Kjemisk binding: definisjon, typer, klassifisering og trekk ved definisjonen. Kjemisk binding: definisjon, typer, egenskaper

Kjennetegn ved kjemiske bindinger

Læren om kjemisk binding danner grunnlaget for all teoretisk kjemi. En kjemisk binding forstås som samspillet mellom atomer som binder dem til molekyler, ioner, radikaler og krystaller. Det er fire typer kjemiske bindinger: ionisk, kovalent, metallisk og hydrogen. Ulike typer bindinger kan finnes i de samme stoffene.

1. I baser: mellom oksygen- og hydrogenatomene i hydroksogruppene er bindingen polar kovalent, og mellom metallet og hydroksogruppen er den ionisk.

2. I salter av oksygenholdige syrer: mellom det ikke-metalliske atomet og oksygenet til den sure resten - kovalent polar, og mellom metallet og den sure resten - ionisk.

3. I ammonium-, metylammonium-, etc.-salter er det mellom nitrogen- og hydrogenatomene en polar kovalent, og mellom ammonium- eller metylammoniumioner og syreresten - ionisk.

4. I metallperoksider (for eksempel Na 2 O 2) er bindingen mellom oksygenatomene kovalent, upolar, og mellom metallet og oksygen er ionisk osv.

Årsaken til enheten av alle typer og typer kjemiske bindinger er deres identiske kjemiske natur - elektron-kjernefysisk interaksjon. Dannelsen av en kjemisk binding er i alle fall resultatet av elektron-kjerne-interaksjon av atomer, ledsaget av frigjøring av energi.

Metoder for å danne en kovalent binding

Kovalent kjemisk binding er en binding som oppstår mellom atomer på grunn av dannelsen av delte elektronpar.

Kovalente forbindelser er vanligvis gasser, væsker eller relativt lavtsmeltende faste stoffer. Et av de sjeldne unntakene er diamant, som smelter over 3500 °C. Dette forklares av strukturen til diamant, som er et kontinuerlig gitter av kovalent bundne karbonatomer, og ikke en samling av individuelle molekyler. Faktisk er enhver diamantkrystall, uavhengig av størrelsen, ett enormt molekyl.

En kovalent binding oppstår når elektronene til to ikke-metalliske atomer kombineres. Den resulterende strukturen kalles et molekyl.

Mekanismen for dannelse av en slik binding kan være utveksling eller donor-akseptor.

I de fleste tilfeller har to kovalent bundne atomer forskjellig elektronegativitet og de delte elektronene tilhører ikke de to atomene likt. Mesteparten av tiden er de nærmere ett atom enn et annet. I et hydrogenkloridmolekyl, for eksempel, befinner elektronene som danner en kovalent binding seg nærmere kloratomet fordi elektronegativiteten er høyere enn hydrogen. Forskjellen i evnen til å tiltrekke elektroner er imidlertid ikke stor nok til at fullstendig elektronoverføring fra hydrogenatomet til kloratomet kan skje. Derfor kan bindingen mellom hydrogen- og kloratomer betraktes som en krysning mellom en ionisk binding (fullstendig elektronoverføring) og en ikke-polar kovalent binding (et symmetrisk arrangement av et elektronpar mellom to atomer). Delladningen på atomer er betegnet Gresk bokstavδ. En slik binding kalles en polar kovalent binding, og hydrogenkloridmolekylet sies å være polart, det vil si at det har en positivt ladet ende (hydrogenatom) og en negativt ladet ende (kloratom).

1. Utvekslingsmekanismen fungerer når atomer danner delte elektronpar ved å kombinere uparede elektroner.

1) H2 - hydrogen.

Bindingen oppstår på grunn av dannelsen av et felles elektronpar av s-elektronene til hydrogenatomer (overlappende s-orbitaler).

2) HCl - hydrogenklorid.

Bindingen oppstår på grunn av dannelsen av et felles elektronpar av s- og p-elektroner (overlappende s-p-orbitaler).

3) Cl 2: I et klormolekyl kovalent binding dannes på grunn av uparrede p-elektroner (overlappende p-p orbitaler).

4) N​2: I nitrogenmolekylet dannes tre vanlige elektronpar mellom atomene.

Donor-akseptormekanisme for kovalent bindingsdannelse

Donor har et elektronpar akseptor- fri bane som dette paret kan okkupere. I ammoniumionet er alle fire bindinger med hydrogenatomer kovalente: tre ble dannet på grunn av opprettelsen av vanlige elektronpar av nitrogenatomet og hydrogenatomer i henhold til utvekslingsmekanismen, en - gjennom donor-akseptormekanismen. Kovalente bindinger er klassifisert etter måten elektronorbitalene overlapper, så vel som ved deres forskyvning mot et av de bundne atomene. Kjemiske bindinger dannet som et resultat av overlappende elektronorbitaler langs en bindingslinje kalles σ - tilkoblinger(sigma-bindinger). Sigma-bindingen er veldig sterk.

p-orbitaler kan overlappe i to regioner, og danner en kovalent binding på grunn av lateral overlapping.

Kjemiske bindinger dannet som et resultat av den "laterale" overlappingen av elektronorbitaler utenfor bindingslinjen, det vil si i to regioner, kalles pi-bindinger.

I henhold til graden av forskyvning av vanlige elektronpar til et av atomene de forbinder, kan en kovalent binding være polar eller ikke-polar. En kovalent kjemisk binding dannet mellom atomer med samme elektronegativitet kalles ikke-polar. Elektronpar forskyves ikke mot noen av atomene, siden atomer har samme elektronegativitet - egenskapen til å tiltrekke seg valenselektroner fra andre atomer. For eksempel,

dvs. molekyler dannes gjennom en kovalent ikke-polar binding enkle stoffer-ikke-metaller. En kovalent kjemisk binding mellom atomer av elementer hvis elektronegativitet er forskjellig kalles polar.

For eksempel er NH 3 ammoniakk. Nitrogen er et mer elektronegativt grunnstoff enn hydrogen, så de delte elektronparene forskyves mot atomet.

Kjennetegn på en kovalent binding: bindingslengde og energi

De karakteristiske egenskapene til en kovalent binding er dens lengde og energi. Bindingslengden er avstanden mellom atomkjerner. Jo kortere lengden på en kjemisk binding er, jo sterkere er den. Et mål på bindingsstyrke er imidlertid bindingsenergi, som bestemmes av mengden energi som kreves for å bryte bindingen. Det måles vanligvis i kJ/mol. Således, ifølge eksperimentelle data, er bindingslengdene til henholdsvis H 2, Cl 2 og N 2 molekylene 0,074, 0,198 og 0,109 nm, og bindingsenergiene er henholdsvis 436, 242 og 946 kJ/mol.

Ioner. Ionebinding

Det er to hovedmuligheter for et atom å adlyde oktettregelen. Den første av disse er dannelsen av ioniske bindinger. (Den andre er dannelsen av en kovalent binding, som vil bli diskutert nedenfor). Når en ionisk binding dannes, mister et metallatom elektroner, og et ikke-metallatom får elektroner.

La oss forestille oss at to atomer "møtes": et atom i et gruppe I-metall og et ikke-metallatom i gruppe VII. Et metallatom har et enkelt elektron på det ytre energinivået, mens et ikke-metallatom bare mangler ett elektron for at det ytre nivået skal være fullstendig. Det første atomet vil lett gi det andre elektronet sitt, som er langt fra kjernen og svakt assosiert med det, og det andre vil gi det ledig plass på eksternt elektronisk nivå. Da vil atomet, fratatt en av sine negative ladninger, bli en positivt ladet partikkel, og den andre vil bli til en negativt ladet partikkel på grunn av det resulterende elektronet. Slike partikler kalles ioner.

Dette er en kjemisk binding som oppstår mellom ioner. Tall som viser antall atomer eller molekyler kalles koeffisienter, og tall som viser antall atomer eller ioner i et molekyl kalles indekser.

Metallkobling

Metaller har spesifikke egenskaper, forskjellig fra egenskapene til andre stoffer. Disse egenskapene er relativt høye temperaturer smelting, evne til å reflektere lys, høy termisk og elektrisk ledningsevne. Disse funksjonene skyldes eksistensen i metaller spesiell type tilkobling - metall tilkobling.

Metallisk binding er en binding mellom positive ioner i metallkrystaller, utført på grunn av tiltrekningen av elektroner som beveger seg fritt gjennom krystallen. Atomene til de fleste metaller på det ytre nivået inneholder et lite antall elektroner - 1, 2, 3. Disse elektronene gå lett av, og atomene blir til positive ioner. De løsrevne elektronene beveger seg fra ett ion til et annet, og binder dem til en enkelt helhet. Ved å forbinde med ioner, danner disse elektronene midlertidig atomer, brytes deretter av igjen og kombineres med et annet ion, etc. En prosess skjer i det uendelige, som skjematisk kan avbildes som følger:

Følgelig, i volumet til metallet, omdannes atomer kontinuerlig til ioner og omvendt. Bindingen i metaller mellom ioner gjennom delte elektroner kalles metallisk. Den metalliske bindingen har noen likheter med den kovalente bindingen, siden den er basert på deling av eksterne elektroner. Imidlertid, med en kovalent binding, deles de ytre uparrede elektronene til bare to naboatomer, mens med en metallisk binding deltar alle atomer i deling av disse elektronene. Derfor er krystaller med en kovalent binding sprø, men med en metallbinding er de som regel duktile, elektrisk ledende og har en metallisk glans.

Metallisk binding er karakteristisk for både rene metaller og blandinger av ulike metaller - legeringer i fast og flytende tilstand. Men i damptilstand er metallatomer forbundet med hverandre med en kovalent binding (natriumdamp fyller for eksempel gule lyslamper for å lyse opp gatene i store byer). Metallpar består av individuelle molekyler (monatomiske og diatomiske).

En metallbinding skiller seg også fra en kovalent binding i styrke: energien er 3-4 ganger mindre enn energien til en kovalent binding.

Bindingsenergi er energien som kreves for å bryte en kjemisk binding i alle molekyler som utgjør en mol av et stoff. Energiene til kovalente og ioniske bindinger er vanligvis høye og utgjør verdier i størrelsesorden 100-800 kJ/mol.

Hydrogenbinding

Kjemisk binding mellom positivt polariserte hydrogenatomer av ett molekyl(eller deler derav) og negativt polariserte atomer av sterkt elektronegative elementer har delte elektronpar (F, O, N og sjeldnere S og Cl), kalles et annet molekyl (eller deler derav) hydrogen. Utdanningsmekanisme Hydrogenbinding har dels elektrostatisk, dels d ære-aksepterende karakter.

Eksempler på intermolekylær hydrogenbinding:

I nærvær av en slik forbindelse kan selv lavmolekylære stoffer under normale forhold være væsker (alkohol, vann) eller lett flytende gasser (ammoniakk, hydrogenfluorid). I biopolymerer - proteiner (sekundær struktur) - er det en intramolekylær hydrogenbinding mellom karbonyloksygen og hydrogenet i aminogruppen:

Polynukleotidmolekyler - DNA (deoksyribonukleinsyre) - er doble helixer der to kjeder av nukleotider er koblet til hverandre ved hjelp av hydrogenbindinger. I dette tilfellet fungerer komplementaritetsprinsippet, det vil si at disse bindingene dannes mellom visse par bestående av purin- og pyrimidinbaser: overfor adenin-nukleotidet (A) er tymin (T), og mot guanin (G) er cytosinet. (C).

Stoffer med hydrogenbindinger har molekylære krystallgitter.

Atomer av de fleste grunnstoffer eksisterer ikke separat, da de kan samhandle med hverandre. Denne interaksjonen produserer mer komplekse partikler.

Naturen til en kjemisk binding er virkningen av elektrostatiske krefter, som er kreftene i samspillet mellom elektriske ladninger. Elektroner og atomkjerner har slike ladninger.

Elektroner som ligger på de ytre elektroniske nivåene (valenselektroner), som er lengst fra kjernen, samhandler svakest med den og er derfor i stand til å bryte seg bort fra kjernen. De er ansvarlige for å binde atomer til hverandre.

Typer av interaksjoner i kjemi

Typer kjemiske bindinger kan presenteres i følgende tabell:

Kjennetegn ved ionisk binding

Kjemisk reaksjon som oppstår pga ionattraksjonå ha forskjellige ladninger kalles ionisk. Dette skjer hvis atomene som bindes har en betydelig forskjell i elektronegativitet (det vil si evnen til å tiltrekke seg elektroner) og elektronparet går til det mer elektronegative elementet. Resultatet av denne overføringen av elektroner fra ett atom til et annet er dannelsen av ladede partikler - ioner. Det oppstår en tiltrekning mellom dem.

De har de laveste elektronegativitetsindeksene typiske metaller, og de største er typiske ikke-metaller. Ioner dannes altså ved samspillet mellom typiske metaller og typiske ikke-metaller.

Metallatomer blir positivt ladede ioner (kationer), som donerer elektroner til deres ytre elektronnivåer, og ikke-metaller aksepterer elektroner, og blir dermed til negativt ladet ioner (anioner).

Atomer beveger seg inn i en mer stabil energitilstand, fullføre sine elektroniske konfigurasjoner.

Ionebindingen er ikke-retningsbestemt og ikke-mettbar, siden elektrostatisk interaksjon forekommer i alle retninger, følgelig kan ionet tiltrekke seg ioner motsatt tegn i alle retninger.

Arrangementet av ionene er slik at rundt hver er det et visst antall motsatt ladede ioner. Konseptet med "molekyl" for ioniske forbindelser gir ikke mening.

Eksempler på utdanning

Dannelsen av en binding i natriumklorid (nacl) skyldes overføringen av et elektron fra Na-atomet til Cl-atomet for å danne de tilsvarende ionene:

Na 0 - 1 e = Na + (kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

I natriumklorid er det seks kloridanioner rundt natriumkationene, og seks natriumioner rundt hvert kloridion.

Når interaksjon dannes mellom atomer i bariumsulfid, skjer følgende prosesser:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba donerer sine to elektroner til svovel, noe som resulterer i dannelsen av svovelanioner S 2- og bariumkationer Ba 2+.

Metall kjemisk binding

Antall elektroner i de ytre energinivåene til metaller er lite de skilles lett fra kjernen. Som et resultat av denne løsrivelsen dannes metallioner og frie elektroner. Disse elektronene kalles "elektrongass". Elektroner beveger seg fritt gjennom volumet av metallet og er konstant bundet og separert fra atomer.

Strukturen til metallstoffet er som følger: krystallgitteret er skjelettet til stoffet, og mellom nodene kan elektroner bevege seg fritt.

Følgende eksempler kan gis:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalent: polar og ikke-polar

Den vanligste typen kjemisk interaksjon er en kovalent binding. Elektronegativitetsverdiene til elementene som interagerer avviker ikke skarpt, derfor skjer det bare et skift av det vanlige elektronparet til et mer elektronegativt atom.

Kovalente interaksjoner kan dannes av en utvekslingsmekanisme eller en donor-akseptormekanisme.

Utvekslingsmekanismen realiseres hvis hvert av atomene har uparrede elektroner på de ytre elektroniske nivåene og overlappingen av atomorbitaler fører til utseendet til et par elektroner som allerede tilhører begge atomene. Når ett av atomene har et par elektroner på det ytre elektroniske nivået, og det andre har en fri orbital, så når atomorbitalene overlapper, deles elektronparet og samhandler i henhold til donor-akseptor-mekanismen.

Kovalente deles ved multiplisitet i:

• enkel eller enkel;
• dobbelt;
• tredobler.

Doble sikrer deling av to elektronpar samtidig, og trippel - tre.

I henhold til fordelingen av elektrontetthet (polaritet) mellom bundne atomer, er en kovalent binding delt inn i:

• ikke-polar;
• polar.

En upolar binding dannes av identiske atomer, og en polar binding dannes av forskjellig elektronegativitet.

Samspillet mellom atomer med lignende elektronegativitet kalles en ikke-polar binding. Det vanlige elektronparet i et slikt molekyl tiltrekkes ikke av noen av atomene, men tilhører likt begge.

Samspillet mellom elementer som er forskjellige i elektronegativitet fører til dannelsen av polare bindinger. I denne typen interaksjon blir delte elektronpar tiltrukket av det mer elektronegative elementet, men overføres ikke fullstendig til det (det vil si at dannelsen av ioner ikke forekommer). Som et resultat av dette skiftet i elektrontetthet vises partielle ladninger på atomene: jo mer elektronegativ har en negativ ladning, og jo mindre elektronegativ har en positiv ladning.

Egenskaper og egenskaper ved kovalens

Hovedkarakteristika for en kovalent binding:

• Lengden bestemmes av avstanden mellom kjernene til interagerende atomer.
• Polariteten bestemmes av forskyvningen av elektronskyen mot et av atomene.
• Retningsevne er egenskapen til å danne bindinger orientert i rommet og følgelig molekyler som har visse geometriske former.
• Metning bestemmes av evnen til å danne et begrenset antall bindinger.
• Polariserbarhet bestemmes av evnen til å endre polaritet under påvirkning av et eksternt elektrisk felt.
• Energien som kreves for å bryte en binding bestemmer styrken.

Et eksempel på en kovalent ikke-polar interaksjon kan være molekylene hydrogen (H2), klor (Cl2), oksygen (O2), nitrogen (N2) og mange andre.

H·+·H → H-H molekyl har en enkelt ikke-polar binding,

O: + :O → O=O-molekylet har en dobbel upolar,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekylet er trippel upolart.

Eksempler på kovalente bindinger av kjemiske elementer inkluderer molekyler av karbondioksid (CO2) og karbonmonoksid (CO), hydrogensulfid (H2S), av saltsyre(HCL), vann (H2O), metan (CH4), svoveloksid (SO2) og mange andre.

I CO2-molekylet er forholdet mellom karbon- og oksygenatomer kovalent polart, siden det mer elektronegative hydrogenet tiltrekker seg elektrontetthet. Oksygen har to uparrede elektroner i sitt ytre skall, mens karbon kan gi fire valenselektroner for å danne interaksjonen. Som et resultat dannes det dobbeltbindinger og molekylet ser slik ut: O=C=O.

For å bestemme typen binding i et bestemt molekyl, er det nok å vurdere dets atomer. Enkle metallstoffer danner en metallisk binding, metaller med ikke-metaller danner en ionisk binding, enkle ikke-metalliske stoffer danner en kovalent ikke-polar binding, og molekyler som består av forskjellige ikke-metaller dannes gjennom en polar kovalent binding.

Enhver interaksjon mellom atomer er bare mulig hvis det er en kjemisk binding. En slik forbindelse er årsaken til dannelsen av et stabilt polyatomisk system - et molekylært ion, et molekyl, krystallgitter. En sterk kjemisk binding krever mye energi for å brytes, og det er derfor det er den grunnleggende størrelsen for å måle bindingsstyrken.

Betingelser for dannelse av en kjemisk binding

Dannelsen av en kjemisk binding er alltid ledsaget av frigjøring av energi. Denne prosessen oppstår på grunn av en reduksjon potensiell energi systemer av interagerende partikler - molekyler, ioner, atomer. Den potensielle energien til det resulterende systemet av samvirkende elementer er alltid mindre enn energien til ubundne utgående partikler. Derfor er grunnlaget for fremveksten av en kjemisk binding i et system reduksjonen i den potensielle energien til elementene.

Arten av kjemisk interaksjon

En kjemisk binding er en konsekvens av samspillet mellom elektromagnetiske felt som oppstår rundt elektronene og atomkjernene til de stoffene som deltar i dannelsen av et nytt molekyl eller krystall. Etter oppdagelsen av teorien om atomstruktur ble arten av denne interaksjonen mer tilgjengelig for studier.

Ideen om den elektriske naturen til en kjemisk binding kom først fra den engelske fysikeren G. Davy, som foreslo at molekyler dannes på grunn av den elektriske tiltrekningen av motsatt ladede partikler. Denne ideen interesserte den svenske kjemikeren og naturviteren I.Ya. Bercellius, som utviklet den elektrokjemiske teorien om forekomsten av kjemiske bindinger.

Den første teorien, som forklarte prosessene for kjemisk interaksjon mellom stoffer, var ufullkommen, og over tid måtte den forlates.

Butlerovs teori

Et mer vellykket forsøk på å forklare naturen til den kjemiske bindingen til stoffer ble gjort av den russiske forskeren A.M. Denne forskeren baserte sin teori på følgende antakelser:

• Atomer i bundet tilstand er bundet til hverandre i i en bestemt rekkefølge. En endring i denne rekkefølgen forårsaker dannelsen av et nytt stoff.
• Atomer binder seg til hverandre i henhold til valenslovene.
• Egenskapene til et stoff avhenger av rekkefølgen av forbindelsen til atomer i stoffets molekyl. Et annet arrangement forårsaker en endring i de kjemiske egenskapene til stoffet.
• Atomer knyttet til hverandre påvirker hverandre sterkest.

Butlerovs teori forklarte egenskapene til kjemiske stoffer ikke bare ved deres sammensetning, men også ved rekkefølgen av atomer. Slik intern orden ER. Butlerov kalte det "kjemisk struktur".

Teorien til den russiske forskeren gjorde det mulig å gjenopprette orden i klassifiseringen av stoffer og ga muligheten til å bestemme strukturen til molekyler etter deres kjemiske egenskaper. Teorien svarte også på spørsmålet: hvorfor molekyler som inneholder samme antall atomer har forskjellige kjemiske egenskaper.

Forutsetninger for å lage teorier om kjemisk binding

I sin teori om kjemisk struktur berørte Butlerov ikke spørsmålet om hva en kjemisk binding er. Det var for lite data tilgjengelig for dette da. intern struktur stoffer. Først etter oppdagelsen av den planetariske modellen av atomet, begynte den amerikanske forskeren Lewis å utvikle hypotesen om at en kjemisk binding oppstår gjennom dannelsen av et elektronpar som samtidig tilhører to atomer. Deretter ble denne ideen grunnlaget for utviklingen av teorien om kovalente bindinger.

Kovalent kjemisk binding

Bærekraftig kjemisk forbindelse kan dannes når elektronskyene til to naboatomer overlapper hverandre. Resultatet av et slikt gjensidig skjæring er en økende elektrontetthet i det indre nukleære rommet. Atomkjernene er som kjent positivt ladet, og prøver derfor å bli tiltrukket så nært som mulig til den negativt ladede elektronskyen. Denne attraksjonen er mye sterkere enn frastøtende krefter mellom to positivt ladede kjerner, så denne forbindelsen er stabil.

Kjemiske bindingsberegninger ble først utført av kjemikerne Heitler og London. De undersøkte bindingen mellom to hydrogenatomer. Den enkleste visuelle representasjonen av det kan se slik ut:

Som du kan se, opptar elektronparet en kvanteplass i begge hydrogenatomene. Dette tosenterarrangementet av elektroner kalles en "kovalent kjemisk binding." Kovalente bindinger er typiske for molekyler av enkle stoffer og deres ikke-metallforbindelser. Stoffer skapt av kovalente bindinger leder vanligvis ikke elektrisitet eller er halvledere.

Ionebinding

En ionisk kjemisk binding oppstår når to motsatt ladede ioner tiltrekker hverandre. Ioner kan være enkle, bestående av ett atom av et stoff. I forbindelser av denne typen er enkle ioner oftest positivt ladede metallatomer i gruppe 1 og 2 som har mistet elektronet sitt. Dannelsen av negative ioner er iboende i atomene til typiske ikke-metaller og deres syrebaser. Blant de typiske ioniske forbindelsene er det derfor mange alkalimetallhalogenider, slik som CsF, NaCl og andre.

I motsetning til en kovalent binding, er ikke et ion mettet: et ion eller en gruppe ioner kan kobles sammen med et varierende antall motsatt ladede ioner. Antall festede partikler begrenses kun av de lineære dimensjonene til de samvirkende ionene, samt betingelsen under hvilke tiltrekningskreftene til motsatt ladede ioner må være større enn frastøtende kreftene til like ladede partikler som deltar i forbindelsen ionisk type.

Hydrogenbinding

Allerede før etableringen av teorien om kjemisk struktur ble det eksperimentelt lagt merke til at hydrogenforbindelser med forskjellige ikke-metaller har noe uvanlige egenskaper. For eksempel er kokepunktene for hydrogenfluorid og vann mye høyere enn man kan forvente.

Disse og andre trekk ved hydrogenforbindelser kan forklares med H+-atomets evne til å danne en annen kjemisk binding. Denne typen forbindelse kalles en "hydrogenbinding." Årsakene til forekomsten av en hydrogenbinding ligger i egenskapene til elektrostatiske krefter. For eksempel, i et hydrogenfluoridmolekyl er den totale elektronskyen så forskjøvet mot fluor at rommet rundt et atom av dette stoffet er mettet med negativt elektrisk felt. Rundt et hydrogenatom, fratatt dets eneste elektron, er feltet mye svakere og har en positiv ladning. Som et resultat oppstår det et ytterligere forhold mellom de positive feltene til elektronskyene H + og negative F - .

Kjemisk binding av metaller

Atomene til alle metaller befinner seg i verdensrommet på en bestemt måte. Ordningen av metallatomer kalles et krystallgitter. I dette tilfellet samhandler elektroner av forskjellige atomer svakt med hverandre, og danner en felles elektronsky. Denne typen interaksjon mellom atomer og elektroner kalles en "metallisk binding".

Det er fri bevegelse av elektroner i metaller som kan forklare fysiske egenskaper metalliske stoffer: elektrisk ledningsevne, termisk ledningsevne, styrke, smelteevne og andre.

Alle for tiden kjente kjemiske grunnstoffer som ligger på det periodiske systemet er delt inn i to: store grupper: metaller og ikke-metaller. For at de ikke bare skal bli elementer, men forbindelser, kjemikalier, kunne samhandle med hverandre, må de eksistere i form av enkle og komplekse stoffer.

Dette er grunnen til at noen elektroner prøver å akseptere, mens andre prøver å gi bort. Ved å fylle på hverandre på denne måten, dannes elementene forskjellige kjemiske molekyler. Men hva holder dem sammen? Hvorfor finnes det stoffer med en slik styrke at selv de mest alvorlige instrumenter ikke kan ødelegges? Andre, tvert imot, blir ødelagt av den minste påvirkning. Alt dette forklares av dannelsen av ulike typer kjemiske bindinger mellom atomer i molekyler, dannelsen av et krystallgitter med en viss struktur.

Typer kjemiske bindinger i forbindelser

Totalt er det 4 hovedtyper av kjemiske bindinger.

1. Kovalent ikke-polar. Det dannes mellom to identiske ikke-metaller på grunn av deling av elektroner, dannelsen av vanlige elektronpar. Valens uparrede partikler deltar i dannelsen. Eksempler: halogener, oksygen, hydrogen, nitrogen, svovel, fosfor.
2. Kovalent polar. Dannet mellom to forskjellige ikke-metaller eller mellom et metall med svært svake egenskaper og et ikke-metall med svak elektronegativitet. Den er også basert på vanlige elektronpar og trekkingen av dem mot seg selv av atomet hvis elektronaffinitet er høyere. Eksempler: NH 3, SiC, P 2 O 5 og andre.
3. Hydrogenbinding. Den mest ustabile og svakeste, den er dannet mellom et svært elektronegativt atom i ett molekyl og et positivt atom i et annet. Oftest skjer dette når stoffer løses opp i vann (alkohol, ammoniakk osv.). Takket være denne forbindelsen kan proteinmakromolekyler eksistere, nukleinsyrer, komplekse karbohydrater og så videre.
4. Ionebinding. Det dannes på grunn av kreftene til elektrostatisk tiltrekning av forskjellig ladede metallioner og ikke-metallioner. Jo sterkere forskjellen er i denne indikatoren, desto tydeligere uttrykkes den ioniske naturen til interaksjonen. Eksempler på forbindelser: binære salter, komplekse forbindelser - baser, salter.
5. En metallisk binding, hvis dannelsesmekanisme, så vel som dens egenskaper, vil bli diskutert videre. Det er dannet i metaller og deres legeringer av forskjellige slag.

Det er noe slikt som enheten til en kjemisk binding. Det sier bare at det er umulig å betrakte enhver kjemisk binding som en standard. De er alle bare konvensjonelt utpekte enheter. Tross alt er alle interaksjoner basert på et enkelt prinsipp - elektron-statisk interaksjon. Derfor har ioniske, metalliske, kovalente og hydrogenbindinger samme kjemiske natur og er bare grensetilfeller av hverandre.

Metaller og deres fysiske egenskaper

Metaller finnes i det overveldende flertallet av alle kjemiske grunnstoffer. Dette skyldes deres spesielle egenskaper. En betydelig del av dem ble skaffet av mennesker kjernefysiske reaksjoner under laboratorieforhold er de radioaktive med kort halveringstid.

Imidlertid er flertallet naturlige elementer som danner helheter. steiner og malm, er en del av de viktigste forbindelsene. Det var fra dem folk lærte å støpe legeringer og lage mange vakre og viktige produkter. Disse er kobber, jern, aluminium, sølv, gull, krom, mangan, nikkel, sink, bly og mange andre.

For alle metaller kan vanlige fysiske egenskaper identifiseres, som forklares ved dannelsen av en metallisk binding. Hva er disse egenskapene?

1. Formbarhet og duktilitet. Det er kjent at mange metaller kan rulles selv til folietilstanden (gull, aluminium). Andre produserer tråd, fleksible metallplater, produkter som kan deformeres under fysisk påvirkning, men som umiddelbart gjenoppretter formen etter at den stopper. Det er disse egenskapene til metaller som kalles formbarhet og duktilitet. Årsaken til denne funksjonen er metalltypen tilkobling. Ionene og elektronene i krystallen glir i forhold til hverandre uten å bryte, noe som gjør det mulig å opprettholde integriteten til hele strukturen.
2. Metallisk glans. Den forklarer også den metalliske bindingen, dannelsesmekanismen, dens egenskaper og funksjoner. Dermed er ikke alle partikler i stand til å absorbere eller reflektere lysbølger med samme bølgelengde. Atomene til de fleste metaller reflekterer kortbølgede stråler og får nesten samme farge av sølv, hvit og blek blåaktig nyanse. Unntakene er kobber og gull, fargene deres er henholdsvis rød-rød og gul. De er i stand til å reflektere lengre bølgelengdestråling.
3. Termisk og elektrisk ledningsevne. Disse egenskapene forklares også av strukturen til krystallgitteret og det faktum at den metalliske typen binding realiseres i dannelsen. På grunn av "elektrongassen" som beveger seg inne i krystallen, blir elektrisk strøm og varme umiddelbart og jevnt fordelt mellom alle atomer og ioner og ledes gjennom metallet.
4. Fast aggregeringstilstand under normale forhold. Det eneste unntaket her er kvikksølv. Alle andre metaller er nødvendigvis sterke, faste forbindelser, så vel som deres legeringer. Dette er også et resultat av at metallisk binding er tilstede i metaller. Mekanismen for dannelse av denne typen partikkelbinding bekrefter egenskapene fullt ut.

Dette er de viktigste fysiske egenskaper for metaller, som forklares og bestemmes nøyaktig av skjemaet for dannelse av en metallisk binding. Denne metoden for å koble atomer er relevant spesielt for metallelementer og deres legeringer. Det vil si for dem i fast og flytende tilstand.

Kjemisk binding av metalltype

Hva er dets særegenhet? Saken er at en slik binding dannes ikke på grunn av forskjellig ladede ioner og deres elektrostatiske tiltrekning og ikke på grunn av forskjellen i elektronegativitet og tilstedeværelsen av frie elektronpar. Det vil si at ioniske, metalliske, kovalente bindinger har litt forskjellige natur og karakteristiske trekk ved partiklene som bindes.

Alle metaller har følgende egenskaper:

• et lite antall elektroner per (unntatt 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 mates 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 er en metallbinding bindingen mellom atomer, ioner og frie elektroner i en felles metallkrystall. En elektronsky som beveger seg fritt i en struktur kalles en "elektrongass". Dette er det som forklarer de fleste metaller og deres legeringer.

Hvordan virkelig realiserer en metallkjemisk binding seg selv? 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. Når du kjenner den elektroniske strukturen til et gitt element, kan du samtidig 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 metalllegeringer med hverandre;
• alle metaller og deres legeringer i flytende og fast form.

Det er rett og slett utrolig mange konkrete eksempler, fordi metaller i periodiske tabell over 80!

Metallbinding: dannelsesmekanisme

Hvis vi vurderer det inn generelt syn, så har vi allerede skissert hovedpunktene ovenfor. Tilstedeværelsen av frie elektroner og elektroner som lett løsnes fra kjernen på grunn av lav ioniseringsenergi er hovedbetingelsene for dannelsen av denne typen bindinger. Dermed viser det seg at det er realisert mellom følgende partikler:

• atomer på stedene til krystallgitteret;
• frie elektroner som var valenselektroner i metallet;
• ioner på stedene til krystallgitteret.

Resultatet er en metallbinding. Mekanismen for dannelse er generelt uttrykt neste oppføring: Ме 0 - e - ↔ Ме n+ . Fra diagrammet er det tydelig hvilke partikler som finnes i metallkrystallen.

Selve krystallene kan ha forskjellige former. Det avhenger av det spesifikke stoffet vi har å gjøre med.

Typer metallkrystaller

Denne strukturen til et metall eller dets legering er preget av en veldig tett pakking av partikler. Det leveres av ioner i krystallnodene. Selve gitterne kan ha forskjellige geometriske former i rommet.

1. Kroppsentrisk kubisk gitter - alkalimetaller.
2. Sekskantet kompakt struktur - alle alkaliske jordarter unntatt barium.
3. Ansiktsentrisk kubikk - aluminium, kobber, sink, mange overgangsmetaller.
4. Merkur har en romboedrisk struktur.
5. Tetragonal - indium.

Jo lavere og lavere den er plassert i det periodiske systemet, desto mer kompleks er dens innpakning og romlige organisering av krystallen. I dette tilfellet er den metalliske kjemiske bindingen, som eksempler kan gis for hvert eksisterende metall, avgjørende for konstruksjonen av krystallen. Legeringer har svært forskjellige organisasjoner i verdensrommet, hvorav noen ennå ikke er fullstendig studert.

Kommunikasjonsegenskaper: ikke-retningsbestemt

Kovalente og metalliske bindinger har en veldig uttalt særpreg. I motsetning til den første, er den metalliske bindingen ikke retningsbestemt. Hva betyr det? Det vil si at elektronskyen inne i krystallen beveger seg helt fritt innenfor sine grenser i forskjellige retninger, hvert elektron er i stand til å feste seg til absolutt hvilket som helst ion ved nodene til strukturen. Det vil si at samhandling utføres av ulike retninger. Derfor sier de at den metalliske bindingen er ikke-retningsbestemt.

Mekanismen for kovalent binding involverer dannelsen av delte elektronpar, det vil si skyer av overlappende atomer. Dessuten skjer det strengt tatt langs en viss linje som forbinder sentrene deres. Derfor snakker de om retningen for en slik forbindelse.

Metningsevne

Denne egenskapen gjenspeiler atomers evne til å ha begrenset eller ubegrenset interaksjon med andre. Dermed er kovalente og metalliske bindinger igjen motsatte i henhold til denne indikatoren.

Den første er mettbar. Atomene som deltar i dannelsen har et strengt definert antall eksterne valenselektroner, som er direkte involvert i dannelsen av forbindelsen. Den vil ikke ha flere elektroner enn den har. Derfor er antallet bindinger som dannes begrenset av valens. Derav metningen av forbindelsen. På grunn av denne egenskapen har de fleste forbindelser en konstant kjemisk sammensetning.

Metalliske og hydrogenbindinger, tvert imot, er umettede. Dette skyldes tilstedeværelsen av mange frie elektroner og orbitaler inne i krystallen. Ioner spiller også en rolle på stedene til krystallgitteret, som hver kan bli et atom og igjen et ion når som helst.

Et annet kjennetegn ved metallisk binding er delokaliseringen av den indre elektronskyen. Det manifesterer seg i evnen til et lite antall delte elektroner til å binde sammen mange atomkjerner av metaller. Det vil si at tettheten er så å si delokalisert, fordelt jevnt mellom alle deler av krystallen.

Eksempler på bindingsdannelse i metaller

La oss se på noen få spesifikke alternativer som illustrerer hvordan en metallisk binding dannes. Eksempler på stoffer er:

• sink;
• aluminium;
• kalium;
• krom.

Dannelse av en metallisk binding mellom sinkatomer: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. Sinkatomet har fire energinivåer. Basert på den elektroniske strukturen 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, totalt er det 30 elektroner i atomet. Det vil si to fri valens negative partikler i stand til å bevege seg innenfor 15 romslige og ubesatte orbitaler. Og slik er det for hvert atom. Resultatet er et stort fellesrom bestående av tomme orbitaler, og en liten mengde elektroner som binder hele strukturen sammen.

Metallisk binding mellom aluminiumsatomer: AL 0 - e - ↔ AL 3+. De tretten elektronene i et aluminiumatom befinner seg på tre energinivåer, 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 liten sammenlignet med det totale indre ledige rommet i krystallen.

Krommetallbinding. Denne gjenstanden spesiell i sin elektroniske struktur. Faktisk, for å stabilisere systemet, faller elektronet 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 . Det er totalt 24 elektroner, hvorav seks er valenselektroner. Det er de som går inn i det felles elektroniske rommet for å danne en kjemisk binding. Det er 15 frie orbitaler, som fortsatt er mye mer enn nødvendig å fylle. Derfor er krom også et typisk eksempel på et metall med en tilsvarende binding i molekylet.

En av de mest aktive metallene, reagerer selv med vanlig vann med forbrenning, er kalium. Hva forklarer disse egenskapene? Igjen, på mange måter - ved en metalltype tilkobling. Dette elementet har bare 19 elektroner, men de befinner seg på 4 energinivåer. Det vil si i 30 orbitaler av forskjellige undernivåer. Elektronisk struktur: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0 . Bare to med svært lav ioniseringsenergi. De bryter seg fritt og går inn i det felles elektroniske rommet. Det er 22 orbitaler for bevegelse per atom, det vil si et veldig stort ledig rom for "elektrongass".

Likheter og forskjeller med andre typer forbindelser

Som regel dette spørsmålet allerede diskutert ovenfor. Man kan bare generalisere og trekke en konklusjon. Hovedtrekkene til metallkrystaller som skiller dem fra alle andre typer forbindelser er:

• flere typer partikler som deltar i bindingsprosessen (atomer, ioner eller atomioner, elektroner);
• forskjellige romlige geometriske strukturer av krystaller.

Metalliske bindinger har til felles med hydrogen- og ioniske bindinger umettede og ikke-retningsmessige. Med kovalent polar - sterk elektrostatisk tiltrekning mellom partikler. Separat fra ionisk - en type partikler ved nodene til et krystallgitter (ioner). Med kovalente upolare - atomer i nodene til krystallen.

Typer bindinger i metaller med forskjellige aggregeringstilstander

Som vi bemerket ovenfor, dannes en metallisk kjemisk binding, eksempler som er gitt i artikkelen, i to tilstander av aggregering av metaller og deres legeringer: fast og flytende.

Spørsmålet oppstår: hvilken type binding er det i metalldamper? Svar: kovalent polar og ikke-polar. Som med alle forbindelser som er i form av en gass. Det vil si når metallet varmes opp i lang tid og overføres fra fast tilstand bindinger i væsken brytes ikke og den krystallinske strukturen bevares. Men når det gjelder å overføre væsken til en damptilstand, blir krystallen ødelagt og den metalliske bindingen omdannes til en kovalent.

.

Du vet at atomer kan kombineres med hverandre for å danne både enkle og komplekse stoffer. I dette tilfellet, forskjellige typer kjemiske bindinger: ioniske, kovalente (ikke-polare og polare), metalliske og hydrogen. En av de mest essensielle egenskapene til atomer av elementer som bestemmer hva slags binding som dannes mellom dem - ionisk eller kovalent - Dette er elektronegativitet, dvs. evnen til atomer i en forbindelse til å tiltrekke seg elektroner.

En betinget kvantitativ vurdering av elektronegativitet er gitt av den relative elektronegativitetsskalaen.

I perioder er det en generell tendens til at elektronegativiteten til elementer øker, og i grupper - for deres reduksjon. Elementer er ordnet i en rad i henhold til deres elektronegativitet, på grunnlag av hvilken elektronegativiteten til elementer lokalisert i forskjellige perioder kan sammenlignes.

Typen kjemisk binding avhenger av hvor stor forskjellen i elektronegativitetsverdiene til de forbindende atomene til elementene er. Jo mer atomene til elementene som danner bindingen er forskjellige i elektronegativitet, jo mer polar er den kjemiske bindingen. Det er umulig å trekke en skarp grense mellom typene kjemiske bindinger. I de fleste forbindelser er typen kjemisk binding mellomliggende; for eksempel er en svært polar kovalent kjemisk binding nær en ionisk binding. Avhengig av hvilket av de begrensende tilfellene en kjemisk binding er nærmere i naturen, er den klassifisert som enten en ionisk eller en kovalent polar binding.

Ionebinding.

En ionisk binding dannes ved interaksjon av atomer som skiller seg kraftig fra hverandre i elektronegativitet. For eksempel danner de typiske metallene litium (Li), natrium (Na), kalium (K), kalsium (Ca), strontium (Sr), barium (Ba) ioniske bindinger med typiske ikke-metaller, hovedsakelig halogener.

Bortsett fra halogenider alkalimetaller, dannes også ionebindinger i forbindelser som alkalier og salter. For eksempel i natriumhydroksid (NaOH) og natriumsulfat (Na 2 SO 4) ioniske bindinger eksisterer bare mellom natrium- og oksygenatomer (de resterende bindingene er polare kovalente).

Kovalent upolar binding.

Når atomer med samme elektronegativitet interagerer, dannes molekyler med en kovalent upolar binding. En slik forbindelse eksisterer i molekylene til følgende enkle stoffer: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Kjemiske bindinger i disse gassene dannes gjennom delte elektronpar, dvs. når de tilsvarende elektronskyene overlapper hverandre, på grunn av elektron-kjernevekselvirkningen, som oppstår når atomer nærmer seg hverandre.

Å komponere elektroniske formler stoffer, bør det huskes at hvert delt elektronpar er konvensjonelt bildeøkt elektrontetthet som følge av overlapping av tilsvarende elektronskyer.

Kovalent polar binding.

Når atomer samhandler, hvis elektronegativitetsverdier er forskjellige, men ikke skarpt, skifter det vanlige elektronparet til et mer elektronegativt atom. Dette er den vanligste typen kjemisk binding, som finnes i både uorganiske og organiske forbindelser.

Kovalente bindinger inkluderer også fullt ut de bindingene som er dannet av en donor-akseptormekanisme, for eksempel i hydronium- og ammoniumioner.

Metallkobling.

Bindingen som dannes som et resultat av interaksjonen av relativt frie elektroner med metallioner kalles en metallisk binding. Denne typen binding er karakteristisk for enkle stoffer - metaller.

Essensen av prosessen med metallbindingsdannelse er som følger: metallatomer gir lett fra seg valenselektroner og blir til positivt ladede ioner. Relativt frie elektroner løsrevet fra atomet beveger seg mellom positive metallioner. En metallisk binding oppstår mellom dem, det vil si at elektroner, som det var, sementerer de positive ionene i krystallgitteret til metaller.

Hydrogenbinding.

En binding som dannes mellom hydrogenatomene i ett molekyl og et atom i et sterkt elektronegativt element(O,N,F) et annet molekyl kalles en hydrogenbinding.

Spørsmålet kan oppstå: hvorfor danner hydrogen en så spesifikk kjemisk binding?

Dette forklares med det faktum at atomradiusen til hydrogen er veldig liten. I tillegg, når man fortrenger eller fullstendig donerer sitt eneste elektron, får hydrogen en relativt høy positiv ladning, på grunn av hvilken hydrogenet til ett molekyl interagerer med atomer av elektronegative elementer som har en delvis negativ ladning som går inn i sammensetningen av andre molekyler (HF). H20, NH3).

La oss se på noen eksempler. Vanligvis skildrer vi sammensetningen av vann kjemisk formel H 2 O. Dette er imidlertid ikke helt nøyaktig. Det vil være mer korrekt å betegne vannsammensetningen med formelen (H 2 O)n, hvor n = 2,3,4 osv. Dette forklares med at individuelle vannmolekyler er forbundet med hverandre gjennom hydrogenbindinger .

Hydrogenbindinger er vanligvis betegnet med prikker. Det er mye svakere enn ioniske eller kovalente bindinger, men sterkere enn vanlige intermolekylære interaksjoner.

Tilstedeværelsen av hydrogenbindinger forklarer økningen i vannvolum med synkende temperatur. Dette skyldes det faktum at når temperaturen synker, blir molekylene sterkere og derfor reduseres tettheten av deres "pakking".

Når du studerer organisk kjemi Følgende spørsmål dukket også opp: hvorfor er kokepunktene til alkoholer mye høyere enn de tilsvarende hydrokarbonene? Dette forklares med at det også dannes hydrogenbindinger mellom alkoholmolekyler.

En økning i kokepunktet til alkoholer oppstår også på grunn av utvidelsen av molekylene deres.

Hydrogenbinding er også karakteristisk for mange andre organiske forbindelser(fenoler, karboksylsyrer og så videre.). Fra organisk kjemi kurs og generell biologi Du vet at tilstedeværelsen av en hydrogenbinding forklarer den sekundære strukturen til proteiner, strukturen til den doble helixen av DNA, dvs. fenomenet komplementaritet.