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Jedes Atom hat eine bestimmte Anzahl an Elektronen.

Eintreten chemische Reaktionen, Atome geben Elektronen ab, nehmen sie auf oder teilen sie und erreichen so die stabilste elektronische Konfiguration. Die Konfiguration mit der niedrigsten Energie (wie bei Edelgasatomen) erweist sich als die stabilste. Dieses Muster wird „Oktettregel“ genannt (Abb. 1).

Reis. 1.

Diese Regel gilt für alle Arten von Verbindungen. Elektronische Verbindungen zwischen Atomen ermöglichen es ihnen, stabile Strukturen zu bilden, von den einfachsten Kristallen bis hin zu komplexen Biomolekülen, die letztendlich lebende Systeme bilden. Sie unterscheiden sich von Kristallen durch ihren kontinuierlichen Stoffwechsel. Gleichzeitig laufen viele chemische Reaktionen nach Mechanismen ab elektronische Übertragung, die eine entscheidende Rolle bei Energieprozessen im Körper spielen.

Chemische Bindung ist die Kraft, die zwei oder mehr Atome, Ionen, Moleküle oder eine beliebige Kombination davon zusammenhält.

Die Natur einer chemischen Bindung ist universell: Es handelt sich um eine elektrostatische Anziehungskraft zwischen negativ geladenen Elektronen und positiv geladenen Kernen, die durch die Konfiguration der Elektronen der äußeren Atomhülle bestimmt wird. Die Fähigkeit eines Atoms, chemische Bindungen einzugehen, nennt man Wertigkeit, oder Oxidationszustand. Das Konzept von Valenzelektronen- Elektronen, die chemische Bindungen eingehen, sich also in Orbitalen mit der höchsten Energie befinden. Dementsprechend wird die äußere Hülle des Atoms genannt, die diese Orbitale enthält Valenzschale. Derzeit reicht es nicht aus, das Vorhandensein einer chemischen Bindung anzuzeigen, es muss jedoch der Typ geklärt werden: ionisch, kovalent, Dipol-Dipol, metallisch.

Die erste Art der Verbindung istionisch Verbindung

Nach der elektronischen Valenztheorie von Lewis und Kossel können Atome auf zwei Arten eine stabile elektronische Konfiguration erreichen: erstens, indem sie Elektronen verlieren und sich bilden Kationen, zweitens, sie zu erwerben, sich in sie zu verwandeln Anionen. Durch den Elektronentransfer entsteht aufgrund der elektrostatischen Anziehungskraft zwischen Ionen mit Ladungen entgegengesetzten Vorzeichens eine chemische Bindung, die von Kossel „ elektrovalent"(jetzt genannt ionisch).

In diesem Fall bilden Anionen und Kationen eine stabile elektronische Konfiguration mit einer gefüllten Außenhülle Elektronenhülle. Typische Ionenbindungen werden aus Kationen der T- und II-Gruppen gebildet Periodensystem und Anionen nichtmetallischer Elemente der Gruppen VI und VII (16 bzw. 17 Untergruppen, Chalkogene Und Halogene). Die Bindungen ionischer Verbindungen sind ungesättigt und ungerichtet, sodass die Möglichkeit einer elektrostatischen Wechselwirkung mit anderen Ionen besteht. In Abb. Die Abbildungen 2 und 3 zeigen Beispiele für Ionenbindungen, die dem Kossel-Modell des Elektronentransfers entsprechen.

Reis. 2.

Reis. 3. Ionenverbindung in einem Molekül Tisch salz(NaCl)

Hier ist es angebracht, sich an einige Eigenschaften zu erinnern, die das Verhalten von Stoffen in der Natur erklären, und insbesondere die Idee zu berücksichtigen Säuren Und Gründe dafür.

Wässrige Lösungen all dieser Stoffe sind Elektrolyte. Sie ändern ihre Farbe unterschiedlich Indikatoren. Der Wirkungsmechanismus von Indikatoren wurde von F.V. entdeckt. Ostwald. Er zeigte, dass Indikatoren schwache Säuren oder Basen sind, deren Farbe im undissoziierten und dissoziierten Zustand unterschiedlich ist.

Basen können Säuren neutralisieren. Nicht alle Basen sind in Wasser löslich (einige sind beispielsweise unlöslich). organische Verbindungen, insbesondere nicht enthaltend - OH-Gruppen, Triethylamin N(C 2 H 5) 3); lösliche Basen werden genannt Alkalien.

Wässrige Säurelösungen unterliegen charakteristischen Reaktionen:

a) mit Metalloxiden – unter Bildung von Salz und Wasser;

b) mit Metallen – unter Bildung von Salz und Wasserstoff;

c) mit Carbonaten – unter Bildung von Salz, CO 2 und N 2 Ö.

Die Eigenschaften von Säuren und Basen werden durch mehrere Theorien beschrieben. In Übereinstimmung mit der Theorie von S.A. Arrhenius, eine Säure, ist eine Substanz, die unter Bildung von Ionen dissoziiert N+ , während die Base Ionen bildet ER- . Diese Theorie berücksichtigt nicht die Existenz organischer Basen ohne Hydroxylgruppen.

In Übereinstimmung mit Proton Nach der Theorie von Brønsted und Lowry ist eine Säure eine Substanz, die Moleküle oder Ionen enthält, die Protonen abgeben ( Spender Protonen), und eine Base ist eine Substanz, die aus Molekülen oder Ionen besteht, die Protonen aufnehmen ( Akzeptoren Protonen). Beachten Sie, dass Wasserstoffionen in wässrigen Lösungen in hydratisierter Form, also in Form von Hydroniumionen, vorliegen H3O+ . Diese Theorie beschreibt Reaktionen nicht nur mit Wasser und Hydroxidionen, sondern auch solche, die in Abwesenheit eines Lösungsmittels oder mit einem nichtwässrigen Lösungsmittel durchgeführt werden.

Zum Beispiel bei der Reaktion zwischen Ammoniak N.H. 3 (schwache Base) und Chlorwasserstoff in der Gasphase entsteht festes Ammoniumchlorid, und in einer Gleichgewichtsmischung aus zwei Stoffen gibt es immer 4 Teilchen, davon zwei Säuren und die anderen beiden Basen:

Dieses Gleichgewichtsgemisch besteht aus zwei konjugierten Paaren von Säuren und Basen:

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

2) HCl Und Cl ‑

Hier unterscheiden sich Säure und Base in jedem konjugierten Paar um ein Proton. Jede Säure hat eine konjugierte Base. Eine starke Säure hat eine schwache konjugierte Base und eine schwache Säure hat eine starke konjugierte Base.

Die Brønsted-Lowry-Theorie hilft, die einzigartige Rolle von Wasser für das Leben in der Biosphäre zu erklären. Wasser kann je nach der mit ihm interagierenden Substanz entweder die Eigenschaften einer Säure oder einer Base aufweisen. Zum Beispiel bei Reaktionen mit wässrige Lösungen Bei Essigsäure ist Wasser eine Base und bei wässrigen Ammoniaklösungen eine Säure.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Dabei gibt ein Essigsäuremolekül ein Proton an ein Wassermolekül ab;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ER- . Dabei nimmt ein Ammoniakmolekül ein Proton von einem Wassermolekül auf.

Somit kann Wasser zwei konjugierte Paare bilden:

1) H2O(Säure) und ER- (konjugierte Base)

2) H 3 O+ (Säure) und H2O(konjugierte Base).

Im ersten Fall gibt Wasser ein Proton ab, im zweiten nimmt es es auf.

Diese Eigenschaft heißt Amphiprotonismus. Als Stoffe werden Stoffe bezeichnet, die sowohl als Säuren als auch als Basen reagieren können amphoter. Solche Stoffe kommen häufig in der belebten Natur vor. Beispielsweise können Aminosäuren sowohl mit Säuren als auch mit Basen Salze bilden. Daher bilden Peptide leicht Koordinationsverbindungen mit den vorhandenen Metallionen.

Auf diese Weise, charakteristische Eigenschaft Ionenbindung – die vollständige Bewegung zweier Bindungselektronen zu einem der Kerne. Das bedeutet, dass es zwischen den Ionen einen Bereich gibt, in dem die Elektronendichte nahezu Null ist.

Die zweite Art der Verbindung istkovalent Verbindung

Atome können durch die gemeinsame Nutzung von Elektronen stabile elektronische Konfigurationen bilden.

Eine solche Bindung entsteht, wenn ein Elektronenpaar einzeln geteilt wird von jedem Atom. In diesem Fall werden die gemeinsamen Bindungselektronen gleichmäßig auf die Atome verteilt. Beispiele kovalente Bindung aufgerufen werden kann homonuklear zweiatomig Moleküle H 2 , N 2 , F 2. Die gleiche Art der Verbindung findet sich in Allotropen Ö 2 und Ozon Ö 3 und für ein mehratomiges Molekül S 8 und auch heteronukleare Moleküle Chlorwasserstoff HCl, Kohlendioxid CO 2, Methan CH 4, Ethanol MIT 2 N 5 ER, Schwefelhexafluorid SF 6, Acetylen MIT 2 N 2. Alle diese Moleküle teilen sich die gleichen Elektronen und ihre Bindungen sind gesättigt und auf die gleiche Weise gerichtet (Abb. 4).

Für Biologen ist es wichtig, dass Doppel- und Dreifachbindungen im Vergleich zu einer Einfachbindung geringere kovalente Atomradien aufweisen.

Reis. 4. Kovalente Bindung in einem Cl 2 -Molekül.

Ionische und kovalente Bindungstypen sind zwei Grenzfälle der Menge vorhandene Typen chemische Bindungen, und in der Praxis sind die meisten Bindungen Zwischenbindungen.

Verbindungen zweier Elemente, die sich an entgegengesetzten Enden derselben oder unterschiedlicher Perioden des Periodensystems befinden, bilden überwiegend Ionenbindungen. Wenn Elemente innerhalb einer Periode näher zusammenrücken, nimmt der ionische Charakter ihrer Verbindungen ab und der kovalente Charakter nimmt zu. Zum Beispiel Halogenide und Oxide der Elemente auf der linken Seite Periodensystem bilden überwiegend ionische Bindungen ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), und die gleichen Elementverbindungen auf der rechten Seite der Tabelle sind kovalent ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, Phenol C6H5OH, Glukose C 6 H 12 O 6, Ethanol C 2 H 5 OH).

Die kovalente Bindung weist wiederum eine weitere Modifikation auf.

In mehratomigen Ionen und in komplexen biologischen Molekülen können beide Elektronen nur aus ihnen stammen eins Atom. Es wird genannt Spender Elektronenpaar. Ein Atom, das dieses Elektronenpaar mit einem Donor teilt, heißt Akzeptor Elektronenpaar. Diese Art der kovalenten Bindung nennt man Koordination (Geber-Akzeptor, oderDativ) Kommunikation(Abb. 5). Dieser Bindungstyp ist für die Biologie und Medizin von größter Bedeutung, da die Chemie der für den Stoffwechsel wichtigsten D-Elemente größtenteils durch Koordinationsbindungen beschrieben wird.

Feige. 5.

In einer komplexen Verbindung fungiert in der Regel das Metallatom als Akzeptor eines Elektronenpaares; im Gegenteil, bei ionischen und kovalenten Bindungen ist das Metallatom ein Elektronendonor.

Das Wesen der kovalenten Bindung und ihrer Vielfalt – der Koordinationsbindung – lässt sich mit Hilfe einer anderen von GN vorgeschlagenen Theorie der Säuren und Basen klären. Lewis. Er erweiterte das semantische Konzept der Begriffe „Säure“ und „Base“ entsprechend der Brønsted-Lowry-Theorie etwas. Lewis‘ Theorie erklärt die Natur der Bildung komplexe Ionen und die Beteiligung von Stoffen an nukleophilen Substitutionsreaktionen, also an der Bildung von CS.

Laut Lewis ist eine Säure eine Substanz, die in der Lage ist, eine kovalente Bindung einzugehen, indem sie ein Elektronenpaar von einer Base aufnimmt. Eine Lewis-Base ist eine Substanz mit einem freien Elektronenpaar, das durch Elektronenabgabe eine kovalente Bindung mit der Lewis-Säure eingeht.

Das heißt, Lewis‘ Theorie erweitert den Bereich der Säure-Base-Reaktionen auch auf Reaktionen, an denen Protonen überhaupt nicht beteiligt sind. Darüber hinaus ist das Proton selbst nach dieser Theorie auch eine Säure, da es in der Lage ist, ein Elektronenpaar aufzunehmen.

Daher sind nach dieser Theorie die Kationen Lewis-Säuren und die Anionen Lewis-Basen. Ein Beispiel wären die folgenden Reaktionen:

Oben wurde darauf hingewiesen, dass die Einteilung von Stoffen in ionische und kovalente Stoffe relativ ist, da in kovalenten Molekülen kein vollständiger Elektronentransfer von Metallatomen zu Akzeptoratomen stattfindet. In Verbindungen mit Ionenbindungen befindet sich jedes Ion im elektrischen Feld von Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen, sodass sie gegenseitig polarisiert sind und ihre Hüllen deformiert werden.

Polarisierbarkeit bestimmt durch die elektronische Struktur, Ladung und Größe des Ions; bei Anionen ist sie höher als bei Kationen. Die höchste Polarisierbarkeit unter den Kationen weisen Kationen mit größerer Ladung und kleinerer Größe auf, zum Beispiel Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Wirkt stark polarisierend N+ . Da der Einfluss der Ionenpolarisation zweiseitig ist, verändert sie die Eigenschaften der von ihnen gebildeten Verbindungen erheblich.

Die dritte Art der Verbindung istDipol-Dipol Verbindung

Zusätzlich zu den aufgeführten Kommunikationsarten gibt es auch Dipol-Dipol intermolekular Interaktionen, auch genannt van der Waals .

Die Stärke dieser Wechselwirkungen hängt von der Beschaffenheit der Moleküle ab.

Es gibt drei Arten von Wechselwirkungen: permanenter Dipol – permanenter Dipol ( Dipol-Dipol Attraktion); permanenter Dipol – induzierter Dipol ( Induktion Attraktion); momentaner Dipol - induzierter Dipol ( dispersiv Anziehung oder Londoner Kräfte; Reis. 6).

Reis. 6.

Nur Moleküle mit polaren kovalenten Bindungen haben ein Dipol-Dipol-Moment ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), und die Bindungsstärke beträgt 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 Coulombmeter – C × m).

In der Biochemie gibt es eine andere Art von Verbindung – Wasserstoff Verbindung, die ein Grenzfall ist Dipol-Dipol Attraktion. Diese Bindung entsteht durch die Anziehung zwischen einem Wasserstoffatom und einem kleinen elektronegativen Atom, meist Sauerstoff, Fluor und Stickstoff. Bei großen Atomen mit ähnlicher Elektronegativität (wie Chlor und Schwefel) ist die Wasserstoffbindung viel schwächer. Das Wasserstoffatom zeichnet sich durch ein wesentliches Merkmal aus: Wenn die Bindungselektronen abgezogen werden, liegt sein Kern – das Proton – frei und ist nicht mehr von Elektronen abgeschirmt.

Daher verwandelt sich das Atom in einen großen Dipol.

Eine Wasserstoffbindung entsteht im Gegensatz zu einer Van-der-Waals-Bindung nicht nur bei intermolekularen Wechselwirkungen, sondern auch innerhalb eines Moleküls – intramolekular Wasserstoffverbindung. Wasserstoffbrückenbindungen spielen in der Biochemie eine wichtige Rolle, beispielsweise zur Stabilisierung der Struktur von Proteinen in Form einer a-Helix oder zur Bildung einer Doppelhelix der DNA (Abb. 7).

Abb.7.

Wasserstoff- und Van-der-Waals-Bindungen sind viel schwächer als ionische, kovalente und koordinative Bindungen. Die Energie intermolekularer Bindungen ist in der Tabelle angegeben. 1.

Tabelle 1. Energie intermolekularer Kräfte

Notiz: Der Grad der intermolekularen Wechselwirkungen spiegelt sich in der Schmelz- und Verdampfungsenthalpie (Sieden) wider. Ionische Verbindungen benötigen zur Trennung von Ionen deutlich mehr Energie als zur Trennung von Molekülen. Die Schmelzenthalpie ionischer Verbindungen ist viel höher als die von molekularen Verbindungen.

Die vierte Verbindungsart istMetallverbindung

Schließlich gibt es noch eine andere Art intermolekularer Bindungen – Metall: Verbindung positiver Ionen eines Metallgitters mit freien Elektronen. Diese Art der Verbindung kommt in biologischen Objekten nicht vor.

Aus Kurzübersicht Bindungsarten wird ein Detail klar: Ein wichtiger Parameter eines Metallatoms oder -ions – eines Elektronendonors, sowie eines Atoms – eines Elektronenakzeptors – ist sein Größe.

Ohne auf Details einzugehen, stellen wir fest, dass die kovalenten Radien von Atomen, die Ionenradien von Metallen und die Van-der-Waals-Radien von interagierenden Molekülen mit zunehmender Geschwindigkeit zunehmen Seriennummer in Gruppen des Periodensystems. In diesem Fall sind die Werte der Ionenradien am kleinsten und die Van-der-Waals-Radien am größten. Wenn man sich in der Gruppe nach unten bewegt, nehmen in der Regel die Radien aller Elemente zu, sowohl der kovalenten als auch der Van-der-Waals-Elemente.

Von größter Bedeutung für Biologen und Mediziner sind Koordinierung(Spender-Akzeptor) Bindungen, die von der Koordinationschemie berücksichtigt werden.

Medizinische Bioanorganik. G.K. Baraschkow

Eigenschaften chemischer Bindungen

Die Lehre von der chemischen Bindung bildet die Grundlage von allem Theoretische Chemie. Unter einer chemischen Bindung versteht man die Wechselwirkung von Atomen, die diese zu Molekülen, Ionen, Radikalen und Kristallen verbindet. Es gibt vier Arten chemischer Bindungen: ionisch, kovalent, metallisch und Wasserstoff. In denselben Stoffen können unterschiedliche Arten von Bindungen vorkommen.

1. In Basen: Zwischen den Sauerstoff- und Wasserstoffatomen in Hydroxogruppen ist die Bindung polar kovalent und zwischen dem Metall und der Hydroxogruppe ist sie ionisch.

2. In Salzen sauerstoffhaltiger Säuren: zwischen dem Nichtmetallatom und dem Sauerstoff des sauren Rests – kovalent polar und zwischen dem Metall und dem sauren Rest – ionisch.

3. In Ammonium-, Methylammonium- usw. Salzen gibt es zwischen den Stickstoff- und Wasserstoffatomen eine polare Kovalente und zwischen Ammonium- oder Methylammoniumionen und dem Säurerest - ionisch.

4. In Metallperoxiden (z. B. Na 2 O 2) ist die Bindung zwischen den Sauerstoffatomen kovalent, unpolar und zwischen dem Metall und Sauerstoff ionisch usw.

Der Grund für die Einheit aller Arten und Arten chemischer Bindungen ist ihre identische chemische Natur – die Elektron-Kern-Wechselwirkung. Die Bildung einer chemischen Bindung ist in jedem Fall das Ergebnis der Elektron-Kern-Wechselwirkung von Atomen, begleitet von der Freisetzung von Energie.

Methoden zur Bildung einer kovalenten Bindung

Kovalente chemische Bindung ist eine Bindung, die zwischen Atomen durch die Bildung gemeinsamer Elektronenpaare entsteht.

Kovalente Verbindungen – normalerweise Gase, Flüssigkeiten oder Verbindungen mit relativ niedrigem Schmelzpunkt Feststoffe. Eine der seltenen Ausnahmen ist Diamant, der oberhalb von 3.500 °C schmilzt. Dies wird durch die Struktur von Diamant erklärt, bei der es sich um ein kontinuierliches Gitter aus kovalent gebundenen Kohlenstoffatomen und nicht um eine Ansammlung einzelner Moleküle handelt. Tatsächlich ist jeder Diamantkristall, unabhängig von seiner Größe, ein riesiges Molekül.

Eine kovalente Bindung entsteht, wenn sich die Elektronen zweier Nichtmetallatome verbinden. Die resultierende Struktur wird als Molekül bezeichnet.

Der Mechanismus zur Bildung einer solchen Bindung kann ein Austausch oder ein Donor-Akzeptor sein.

In den meisten Fällen haben zwei kovalent gebundene Atome unterschiedliche Elektronegativitäten und die gemeinsamen Elektronen gehören nicht gleichermaßen zu den beiden Atomen. Meistens sind sie einem Atom näher als einem anderen. In einem Chlorwasserstoffmolekül beispielsweise befinden sich die Elektronen, die eine kovalente Bindung bilden, näher am Chloratom, da dessen Elektronegativität höher ist als die von Wasserstoff. Allerdings ist der Unterschied in der Fähigkeit, Elektronen anzuziehen, nicht groß genug, dass ein vollständiger Elektronentransfer vom Wasserstoffatom zum Chloratom stattfinden könnte. Daher kann die Bindung zwischen Wasserstoff- und Chloratomen als Kreuzung zwischen einer Ionenbindung (vollständiger Elektronentransfer) und einer unpolaren kovalenten Bindung (einer symmetrischen Anordnung eines Elektronenpaars zwischen zwei Atomen) betrachtet werden. Bezeichnet wird die Teilladung der Atome griechischer Briefδ. Eine solche Bindung wird als polare kovalente Bindung bezeichnet, und das Chlorwasserstoffmolekül soll polar sein, das heißt, es hat ein positiv geladenes Ende (Wasserstoffatom) und ein negativ geladenes Ende (Chloratom).

1. Der Austauschmechanismus funktioniert, wenn Atome gemeinsame Elektronenpaare bilden, indem sie ungepaarte Elektronen kombinieren.

1) H 2 – Wasserstoff.

Die Bindung entsteht durch die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares durch die s-Elektronen der Wasserstoffatome (überlappende s-Orbitale).

2) HCl – Chlorwasserstoff.

Die Bindung entsteht durch die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares aus s- und p-Elektronen (überlappende sp-Orbitale).

3) Cl 2: In einem Chlormolekül wird durch ungepaarte p-Elektronen (überlappende p-p-Orbitale) eine kovalente Bindung gebildet.

4) N2: Im Stickstoffmolekül werden zwischen den Atomen drei gemeinsame Elektronenpaare gebildet.

Donor-Akzeptor-Mechanismus der Bildung kovalenter Bindungen

Spender hat ein Elektronenpaar Akzeptor- freies Orbital, das dieses Paar besetzen kann. Im Ammoniumion sind alle vier Bindungen mit Wasserstoffatomen kovalent: Drei wurden durch die Bildung gemeinsamer Elektronenpaare durch das Stickstoffatom und die Wasserstoffatome nach dem Austauschmechanismus gebildet, eine durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus. Kovalente Bindungen werden nach der Art der Überlappung der Elektronenorbitale sowie nach ihrer Verschiebung in Richtung eines der gebundenen Atome klassifiziert. Chemische Bindungen, die durch überlappende Elektronenorbitale entlang einer Bindungslinie entstehen, werden genannt σ - Verbindungen(Sigma-Anleihen). Die Sigma-Bindung ist sehr stark.

Die p-Orbitale können sich in zwei Bereichen überlappen und durch seitliche Überlappung eine kovalente Bindung bilden.

Chemische Bindungen, die durch die „laterale“ Überlappung von Elektronenorbitalen außerhalb der Bindungslinie, also in zwei Bereichen, entstehen, werden Pi-Bindungen genannt.

Je nach Grad der Verschiebung gemeinsamer Elektronenpaare zu einem der Atome, die sie verbinden, kann eine kovalente Bindung polar oder unpolar sein. Eine kovalente chemische Bindung zwischen Atomen mit gleicher Elektronegativität wird als unpolar bezeichnet. Elektronenpaare werden zu keinem der Atome verschoben, da Atome die gleiche Elektronegativität haben – die Eigenschaft, Valenzelektronen von anderen Atomen anzuziehen. Zum Beispiel,

Das heißt, Moleküle einfacher nichtmetallischer Substanzen werden durch eine kovalente unpolare Bindung gebildet. Eine kovalente chemische Bindung zwischen Atomen von Elementen mit unterschiedlicher Elektronegativität wird als polar bezeichnet.

NH 3 ist beispielsweise Ammoniak. Stickstoff ist ein elektronegativeres Element als Wasserstoff, daher werden die gemeinsamen Elektronenpaare in Richtung seines Atoms verschoben.

Eigenschaften einer kovalenten Bindung: Bindungslänge und -energie

Die charakteristischen Eigenschaften einer kovalenten Bindung sind ihre Länge und Energie. Die Bindungslänge ist der Abstand zwischen Atomkernen. Je kürzer die Länge einer chemischen Bindung ist, desto stärker ist sie. Ein Maß für die Bindungsstärke ist jedoch die Bindungsenergie, die durch die Energiemenge bestimmt wird, die zum Aufbrechen der Bindung erforderlich ist. Sie wird normalerweise in kJ/mol gemessen. Experimentellen Daten zufolge betragen die Bindungslängen der H 2-, Cl 2- und N 2-Moleküle jeweils 0,074, 0,198 und 0,109 nm und die Bindungsenergien betragen 436, 242 und 946 kJ/mol.

Ionen. Ionenverbindung

Es gibt zwei Hauptmöglichkeiten für ein Atom, die Oktettregel zu befolgen. Die erste davon ist die Bildung von Ionenbindungen. (Die zweite ist die Bildung einer kovalenten Bindung, die weiter unten besprochen wird). Bei der Bildung einer Ionenbindung verliert ein Metallatom Elektronen und ein Nichtmetallatom gewinnt Elektronen hinzu.

Stellen wir uns vor, dass sich zwei Atome „treffen“: ein Atom eines Metalls der Gruppe I und ein Nichtmetallatom der Gruppe VII. Ein Metallatom hat ein einzelnes Elektron auf seinem äußeren Energieniveau, während einem Nichtmetallatom nur ein Elektron fehlt, damit sein äußeres Niveau vollständig ist. Das erste Atom gibt dem zweiten leicht sein Elektron ab, das weit vom Kern entfernt und schwach an ihn gebunden ist, und das zweite Atom stellt ihm einen freien Platz auf seiner äußeren elektronischen Ebene zur Verfügung. Dann wird das Atom, dem eine seiner negativen Ladungen entzogen ist, zu einem positiv geladenen Teilchen, und das zweite wird aufgrund des resultierenden Elektrons zu einem negativ geladenen Teilchen. Solche Teilchen nennt man Ionen.

Dabei handelt es sich um eine chemische Bindung, die zwischen Ionen auftritt. Zahlen, die die Anzahl der Atome oder Moleküle angeben, werden Koeffizienten genannt, und Zahlen, die die Anzahl der Atome oder Ionen in einem Molekül angeben, werden Indizes genannt.

Metallverbindung

Metalle haben spezifische Eigenschaften, die sich von den Eigenschaften anderer Stoffe unterscheiden. Zu diesen Eigenschaften zählen relativ hohe Schmelztemperaturen, die Fähigkeit, Licht zu reflektieren sowie eine hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit. Diese Merkmale sind auf die Existenz von Metallen zurückzuführen spezieller Typ Verbindung - Metallverbindung.

Eine Metallbindung ist eine Bindung zwischen positiven Ionen in Metallkristallen, die durch die Anziehung von Elektronen entsteht, die sich frei durch den Kristall bewegen. Die Atome der meisten Metalle enthalten auf der äußeren Ebene eine kleine Anzahl von Elektronen – 1, 2, 3. Diese Elektronen gehen leicht ab und die Atome verwandeln sich in positive Ionen. Die abgetrennten Elektronen wandern von einem Ion zum anderen und verbinden sie zu einem Ganzen. Durch die Verbindung mit Ionen bilden diese Elektronen vorübergehend Atome, brechen dann wieder ab und verbinden sich mit einem anderen Ion usw. Ein Prozess läuft endlos ab, der schematisch wie folgt dargestellt werden kann:

Folglich werden im Volumen des Metalls Atome kontinuierlich in Ionen umgewandelt und umgekehrt. Die Bindung in Metallen zwischen Ionen durch gemeinsame Elektronen wird als metallisch bezeichnet. Die metallische Bindung weist einige Ähnlichkeiten mit der kovalenten Bindung auf, da sie auf der gemeinsamen Nutzung externer Elektronen beruht. Bei einer kovalenten Bindung werden jedoch nur die äußeren ungepaarten Elektronen von zwei benachbarten Atomen gemeinsam genutzt, während bei einer metallischen Bindung alle Atome an der gemeinsamen Nutzung dieser Elektronen beteiligt sind. Deshalb sind Kristalle mit kovalenter Bindung spröde, mit Metallbindung jedoch in der Regel duktil, elektrisch leitfähig und haben einen metallischen Glanz.

Metallische Bindungen sind sowohl für reine Metalle als auch für Mischungen verschiedener Metalle – Legierungen in festem und flüssigem Zustand – charakteristisch. Im Dampfzustand sind Metallatome jedoch durch eine kovalente Bindung miteinander verbunden (zum Beispiel füllt Natriumdampf Lampen). gelbes Licht zur Beleuchtung der Straßen großer Städte). Metallpaare bestehen aus einzelnen Molekülen (einatomig und zweiatomig).

Eine Metallbindung unterscheidet sich auch in der Stärke von einer kovalenten Bindung: Ihre Energie ist 3-4 mal geringer als die Energie einer kovalenten Bindung.

Bindungsenergie ist die Energie, die erforderlich ist, um eine chemische Bindung in allen Molekülen aufzubrechen, aus denen ein Mol einer Substanz besteht. Die Energien kovalenter und ionischer Bindungen sind üblicherweise hoch und betragen Werte in der Größenordnung von 100–800 kJ/mol.

Wasserstoffverbindung

Chemische Bindung zwischen positiv polarisierte Wasserstoffatome eines Moleküls(oder Teile davon) und negativ polarisierte Atome stark elektronegativer Elemente Da ein anderes Molekül (oder Teile davon) über gemeinsame Elektronenpaare (F, O, N und seltener S und Cl) verfügt, wird es Wasserstoff genannt. Der Mechanismus der Wasserstoffbindungsbildung ist teilweise elektrostatisch, teilweise d Ehren-Akzeptor-Charakter.

Beispiele für intermolekulare Wasserstoffbrücken:

Bei Vorliegen einer solchen Verbindung können auch niedermolekulare Stoffe unter normalen Bedingungen Flüssigkeiten (Alkohol, Wasser) oder leicht verflüssigbare Gase (Ammoniak, Fluorwasserstoff) sein. In Biopolymeren – Proteinen (Sekundärstruktur) – besteht eine intramolekulare Wasserstoffbrücke zwischen Carbonylsauerstoff und dem Wasserstoff der Aminogruppe:

Polynukleotidmoleküle – DNA (Desoxyribonukleinsäure) – sind Doppelhelices, in denen zwei Nukleotidketten durch Wasserstoffbrückenbindungen miteinander verbunden sind. In diesem Fall gilt das Komplementaritätsprinzip, d. h. diese Bindungen werden zwischen bestimmten Paaren bestehend aus Purin- und Pyrimidinbasen gebildet: Das Thymin (T) befindet sich gegenüber dem Adeninnukleotid (A) und das Cytosin (C) gegenüber das Guanin (G).

Stoffe mit Wasserstoffbrückenbindungen haben molekulare Kristallgitter.

Eine chemische Bindung ist die Kraft, die die Teilchen, die eine Substanz bilden, zusammenhält.

Abhängig von den Partikeln, die diese Kräfte halten, werden Bindungen in intramolekulare und intermolekulare Bindungen unterteilt.

Intramolekulare Bindungen.

1. Kovalente Bindung.

Eine kovalente Bindung ist ein gemeinsames Elektronenpaar zwischen zwei Nichtmetallatomen.

Betrachten wir das Beispiel eines Wasserstoffmoleküls (H2), in dem eine kovalente Bindung realisiert ist.

Ein Wasserstoffmolekül besteht aus zwei Wasserstoffatomen (H), die auf dem äußeren Energieniveau ein Elektron besitzen:

Atome neigen dazu, ihre Orbitale vollständig zu füllen. Deshalb kommen zwei Atome zusammen. Sie teilen ihre ungepaarten Elektronen und bilden so ein gemeinsames Elektronenpaar. Die Elektronen wurden gepaart:

Dieses gemeinsame Elektronenpaar ist eine kovalente chemische Bindung. Eine kovalente Bindung wird entweder durch eine Linie, die die Atome verbindet, oder durch zwei Punkte, die ein gemeinsames Elektronenpaar anzeigen, angezeigt:

Stellen Sie sich vor, es gäbe zwei Tischnachbarn. Das sind zwei Atome. Sie müssen ein Bild zeichnen, das rot und rot ist blaue Farbe. Sie haben ein gemeinsames Paar Bleistifte (einen roten, einen blauen) – das ist ein gemeinsames elektronisches Paar. Beide Tischnachbarn benutzen diese Stifte. Somit sind diese beiden Nachbarn durch ein gemeinsames Bleistiftpaar verbunden, d.h. kovalente chemische Bindung.

Es gibt zwei Mechanismen für die Bildung kovalenter chemischer Bindungen.

1. Austauschmechanismus der Bildung kovalenter Bindungen.

In diesem Fall stellt jedes Atom Elektronen zur Verfügung, um eine kovalente Bindung zu bilden. Wir haben uns diesen Mechanismus angesehen, als wir die kovalente Bindung kennengelernt haben:

1. Donor-Akzeptor-Mechanismus der Bildung kovalenter Bindungen.

In diesem Fall ist das gemeinsame Elektronenpaar sozusagen ungleich.

Ein Atom hat ein LEP – ein einzelnes Elektronenpaar (zwei Elektronen in einem Orbital). Und er sorgt vollständig für die Bildung einer kovalenten Bindung. Dieses Atom heißt Spender– weil es beide Elektronen zur Bildung einer chemischen Bindung bereitstellt.

Und das zweite Atom hat nur ein freies Orbital. Es nimmt ein Elektronenpaar auf. Dieses Atom heißt Akzeptor– es nimmt beide Elektronen auf.

Ein klassisches Beispiel ist die Bildung des Ammoniumions NH 4 +. Es entsteht durch die Wechselwirkung von H + -Ionen und Ammoniak (NH 3). Das Wasserstoffkation H+ ist ein leeres s-Orbital.

Dieses Teilchen wird ein Akzeptor sein.

Das Stickstoffvolumen in Ammoniak hat ein LEP (einsames Elektronenpaar).

Das Stickstoffatom im Ammoniak wird ein Donor sein:

In diesem Fall wurden sowohl der Blau- als auch der Rotstift von einem der Schreibtischnachbarn mitgebracht. Er „behandelt“ den zweiten. Und beide benutzen Bleistifte.

Die spezifischen Reaktionen, die ein solches Ion erzeugen, werden später in den entsprechenden Abschnitten besprochen. Zunächst müssen Sie sich nur an das Prinzip erinnern, nach dem eine kovalente Bindung durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird.

Es gibt zwei Arten kovalenter Bindungen. Es gibt kovalente polare und unpolare Bindungen.

Kovalente polare Bindung tritt zwischen Atomen auf Nichtmetalle mit unterschiedlichen Elektronegativitätswerte. Das heißt, zwischen verschiedenen Nichtmetallatomen.

Ein Atom mit einem hohen Elektronegativitätswert zieht das gemeinsame Elektronenpaar zu sich.

Kovalent unpolare Bindung tritt zwischen Atomen auf Nichtmetalle mit dem gleichen Elektronegativitätswerte. Diese Bedingung ist erfüllt, wenn eine Bindung zwischen Atomen auftritt eins Chemisches Element-Nichtmetall. Denn die Elektronegativität verschiedener Atome kann sehr nahe beieinander liegen, sie sind aber dennoch unterschiedlich.

Das gemeinsame Elektronenpaar bewegt sich nicht auf ein Atom zu, da jedes Atom es mit der gleichen Kraft „zieht“: Das gemeinsame Elektronenpaar wird sich in der Mitte befinden.

Und natürlich kann eine kovalente Bindung einfach, doppelt oder dreifach sein:

1. Ionenverbindung.

Zwischen Metall- und Nichtmetallatomen kommt es zu einer Ionenbindung. Da ein Metall und ein Nichtmetall einen großen Unterschied in der Elektronegativität aufweisen, entsteht das Elektronenpaar völlig wird von einem elektronegativeren Atom angezogen – einem Nichtmetallatom.

Die Konfiguration eines vollständig gefüllten Energieniveaus wird nicht durch die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares erreicht. Das Nichtmetall nimmt dem Metall ein Elektron ab und füllt dessen äußere Ebene. Aber Metall kann seine Elektronen leichter abgeben (es hat nur wenige davon) und es hat auch einen vollständig gefüllten Spiegel.

Somit erhält das Metall, nachdem es Elektronen abgegeben hat, eine negative Ladung und wird zu einem Kation. Und ein Nichtmetall erhält, nachdem es Elektronen aufgenommen hat, eine negative Ladung und wird zu einem Anion.

Eine ionische chemische Bindung ist elektrostatische Anziehung eines Kations an ein Anion.

Ionenbindung kommt in Metallsalzen, -oxiden und -hydroxiden vor. Und in anderen Stoffen, in denen ein Metallatom an ein Nichtmetallatom gebunden ist (Li 3 N, CaH 2).

Dabei ist auf ein wichtiges Merkmal zu achten: Die Ionenbindung findet zwischen Kation und Anionen statt aller Salze. Im Allgemeinen beschreiben wir es als eine Metall-Nichtmetall-Bindung. Es ist jedoch wichtig zu verstehen, dass dies nur der Vereinfachung dient. Das Salz darf kein Metallatom enthalten. Zum Beispiel in Ammoniumsalzen (NH 4 Cl, (NH 4) 2 SO 4. Das Ammoniumion NH 4 + wird vom Anion des Salzes angezogen – dies ist eine ionische Bindung.

Ehrlich gesagt gibt es keine Ionenbindung. Eine Ionenbindung ist nur ein extremer Grad polarer kovalenter Bindung. Jede Bindung hat ihren eigenen Prozentsatz an „Ionizität“ – dieser hängt vom Unterschied in der Elektronegativität ab. Aber in Lehrplan, und noch mehr in den Anforderungen des Einheitlichen Staatsexamens, sind ionische und kovalente Bindungen völlig zwei verschiedene Konzepte, die nicht verwechselt werden können.

1. Metallverbindung.

Die ganze Pracht der Metallverbindung lässt sich nur zusammen mit dem Metall verstehen Kristallgitter. Daher werden wir die metallische Bindung später betrachten, wenn wir Kristallgitter zerlegen.

Zunächst müssen Sie lediglich wissen, dass die metallische Bindung zustande kommt einfache Substanzen– Metalle.

Intermolekulare Bindungen.

Intermolekulare Bindungen sind viel schwächer als intramolekulare Bindungen, da sie kein gemeinsames Elektronenpaar beinhalten.

1. Wasserstoffbrücken.

Wasserstoffbrückenbindungen treten in Stoffen auf, in denen ein Wasserstoffatom an ein Atom mit einem hohen Elektronegativitätswert (F, O, Cl, N) gebunden ist.

In diesem Fall wird die Bindung mit Wasserstoffatomen stark polar. Ein Elektronenpaar bewegt sich vom Wasserstoffatom zu einem elektronegativeren Atom. Aufgrund dieser Verschiebung entsteht eine teilweise positive Ladung (δ+) am Wasserstoff und eine teilweise negative Ladung (δ-) am elektronegativen Atom.

Zum Beispiel in einem Fluorwasserstoffmolekül:

Das δ+ eines Moleküls wird vom δ- eines anderen Moleküls angezogen. Dabei handelt es sich um eine Wasserstoffbindung. Grafisch im Diagramm ist dies durch eine gepunktete Linie dargestellt:

Ein Wassermolekül kann vier bilden Wasserstoffbrücken:

Wasserstoffbrückenbindungen bieten mehr niedrige Temperaturen Sieden und Schmelzen von Stoffen zwischen den Molekülen, aus denen sie entstehen. Vergleichen Sie Schwefelwasserstoff und Wasser. Wasser enthält Wasserstoffbrückenbindungen – es ist unter normalen Bedingungen eine Flüssigkeit, während Schwefelwasserstoff ein Gas ist.

1. Van-der-Waals-Kräfte.

Dabei handelt es sich um sehr schwache intermolekulare Wechselwirkungen. Das Entstehungsprinzip ist das gleiche wie bei Wasserstoffbrückenbindungen. Durch Schwingungen eines gemeinsamen Elektronenpaares entstehen sehr schwache Partialladungen. Und zwischen diesen Ladungen entstehen momentane Anziehungskräfte.

Selten Chemikalien bestehen aus einzelnen, voneinander unabhängigen Atomen chemischer Elemente. Unter normalen Bedingungen haben nur wenige Edelgase diese Struktur: Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon und Radon. Chemische Substanzen bestehen meist nicht aus isolierten Atomen, sondern aus deren Kombinationen zu verschiedenen Gruppen. Solche Atomverbände können wenige, Hunderte, Tausende oder sogar mehr Atome umfassen. Die Kraft, die diese Atome in solchen Gruppen hält, heißt chemische Bindung.

Mit anderen Worten können wir sagen, dass eine chemische Bindung eine Wechselwirkung ist, die die Verbindung einzelner Atome zu komplexeren Strukturen (Moleküle, Ionen, Radikale, Kristalle usw.) ermöglicht.

Der Grund für die Bildung einer chemischen Bindung liegt darin, dass die Energie komplexerer Strukturen geringer ist als die Gesamtenergie der einzelnen Atome, die sie bilden.

Wenn also insbesondere durch die Wechselwirkung der Atome X und Y ein Molekül XY entsteht, bedeutet dies, dass die innere Energie der Moleküle dieses Stoffes geringer ist als die innere Energie der einzelnen Atome, aus denen er gebildet wurde:

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

Aus diesem Grund wird bei der Bildung chemischer Bindungen zwischen einzelnen Atomen Energie freigesetzt.

Elektronen der äußeren Elektronenschicht mit der niedrigsten Bindungsenergie zum Kern, genannt Wertigkeit. Im Bor sind dies beispielsweise Elektronen des 2. Energieniveaus – 2 Elektronen pro 2 S- Orbitale und 1 mal 2 P-Orbitale:

Bei der Bildung einer chemischen Bindung neigt jedes Atom dazu, die elektronische Konfiguration von Edelgasatomen anzunehmen, d. h. so dass sich in seiner äußeren Elektronenschicht 8 Elektronen befinden (2 für Elemente der ersten Periode). Dieses Phänomen wird Oktettregel genannt.

Es ist für Atome möglich, die Elektronenkonfiguration eines Edelgases zu erreichen, wenn zunächst einzelne Atome einen Teil ihrer Valenzelektronen mit anderen Atomen teilen. Dabei entstehen gemeinsame Elektronenpaare.

Abhängig vom Grad der Elektronenteilung können kovalente, ionische und metallische Bindungen unterschieden werden.

Kovalente Bindung

Kovalente Bindungen treten am häufigsten zwischen Atomen nichtmetallischer Elemente auf. Wenn die Nichtmetallatome, die eine kovalente Bindung bilden, zu verschiedenen chemischen Elementen gehören, wird eine solche Bindung als polare kovalente Bindung bezeichnet. Der Grund für diesen Namen liegt darin, dass Atome verschiedener Elemente auch unterschiedliche Fähigkeiten haben, ein gemeinsames Elektronenpaar anzuziehen. Offensichtlich führt dies zu einer Verschiebung des gemeinsamen Elektronenpaares in Richtung eines der Atome, wodurch sich auf diesem eine teilweise negative Ladung bildet. Auf dem anderen Atom wird wiederum eine teilweise positive Ladung gebildet. Beispielsweise wird in einem Chlorwasserstoffmolekül das Elektronenpaar vom Wasserstoffatom zum Chloratom verschoben:

Beispiele für Stoffe mit polaren kovalenten Bindungen:

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

Zwischen Nichtmetallatomen desselben chemischen Elements wird eine kovalente unpolare Bindung gebildet. Da die Atome identisch sind, ist auch ihre Fähigkeit, gemeinsame Elektronen anzuziehen, gleich. Dabei wird keine Verschiebung des Elektronenpaares beobachtet:

Der obige Mechanismus zur Bildung einer kovalenten Bindung, bei dem beide Atome Elektronen bereitstellen, um gemeinsame Elektronenpaare zu bilden, wird als Austausch bezeichnet.

Es gibt auch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus.

Wenn durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus eine kovalente Bindung gebildet wird, entsteht aufgrund des gefüllten Orbitals eines Atoms (mit zwei Elektronen) und des leeren Orbitals eines anderen Atoms ein gemeinsames Elektronenpaar. Ein Atom, das ein freies Elektronenpaar bereitstellt, wird Donor genannt, und ein Atom mit einem freien Orbital wird Akzeptor genannt. Atome mit gepaarten Elektronen, zum Beispiel N, O, P, S, fungieren als Donoren von Elektronenpaaren.

Beispielsweise erfolgt nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus die Bildung des vierten Kovalents N-H-Verbindungen im Ammoniumkation NH 4 +:

Neben der Polarität zeichnen sich kovalente Bindungen auch durch ihre Energie aus. Die Bindungsenergie ist die Mindestenergie, die erforderlich ist, um eine Bindung zwischen Atomen aufzubrechen.

Die Bindungsenergie nimmt mit zunehmenden Radien gebundener Atome ab. Da wir wissen, dass die Atomradien in den Untergruppen zunehmen, können wir beispielsweise schlussfolgern, dass die Stärke der Halogen-Wasserstoff-Bindung in der Reihe zunimmt:

HALLO< HBr < HCl < HF

Außerdem hängt die Bindungsenergie von ihrer Multiplizität ab – je größer die Bindungsmultiplizität, desto größer ihre Energie. Die Bindungsmultiplizität bezieht sich auf die Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare zwischen zwei Atomen.

Ionenverbindung

Eine ionische Bindung kann als Extremfall einer polaren kovalenten Bindung betrachtet werden. Wenn bei einer kovalent-polaren Bindung das gemeinsame Elektronenpaar teilweise zu einem der Atompaare verschoben wird, wird es bei einer Ionenbindung fast vollständig an eines der Atome „gegeben“. Das Atom, das Elektronen abgibt, erhält eine positive Ladung und wird Kation, und das Atom, das ihm Elektronen entzogen hat, erhält eine negative Ladung und wird Anion.

Eine Ionenbindung ist also eine Bindung, die durch die elektrostatische Anziehung von Kationen an Anionen entsteht.

Die Bildung dieser Bindungsart ist typisch bei der Wechselwirkung von Atomen typische Metalle und typische Nichtmetalle.

Zum Beispiel Kaliumfluorid. Das Kaliumkation entsteht durch die Entfernung eines Elektrons von einem neutralen Atom und das Fluorion entsteht durch die Addition eines Elektrons an das Fluoratom:

Zwischen den entstehenden Ionen entsteht eine elektrostatische Anziehungskraft, die zur Bildung einer ionischen Verbindung führt.

Bei der Bildung einer chemischen Bindung gingen Elektronen vom Natriumatom auf das Chloratom über und es bildeten sich entgegengesetzt geladene Ionen, die ein vollständiges Äußeres haben Energielevel.

Es wurde festgestellt, dass Elektronen vom Metallatom nicht vollständig gelöst werden, sondern nur wie bei einer kovalenten Bindung in Richtung des Chloratoms verschoben werden.

Die meisten binären Verbindungen, die Metallatome enthalten, sind ionisch. Zum Beispiel Oxide, Halogenide, Sulfide, Nitride.

Ionenbindungen treten auch zwischen einfachen Kationen und einfachen Anionen (F −, Cl −, S 2-) sowie zwischen einfachen Kationen und komplexen Anionen (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −) auf. Daher umfassen ionische Verbindungen Salze und Basen (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH).

Metallverbindung

Diese Art der Bindung entsteht bei Metallen.

Atome aller Metalle haben in ihrer äußeren Elektronenschicht Elektronen, die eine niedrige Bindungsenergie zum Atomkern haben. Bei den meisten Metallen ist der Verlust äußerer Elektronen energetisch günstig.

Aufgrund einer so schwachen Wechselwirkung mit dem Kern sind diese Elektronen in Metallen sehr mobil und in jedem Metallkristall läuft kontinuierlich der folgende Prozess ab:

M 0 - ne - = M n + , wobei M 0 ein neutrales Metallatom und M n + ein Kation desselben Metalls ist. Die folgende Abbildung veranschaulicht die ablaufenden Prozesse.

Das heißt, Elektronen „rasen“ über einen Metallkristall, lösen sich von einem Metallatom, bilden daraus ein Kation, verbinden sich mit einem anderen Kation und bilden ein neutrales Atom. Dieses Phänomen wurde „Elektronenwind“ genannt, und die Ansammlung freier Elektronen in einem Kristall eines Nichtmetallatoms wurde „Elektronengas“ genannt. Diese Art der Wechselwirkung zwischen Metallatomen wird Metallbindung genannt.

Wasserstoffverbindung

Wenn ein Wasserstoffatom in einer Substanz an ein Element mit hoher Elektronegativität (Stickstoff, Sauerstoff oder Fluor) gebunden ist, ist diese Substanz durch ein Phänomen gekennzeichnet, das als Wasserstoffbrückenbindung bezeichnet wird.

Da ein Wasserstoffatom an ein elektronegatives Atom gebunden ist, entsteht am Wasserstoffatom eine teilweise positive Ladung und am Atom des elektronegativen Elements eine teilweise negative Ladung. In diesem Zusammenhang wird eine elektrostatische Anziehung zwischen einem teilweise positiv geladenen Wasserstoffatom eines Moleküls und einem elektronegativen Atom eines anderen Moleküls möglich. Beispielsweise wird bei Wassermolekülen eine Wasserstoffbrückenbindung beobachtet:

Es ist die Wasserstoffbrücke, die den ungewöhnlich hohen Schmelzpunkt von Wasser erklärt. Starke Wasserstoffbrückenbindungen werden neben Wasser auch in Stoffen wie Fluorwasserstoff, Ammoniak, sauerstoffhaltigen Säuren, Phenolen, Alkoholen und Aminen gebildet.