindre ioner og jo større ladning, jo større bindingsenergi.

Stoffets struktur

I henhold til type struktur er alle stoffer delt inn i molekylær Og ikke-molekylær. Blant organisk materiale molekylære stoffer dominerer blant uorganiske stoffer, ikke-molekylære stoffer dominerer.

Basert på type kjemisk binding deles stoffer inn i stoffer med kovalente bindinger, stoffer med ioniske bindinger (ioniske stoffer) og stoffer med metalliske bindinger (metaller).

Stoffer med kovalente bindinger kan være molekylære eller ikke-molekylære. Dette påvirker deres fysiske egenskaper betydelig.

Molekylære stoffer består av molekyler forbundet med hverandre med svake intermolekylære bindinger, disse inkluderer: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 og andre enkle 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 stoffene har ikke høy styrke, de har lave temperaturer smelting og koking, ikke utfør elektrisitet, noen av dem er løselige i vann eller andre løsemidler.

Ikke-molekylære stoffer med kovalente bindinger eller atomiske stoffer (diamant, grafitt, Si, SiO 2, SiC og andre) danner svært sterke krystaller (med unntak av lagdelt grafitt), de er uløselige i vann og andre løsemidler, har høye temperaturer smelter og koker, de fleste av dem leder ikke elektrisk strøm (bortsett fra grafitt, som er elektrisk ledende, og halvledere - silisium, germanium, etc.)

Alle ioniske stoffer er naturlig ikke-molekylære. Dette er faste, ildfaste stoffer, løsninger og smelter som leder elektrisk strøm. Mange av dem er løselige i vann. Det skal bemerkes at i ioniske stoffer, hvis krystaller består av komplekse ioner, er det også kovalente bindinger, for eksempel: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-), osv. Atomene som utgjør komplekse ioner er forbundet med kovalente bindinger.

Metaller (stoffer med metalliske bindinger) svært forskjellige i deres fysiske egenskaper. Blant dem er det flytende (Hg), veldig myk (Na, K) og veldig harde metaller(W, Nb).

Karakteristisk fysiske egenskaper metaller er deres høye elektriske ledningsevne (i motsetning til halvledere, den avtar med økende temperatur), høy varmekapasitet og duktilitet (for rene metaller).

I fast tilstand er nesten alle stoffer sammensatt av krystaller. I henhold til typen struktur og type kjemisk binding, krystaller (" krystallgitter") delt på atomisk(krystaller er det ikke molekylære stoffer med en kovalent binding), ionisk(krystaller av ioniske stoffer), molekylær(krystaller av molekylære stoffer med kovalente bindinger) og metall(krystaller av stoffer med en metallisk binding).

Oppgaver og tester om emnet "Tema 10. "Kjemisk binding. Materiens struktur."

Typer kjemisk binding - Oppbygning av materie karakter 8–9
Leksjoner: 2 oppgaver: 9 prøver: 1
Oppgaver: 9 prøver: 1

Etter å ha jobbet gjennom dette emnet, bør du forstå følgende konsepter: kjemisk binding, intermolekylær binding, ionebinding, kovalent binding, metallisk binding, hydrogenbinding, enkeltbinding, dobbeltbinding, trippelbinding, multiple bindinger, ikke-polar binding, polarbinding, elektronegativitet, bindingspolarisering, - og -binding, hybridisering av atomorbitaler, bindende energi.

Du må kjenne klassifiseringen av stoffer etter type struktur, etter type kjemisk binding, avhengigheten av egenskapene til enkle og komplekse stoffer på typen kjemisk binding og typen "krystallgitter".

Du må kunne: bestemme type kjemisk binding i et stoff, type hybridisering, utarbeide diagrammer over bindingsdannelse, bruke begrepet elektronegativitet, en rekke elektronegativitet; vite hvordan elektronegativitet endres i kjemiske elementer fra samme periode og en gruppe for å bestemme polariteten til en kovalent binding.

Etter å ha forsikret deg om at alt du trenger er lært, fortsett til å fullføre oppgavene. Vi ønsker deg suksess.

Anbefalt lesing: