Es gibt zwei Arten kovalente Bindung: Sigma- und Pi-Anleihen. Eine Sigma-Bindung ist eine einzelne kovalente Bindung, die entsteht, wenn sich ein AO entlang einer geraden Linie (Achse) überlappt, die die Kerne zweier gebundener Atome mit einer maximalen Überlappung auf dieser geraden Linie verbindet. Eine Sigma-Bindung kann entstehen, wenn beliebige (s-, p-hybride) AOs überlappen. In Organogenen (Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Schwefel) können Hybridorbitale an der Bildung von Sigma-Bindungen beteiligt sein, was für eine effizientere Überlappung sorgt. Zusätzlich zur axialen Überlappung ist eine andere Art der Überlappung möglich – die seitliche Überlappung von p-AO, die zur Bildung einer Pi-Bindung führt. Eine Pi-Bindung ist eine Bindung, die durch die seitliche Überlappung nicht hybridisierter p-AOs mit einer maximalen Überlappung auf beiden Seiten der geraden Linie, die die Atomkerne verbindet, entsteht. Häufig zu finden in organische Verbindungen Mehrfachbindungen sind eine Kombination aus Sigma- und Pi-Bindungen; Doppelbindungen – ein Sigma und ein Pi, Dreifachbindungen – ein Sigma und zwei Pi.

Bindungsenergie ist die Energie, die bei der Bildung einer Bindung freigesetzt wird oder zur Trennung zweier gebundener Atome erforderlich ist. Sie dient als Maß für die Stärke der Bindung: Je größer die Energie, desto stärker die Bindung.

Die Bindungslänge ist der Abstand zwischen den Mittelpunkten gebundener Atome. Eine Doppelbindung ist kürzer als eine Einfachbindung und eine Dreifachbindung ist kürzer als eine Doppelbindung. Für Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen in unterschiedlicher Zustand Bei der Hybridisierung ist ein allgemeines Muster charakteristisch: Mit zunehmendem Anteil des s-Orbitals im Hybridorbital nimmt die Bindungslänge ab. Beispielsweise beträgt in der Reihe der Verbindungen Propan CH3-CH2-CH3, Propen CH3-CH=CH2 und Propin CH3-C-=CH die CH3-C-Bindungslänge jeweils 0,154, 0,150 und 0,146 nm.

In der Chemie ist das Konzept der Hybridorbitale des Kohlenstoffatoms und anderer Elemente weit verbreitet. Das Konzept der Hybridisierung zur Beschreibung der Umordnung von Orbitalen ist in Fällen notwendig, in denen die Anzahl der ungepaarten Elektronen im Grundzustand eines Atoms geringer ist als die Anzahl der gebildeten Bindungen. Es wird postuliert, dass verschiedene Atomorbitale mit ähnlichen Energieniveaus miteinander interagieren und Hybridorbitale mit derselben Form und Energie bilden. Hybridisierte Orbitale bilden aufgrund der größeren Überlappung stärkere Bindungen als nicht hybridisierte Orbitale.

Die Art der Hybridisierung bestimmt die Orientierung hybrider AOs im Raum und damit die Geometrie der Moleküle. Abhängig von der Anzahl der Orbitale, die die Hybridisierung eingegangen sind, kann sich ein Kohlenstoffatom in einem von drei Hybridisierungszuständen befinden. sp3-Hybridisierung. Als Ergebnis der sp3-Hybridisierung geht ein Kohlenstoffatom aus dem Grundzustand 1s2-2s2-2p2 aufgrund der Bewegung eines Elektrons vom 2s- zum 2p-Orbital in den angeregten Zustand 1s2-2s1-2p3 über. Wenn vier externe AOs eines angeregten Kohlenstoffatoms (ein 2s- und drei 2p-Orbitale) gemischt werden, entstehen vier äquivalente sp-Hybridorbitale. Sie haben die Form einer dreidimensionalen Acht, wobei eine Klinge deutlich größer ist als die andere. Aufgrund der gegenseitigen Abstoßung sind sp3-Hybrid-AOs im Raum auf die Eckpunkte des Tetraeders gerichtet und die Winkel zwischen ihnen betragen 109,5° (die günstigste Position). Jedes Hybridorbital in einem Atom ist mit einem Elektron besetzt. Das Kohlenstoffatom im Zustand der sp3-Hybridisierung hat die elektronische Konfiguration 1s2(2sp3)4.

Dieser Hybridisierungszustand ist charakteristisch für Kohlenstoffatome in gesättigten Kohlenwasserstoffen (Alkanen) und dementsprechend in Alkylresten ihrer Derivate. sp2-Hybridisierung. Als Ergebnis der sp2-Hybridisierung entstehen durch die Vermischung von einem 2s- und zwei 2p-AOs eines angeregten Kohlenstoffatoms drei äquivalente sp2-Hybridorbitale, die sich in derselben Ebene in einem Winkel von 120° befinden. Unhybridisiertes 2p-AO befindet sich in einer senkrechten Ebene. Das Kohlenstoffatom im Zustand der sp2-Hybridisierung hat die elektronische Konfiguration 1s2-(2sp2)3-2p1. Dieses Kohlenstoffatom ist charakteristisch für ungesättigte Kohlenwasserstoffe (Alkene) sowie für einige funktionelle Gruppen, beispielsweise Carbonyl, Carboxyl usw. sp-Hybridisierung. Durch die sp-Hybridisierung aufgrund der Vermischung eines 2s- und eines 2p-Orbitals eines angeregten Kohlenstoffatoms entstehen zwei äquivalente sp-Hybrid-AOs, die linear in einem Winkel von 180° angeordnet sind. Die beiden verbleibenden unhybridisierten 2p-AOs befinden sich in zueinander senkrechten Ebenen. Das Kohlenstoffatom im Zustand der sp-Hybridisierung hat die elektronische Konfiguration 1s2-(2sp)2-2p2. Ein solches Atom kommt in Verbindungen vor, die über eine Dreifachbindung verfügen, beispielsweise in Alkinen und Nitrilen. Auch Atome anderer Elemente können in einem hybridisierten Zustand vorliegen. Beispielsweise befindet sich das Stickstoffatom im Ammoniumion NH4+ und dementsprechend das Alkylammoniumion RNH3+ in einem Zustand der sp3-Hybridisierung; in Pyrrol und Pyridin - sp2-Hybridisierung; in Nitrilen - sp-Hybridisierung.



Grundgegenstände der Biochemie.

Studienobjekte Die bioorganische Chemie umfasst Proteine ​​und Peptide, Nukleinsäuren, Kohlenhydrate, Lipide, Biopolymere, Alkaloide, Terpenoide, Vitamine, Antibiotika, Hormone, Toxine sowie synthetische Regulatoren biologischer Prozesse: Arzneimittel, Pestizide usw.

Isomerie organischer Verbindungen, ihre Typen. Merkmale von Isomeriearten, Beispiele.

Es gibt zwei Arten von Isomerie: strukturelle und räumliche (d. h. Stereoisomerie). Strukturisomere unterscheiden sich voneinander durch die Reihenfolge der Bindungen der Atome im Molekül, Stereoisomere – durch die Anordnung der Atome im Raum mit der gleichen Reihenfolge der Bindungen zwischen ihnen.

Folgende Sorten werden unterschieden Strukturisomerie: Isomerie des Kohlenstoffgerüsts, Positionsisomerie, Isomerie verschiedener Klassen organischer Verbindungen (Interklassenisomerie).

Die Isomerie des Kohlenstoffgerüsts ist auf die unterschiedliche Reihenfolge der Bindungen zwischen den Kohlenstoffatomen zurückzuführen, die das Gerüst des Moleküls bilden. Zum Beispiel: Molekularformel C4H10 entspricht zwei Kohlenwasserstoffen: n-Butan und Isobutan. Für den Kohlenwasserstoff C5H12 sind drei Isomere möglich: Pentan, Isopentan und Neopentan. C4H10 entspricht zwei Kohlenwasserstoffen: n-Butan und Isobutan. Für den Kohlenwasserstoff C5H12 sind drei Isomere möglich: Pentan, Isopentan und Neopentan.

Positionsisomerie ist auf unterschiedliche Positionen der Mehrfachbindung, des Substituenten und der funktionellen Gruppe bei demselben Kohlenstoffgerüst des Moleküls zurückzuführen

Zwischenklasse Isomerie-Isomerie Substanzen, die zu verschiedenen Klassen organischer Verbindungen gehören.

Moderne Klassifizierung und Nomenklatur organischer Verbindungen.

Derzeit ist die systematische Nomenklatur weit verbreitet – IUPAC – International Unified chemische Nomenklatur. Die IUPAC-Regeln basieren auf mehreren Systemen:

1) radikal funktionell (der Name basiert auf dem Namen der funktionellen Gruppe),

2) verbinden (Namen bestehen aus mehreren gleichen Teilen),

3) Substitutiv (die Grundlage des Namens ist das Kohlenwasserstofffragment).

Kovalente Bindungen. Pi- und Sigma-Anleihen.

Kovalente Bindung ist die Hauptbindungsart in organischen Verbindungen.

Es handelt sich um eine Bindung, die durch die Überlappung zweier Valenzelektronenwolken entsteht.

Eine Pi-Bindung ist eine kovalente Bindung, die durch überlappende p-Atomorbitale gebildet wird.

Eine Sigma-Bindung ist eine kovalente Bindung, die entsteht, wenn sich s-Atomorbitale überlappen.

Wenn zwischen Atomen in einem Molekül sowohl s- als auch p-Bindungen gebildet werden, entsteht eine Mehrfachbindung (Doppel- oder Dreifachbindung).

6. Moderne Vorstellungen über die Struktur organischer Verbindungen. Das Konzept " chemische Struktur", "Konfiguration", "Konformation", ihre Definition. Die Rolle der Struktur bei der Manifestation biologischer Aktivität.

Im Jahr 1861 A.M. Butlerov schlug eine Theorie der chemischen Struktur organischer Verbindungen vor, die modernen Vorstellungen über die Struktur organischer Verbindungen zugrunde liegt. Verbindungen, die aus den folgenden Grundbestimmungen besteht:

1. In den Stoffmolekülen gibt es eine strenge Abfolge der chemischen Bindung von Atomen, die als chemische Struktur bezeichnet wird.

2. Die chemischen Eigenschaften eines Stoffes werden durch die Art seiner Elementarbestandteile, deren Menge und chemische Struktur bestimmt.

3.Wenn Stoffe mit die gleiche Zusammensetzung Und Molekulargewicht unterschiedlicher Struktur, dann tritt das Phänomen der Isomerie auf.

4. Da sich bei bestimmten Reaktionen nur einige Teile des Moleküls verändern, hilft die Untersuchung der Struktur des Produkts, die Struktur des ursprünglichen Moleküls zu bestimmen.

5. Die chemische Natur (Reaktivität) einzelner Atome in einem Molekül ändert sich je nach Umgebung, d. h. abhängig davon, mit welchen Atomen anderer Elemente sie verbunden sind.

Der Begriff „chemische Struktur“ umfasst die Idee einer bestimmten Reihenfolge der Verbindung von Atomen in einem Molekül und ihrer chemische Wechselwirkung, wodurch die Eigenschaften von Atomen verändert werden.

Sigma- und Pi-Anleihen (σ- und π-Bindungen)

kovalente chemische Bindungen, die durch eine spezifische, aber unterschiedliche räumliche Symmetrie der Elektronendichteverteilung gekennzeichnet sind. Bekanntlich entsteht eine kovalente Bindung durch die gemeinsame Nutzung von Elektronen wechselwirkender Atome. Die resultierende Elektronenwolke der σ-Bindung ist symmetrisch in Bezug auf die Bindungslinie, also die Linie, die die Kerne wechselwirkender Atome verbindet. Einfache Verbindungen in Chemische Komponenten sind normalerweise (T-Bindungen (siehe Einfache Bindung). Die Elektronenwolke einer π-Bindung ist symmetrisch um die Ebene, die durch die Bindungslinie verläuft ( Reis. 1 , b), und in dieser Ebene (Knotenebene genannt) ist die Elektronendichte Null. Die Verwendung der griechischen Buchstaben σ und π hängt mit ihrer Entsprechung zusammen lateinische Buchstaben S Und R bei der Bezeichnung von Elektronen des Atoms, unter deren Beteiligung erstmals die Bildung von σ- bzw. π-Bindungen möglich wird. Weil Atomwolken R-Orbitale ( p x, RU, p z) sind symmetrisch um die entsprechenden Achsen Kartesischen Koordinaten (X, bei, z), dann wenn eins R-Orbital zum Beispiel p z, ist an der Bildung der σ-Bindung (Achse) beteiligt z- Kommunikationsleitung), die restlichen zwei R-Orbitale ( p x, p y) können an der Bildung von zwei π-Bindungen beteiligt sein (ihre Knotenebenen werden sein yz Und xz jeweils; cm. Reis. 2 ). Kann auch an der Bildung von σ- und π-Bindungen beteiligt sein D- (cm. Reis. 1 ) Und F-Elektronen des Atoms.

Zündete.: Pimentel G., Spratley R., How Quantenmechanik erklärt die chemische Bindung, trans. aus Englisch, M., 1973; Shustorovich E. M., Chemische Kommunikation, M., 1973.

E. M. Shustorovich.

Reis. 1. Schematische Darstellung der räumlichen Orientierung von Orbitalen während der Bildung einer σ-Bindung als Folge von s - s-, s - p σ-, p σ - p σ -Wechselwirkungen (a) und π-Bindung als Folge von p π -, p π -, d π - d π - Wechselwirkungen (b).

Reis. 2. Schematische Darstellung von Wolken aus p x -, p y -, p z - Elektronen. Dargestellt sind die Achsen der kartesischen Koordinaten und die Knotenebenen der p x - und py -Orbitale.

Groß Sowjetische Enzyklopädie. - M.: Sowjetische Enzyklopädie. 1969-1978 .

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Abb. 1. Sigma-Verbindung ... Wikipedia

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Sigma (σ)- und Pi (π)-Verbindungen- eine kovalente chemische Eigenschaft, die durch eine bestimmte, aber unterschiedliche räumliche Symmetrie der Elektronendichteverteilung gekennzeichnet ist. Die resultierende σ-Kommunikation der Elektronenwolke ist symmetrisch relativ zur Kommunikationslinie,... ... Enzyklopädisches Wörterbuch in der Metallurgie

- (von lateinisch cumulo sammeln, ansammeln) ein Bindungssystem, bei dem mindestens ein Atom durch Doppelbindungen mit zwei benachbarten Atomen verbunden ist. K. s. in der Verbindungsgruppe Sigma und Pi)). σ-Bindungen werden durch zwei Atomorbitale des C-Atoms in... ... gebildet.

Kovalente Bindung am Beispiel eines Methanmoleküls: vollständig extern Energielevel Wasserstoff (H) hat 2 Elektronen und Kohlenstoff (C) hat 8 Elektronen. Eine kovalente Bindung ist eine Bindung, die durch gerichtete Valenzelektronenwolken gebildet wird. Neutral... ... Wikipedia

Delta-Sigma-Modulator- Modifikation eines Deltamodulators, an dessen Eingang ein Integrator eingeschaltet wird und bei dessen Empfang der umgekehrte Vorgang ausgeführt wird, d.h. Differenzierung des Demodulator-Ausgangssignals. Aus technischer Sicht ist die Implementierung eines Delta-Sigma-Modulators nicht schwieriger als... ... Leitfaden für technische Übersetzer

Projekt Sigma- Ein Projekt, das 1976 vom geheimen amerikanischen Projekt Aquarius getrennt wurde. Das Ziel des Projekts besteht darin, eine Kommunikation mit Außerirdischen herzustellen und wird wahrscheinlich auf einem der Luftwaffenstützpunkte des Staates durchgeführt. New-Mexiko. E. Projekt Sigma D. Projekt Sigma … Erklärendes ufologisches Wörterbuch mit Entsprechungen in Englisch und Deutsch

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Eine der wichtigsten Arten der intramolekularen gegenseitigen Beeinflussung von Atomen und Bindungen in organischen Verbindungen; wird durch die Wechselwirkung elektronischer Atomsysteme (hauptsächlich Valenzelektronen, siehe Valenz) verursacht. Hauptschild… … Große sowjetische Enzyklopädie

Bücher

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Einzelverbindung– eine kovalente Bindung, bei der zwischen zwei Atomen nur ein gemeinsames Elektronenpaar gebildet wird.

Sigma-Kommunikation– eine kovalente Bindung, bei deren Bildung sich der Überlappungsbereich der Elektronenwolken auf der Verbindungslinie der Atomkerne befindet. Einfachbindungen sind immer Sigma-Anleihen.

Pi-Verbindung– eine kovalente Bindung, bei deren Bildung sich der Bereich überlappender Elektronenwolken auf beiden Seiten der Verbindungslinie der Kerne befindet. Sie entstehen, wenn zwischen zwei Atomen zwei oder drei gemeinsame Elektronenpaare auftreten. Die Anzahl der gemeinsamen Elektronenpaare zwischen gebundenen Atomen charakterisiert Kommunikationsvielfalt.

Wenn eine Bindung zwischen zwei Atomen durch zwei gemeinsame Elektronenpaare entsteht, nennt man eine solche Bindung Doppelbindung. Jede Doppelbindung besteht aus einer Sigma-Bindung und einer Pi-Bindung.

Wenn eine Bindung zwischen zwei Atomen durch drei gemeinsame Elektronenpaare entsteht, nennt man eine solche Bindung Dreifachbindung. Jede Dreifachbindung besteht aus einer Sigma-Bindung und zwei Pi-Bindungen.

Doppel- und Dreifachbindungen haben gemeinsamen Namen: mehrere Verbindungen.

Die überlappenden Orbitale müssen die gleiche Symmetrie um die Kernachse haben. Die Überlappung der Atomorbitale entlang der Verbindungslinie der Atomkerne führt zur Bildung von σ - Verbindungen. Zwischen zwei Atomen in einem chemischen Teilchen ist nur eine σ-Bindung möglich. Alle σ-Bindungen haben axiale Symmetrie relativ zur Kernachse. Fragmente chemischer Partikel können sich um die Kernachse drehen, ohne den Grad der Überlappung der Atomorbitale zu beeinträchtigen, die σ-Bindungen bilden. Ein Satz gerichteter, streng im Raum ausgerichteter σ-Bindungen erzeugt eine Struktur chemisches Teilchen.
Mit der zusätzlichen Überlappung der Atomorbitale senkrecht zur Bindungslinie, π-Bindungen. Dadurch entstehen Mehrfachbindungen zwischen Atomen: Einfach (σ), Doppelbindung (σ +π), Dreifachbindung (σ + π + π).F−F, O=O, N≡N.
Mit dem Auftreten einer π-Bindung, die keine axiale Symmetrie aufweist, wird die freie Rotation von Fragmenten eines chemischen Teilchens um die σ-Bindung unmöglich, da dies zum Bruch der π-Bindung führen sollte. Neben σ- und π-Bindungen ist es möglich, eine weitere Art von Bindung zu bilden – δ-Bindungen: Typischerweise wird eine solche Bindung nach der Bildung von σ- und π-Bindungen durch Atome gebildet, wenn die Atome d- und f-Orbitale haben, indem ihre „Blütenblätter“ an vier Stellen gleichzeitig überlappen. Dadurch kann die Kommunikationsvielfalt auf 4-5 ansteigen.

Grundtypen von Strukturen Anorganische Verbindungen. Stoffe mit molekularer und
nichtmolekulare Struktur. Atomar, molekular, ionisch und metallisch
Kristallgitter.

Typ	molekular	ionisch	atomar	Metall
In Knoten	Moleküle	Positiv und negativ geladene Ionen (Kationen und Anionen)	Atome	Atome und positiv geladene Metallionen
Charakter der Kommunikation	Kräfte der intermolekularen Wechselwirkung (inkl. Wasserstoffbrücken)	Elektrostatisch ionische Bindungen	Kovalente Bindungen	Metallische Bindung zwischen Metallionen und freien Elektronen.
Dauerhaft	Schwach	Dauerhaft	Sehr langlebig	Verschiedene Stärken
Exkl. Physik. Heilige	Niedrig schmelzend, geringe Härte, viele wasserlöslich.	Feuerfest, fest, viele in Wasser löslich, Lösungen und Schmelzen leitend elektrischer Strom(Dirigenten 2. Art)	Sehr feuerfest, sehr hart, praktisch unlöslich in Wasser	Ihre Eigenschaften sind vielfältig: Sie haben Glanz, elektrische Leitfähigkeit (Leiter 1. Art) und Wärmeleitfähigkeit.
ca.	Jod, Eis, Trockeneis.	NaCl, KOH, Ba(NO 3) 2	Diamant, Silizium	Kupfer, Kalium, Zink.

Molekulare und nichtmolekulare Substanzen - eines der Zeichen Chemikalien hinsichtlich ihrer Struktur.

Molekulare Substanzen - das sind Stoffe, deren kleinste Strukturteilchen Moleküle sind

Moleküle- das kleinste Teilchen einer molekularen Substanz, das unabhängig existieren und konservieren kann Chemische Eigenschaften. Molekulare Substanzen haben niedrige Temperaturen Sie schmelzen und sieden und kommen unter Standardbedingungen in festem, flüssigem oder gasförmigem Zustand vor.

Nichtmolekulare Substanzen - das sind Stoffe, deren kleinste Strukturteilchen Atome oder Ionen sind.

Und er ist ein Atom oder eine Atomgruppe mit positiver oder negativer Ladung.

Nichtmolekulare Substanzen sind im Standardzustand in festem Zustand Aggregatzustand und haben hohe Schmelz- und Siedepunkte.

Es gibt Stoffe mit molekularer und nichtmolekularer Struktur. Alle Gase und alle Flüssigkeiten haben eine molekulare Struktur. Feststoffe können eine molekulare oder nichtmolekulare Struktur haben. Flüchtige Feststoffe (Eis, Jod, weißer Phosphor, organische Stoffe) haben eine molekulare Struktur. In Knoten Kristallgitter sehr volatil Feststoffe Es gibt Moleküle. Die meisten anorganischen Feststoffe haben eine nichtmolekulare Struktur; die Gitterplätze enthalten Ionen (Salze, Basen) oder Atome (Metalle, Diamant, Silizium). Stoffe mit molekularer Struktur machen mehr als 95 % aller bekannten Stoffe aus, da organische Stoffe eine molekulare Struktur haben und organische Substanz Es ist viel mehr bekannt als anorganische.
Chemische Reaktionen. Einstufung chemische Reaktionen. Hauptziele chemische Kinetik und chemische Thermodynamik.

Chemische Reaktionen– Dies sind Phänomene, bei denen die Umwandlung einer Substanz in eine andere stattfindet.

Anzeichen chemischer Reaktionen:

ü Gasfreisetzung

Na 2 CO 3 +2HCl=2NaCl+H 2 O+CO 2

ü Niederschlag oder Auflösung von Sedimenten

BaCl 2 +H 2 SO 4 =BaSO 4 +2HCl

ü Farbwechsel

FeCl 3(gelb) +3KSCN (farblos) =Fe(SCN) 3(rot) +3KCl

ü Geruch tritt auf.

ü Emission von Licht und Wärme

H 2 SO 4 +2NaOH=Na 2 SO 4 +2H 2 O+Q

2Mg+O 2 =2MgO+ hv

Damit chemische Reaktionen ablaufen können, sind Bedingungen notwendig: Kontakt reagierender Stoffe, Erwärmung, Beleuchtung.

Klassifizierungen chemischer Reaktionen:

I. Nach Anzahl und Zusammensetzung der Ausgangsreagenzien:

A) Zusammengesetzte Reaktion- eine Reaktion, bei der mehrere Stoffe einen Stoff bilden, der komplexer ist als die ursprünglichen: A+B=AB

SO 3 +H 2 O=H 2 SO 4

NH 3 +HCl=NH 4 Cl

B) Zersetzungsreaktion- eine Reaktion, bei der aus einem komplexen Stoff mehrere Stoffe entstehen. Die Endprodukte können sowohl einfache als auch komplexe Stoffe sein: AB=A+B

2KClO 3 =2KCl+3O 2

C) Substitutionsreaktion- eine Reaktion, bei der Atome eines Elements Atome eines anderen Elements in einer komplexen Substanz ersetzen und gleichzeitig zwei neue entstehen – einfach und komplex: X+AB=AX+B

Fe+CuSO 4 =FeSO 4 +Cu

Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2

D) Austauschreaktion- eine Reaktion, bei der Reaktanten ihre austauschen Komponenten, wodurch aus zwei komplexen Stoffen zwei neue Stoffe entstehen komplexe Substanzen: AB+CX=AX+CB

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = 2NaCl + BaSO 4

AgNO 3 +HCl=HNO 3 +AgCl

II. Nach dem Vorzeichen des thermischen Effekts werden Reaktionen unterteilt in:

A) endothermisch- Reaktionen, die bei der Aufnahme von Wärme auftreten

B) exotherm- Reaktionen, die zur Freisetzung von Wärme führen.

III. Unter Berücksichtigung des Phänomens der Katalyse:

A) katalytisch(fließend unter Beteiligung eines Katalysators)

B) nicht katalytisch.

IV. Basierend auf der Reversibilität werden Reaktionen unterteilt in:

A) reversibel– gleichzeitig in Vorwärts- und Rückwärtsrichtung fließen

B) irreversibel – in eine Richtung fließen

V. Basierend auf Änderungen der Oxidationsstufen von Elementen in den Molekülen reagierender Substanzen:

A) OVR– Elektronentransferreaktionen

B) Nicht OVR– Reaktionen ohne Elektronentransfer.

VI. Basierend auf der Homogenität des Reaktionssystems:

A) Homogen– in einem homogenen System fließen

B) Heterogen– in einem heterogenen System auftreten

14. Grundlegende Eigenschaften kovalenter Bindungen. Bindungslänge und Energie. Sättigung und Richtung. Vielfalt der Kommunikation. Sigma- und Pi-Verbindungen.

- Eine chemische Bindung, die durch gemeinsame Elektronenpaare erfolgt, heißt atomar oder kovalent. Jede kovalente chemische Bindung weist bestimmte qualitative oder quantitative Eigenschaften auf. Diese beinhalten:

Linklänge

Kommunikationsenergie

Sättigungsfähigkeit

Kommunikationsrichtung

Kommunikationspolarität

Kommunikationsvielfalt

- Linklänge– der Abstand zwischen den Kernen gebundener Atome. Sie hängt von der Größe der Atome und dem Grad der Überlappung ihrer Elektronenhüllen ab. Die Länge einer Bindung wird durch die Ordnung der Bindung bestimmt: Je höher die Ordnung der Bindung, desto kürzer ist ihre Länge.

Kommunikationsenergie ist die Energie, die bei der Bildung eines Moleküls aus einzelnen Atomen freigesetzt wird. Sie wird normalerweise in J/mol (oder cal/mol) ausgedrückt. Die Bindungsenergie wird durch die Bindungsordnung bestimmt: Je größer die Bindungsordnung, desto größer ihre Energie. Die Bindungsenergie ist ein Maß für ihre Stärke. Sein Wert wird durch die Arbeit bestimmt, die zum Aufbrechen einer Bindung erforderlich ist, oder durch den Energiegewinn, wenn ein Stoff aus einzelnen Atomen gebildet wird. Das System, das weniger Energie enthält, ist stabiler. Bei zweiatomigen Molekülen ist die Bindungsenergie gleich der Dissoziationsenergie mit umgekehrtem Vorzeichen. Wenn sich mehr als zwei verschiedene Atome in einem Molekül vereinen, dann stimmt die mittlere Bindungsenergie nicht mit der Dissoziationsenergie des Moleküls überein. Die Bindungsenergien in Molekülen, die aus identischen Atomen bestehen, nehmen gruppenweise von oben nach unten ab. Die Bindungsenergien nehmen im Laufe der Zeit zu.

- Sättigungsfähigkeit– zeigt, wie viele Bindungen ein bestimmtes Atom aufgrund gemeinsamer Elektronenpaare mit anderen eingehen kann. Sie entspricht der Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare, mit denen ein bestimmtes Atom mit anderen verbunden ist. Die Sättigung einer kovalenten Bindung ist die Fähigkeit eines Atoms, an der Bildung einer begrenzten Anzahl kovalenter Bindungen teilzunehmen.

Fokus– Dies ist eine bestimmte relative Anordnung verbindender Elektronenwolken. Es führt zu einer bestimmten räumlichen Anordnung der Kerne chemisch gebundener Atome. Die räumliche Orientierung einer kovalenten Bindung wird durch die Winkel zwischen den gebildeten Bindungen charakterisiert, die als bezeichnet werden Bindungswinkel.

- Vielfalt der Kommunikation. Bestimmt durch die Anzahl der Elektronenpaare, die an der Bindung zwischen Atomen beteiligt sind. Wird eine Bindung durch mehr als ein Elektronenpaar gebildet, spricht man von einer Mehrfachbindung. Mit zunehmender Bindungsvielfalt nimmt die Energie zu und die Bindungslänge ab. Bei Molekülen mit einer Mehrfachbindung gibt es keine Rotation um eine Achse.

- Sigma- und Pi-Anleihen. Die chemische Bindung entsteht durch die Überlappung von Elektronenwolken. Erfolgt diese Überlappung entlang einer Verbindungslinie zwischen den Atomkernen, spricht man von einer Sigma-Bindung. Es kann aus s-s-Elektronen, p-p-Elektronen, sp-Elektronen gebildet werden. Eine chemische Bindung, die durch ein Elektronenpaar zustande kommt, wird als Einfachbindung bezeichnet. Einfachbindungen sind immer Sigma-Anleihen. Orbitale vom S-Typ bilden nur Sigma-Bindungen. Es sind jedoch zahlreiche Verbindungen bekannt, die Doppel- und sogar Dreifachbindungen aufweisen. Eine davon ist die Sigma-Bindung und die anderen werden Pi-Bindungen genannt. Wenn solche Bindungen gebildet werden, entstehen überlappende Elektronenwolken in zwei Raumregionen, die symmetrisch zur Kernachse liegen.

15. Hybridisierung von Atomorbitalen am Beispiel der Moleküle: Methan, Aluminiumchlorid, Berylliumchlorid. Bindungswinkel und Molekülgeometrie. Molekülorbitalmethode (MO LCAO). Energiediagramme homo- und heteronuklearer Moleküle (N2, Cl2, N.H.3, Sei2).

- Hybridisierung. Der neue Satz gemischter Orbitale wird als Hybridorbitale bezeichnet, und die Mischtechnik selbst wird als Hybridisierung von Atomorbitalen bezeichnet.

Die Vermischung eines s- und eines p-Orbitals, wie in BeCl2, wird sp-Hybridisierung genannt. Grundsätzlich ist eine Hybridisierung eines s-Orbitals nicht nur mit einem, sondern auch mit zwei, drei oder einer nicht ganzzahligen Anzahl von p-Orbitalen sowie eine Hybridisierung mit d-Orbitalen möglich.

Betrachten wir das lineare BeCl2-Molekül. Ein Berylliumatom im Valenzzustand ist aufgrund eines s- und eines p-Elektrons in der Lage, zwei Bindungen zu bilden. Dies sollte offensichtlich zu zwei unterschiedlich langen Bindungen mit Chloratomen führen, da die radiale Verteilung dieser Elektronen unterschiedlich ist. Das echte BeCl2-Molekül ist symmetrisch und linear; seine beiden Be-Cl-Bindungen sind genau gleich. Dies bedeutet, dass sie mit Elektronen des gleichen Zustands versehen sind, d. h. Hier hat das Berylliumatom im Valenzzustand nicht mehr ein s- und ein p-Elektron, sondern zwei Elektronen, die sich in Orbitalen befinden, die durch die „Vermischung“ von s- und p-Atomorbitalen entstehen. Ein Methanmolekül weist eine sp3-Hybridisierung auf und ein Aluminiumchloridmolekül weist eine sp2-Hybridisierung auf.

Bedingungen für die Hybridisierungsstabilität:

1) Im Vergleich zu den ursprünglichen Orbitalatomen sollten sich die Hybridorbitale stärker überlappen.

2) Atomorbitale, deren Energieniveau nahe beieinander liegt, nehmen an der Hybridisierung teil; daher sollten auf der linken Seite des Periodensystems stabile Hybridorbitale gebildet werden.

Hybridisierung	Molekülform	Bindungswinkel
	Linear
	Dreieck
	Tetraeder

- Bindungswinkel und Molekülgeometrie. In jedem Fall haben die Hybridorbitale eine bestimmte Orientierung, die zur Bildung von Molekülen mit bestimmten Winkeln zwischen Bindungen, Bindungswinkeln, beiträgt. Jeder Hybridisierungstyp entspricht einem bestimmten Bindungswinkel und eine bestimmte Molekülform:

- MO LCAO. Man kann sich Molekülorbitale vorstellen als lineare Kombination Atomorbitale. Molekülorbitale müssen eine bestimmte Symmetrie aufweisen. Beim Auffüllen von Atomorbitalen mit Elektronen müssen folgende Regeln beachtet werden:

1. Wenn ein Atomorbital eine bestimmte Funktion ist, die eine Lösung der Schrödinger-Gleichung darstellt und den Zustand eines Elektrons in einem Atom beschreibt, ist die MO-Methode ebenfalls eine Lösung der Schrödinger-Gleichung, jedoch für ein Elektron in einem Molekül.

2. Ein Molekülorbital wird durch Addition oder Subtraktion von Atomorbitalen gefunden.

3. Molekülorbitale und ihre Anzahl sind gleich der Summe der Atomorbitale der reagierenden Atome.

Wenn die Lösung für Molekülorbitale durch Addition der Funktionen von Atomorbitalen erhalten wird, ist die Energie der Molekülorbitale niedriger als die Energie der ursprünglichen Atomorbitale. Und so ein Orbital heißt Bindungsorbital.

Bei der Subtraktion von Funktionen hat das Molekülorbital eine höhere Energie und heißt Lockerung.

Es gibt Sigma- und Pi-Orbitale. Sie werden nach der Hundschen Regel ausgefüllt.

Die Anzahl der Bindungen (Bindungsordnung) ist gleich der Differenz zwischen der Gesamtzahl der Elektronen im bindenden Orbital und der Zahl der Elektronen im antibindenden Orbital, dividiert durch 2.

Die MO-Methode verwendet Energiediagramme:

16. Polarisierung der Kommunikation. Dipolmoment der Verbindung. Eigenschaften wechselwirkender Atome: Ionisationspotential, Elektronenaffinität, Elektronegativität. Der Ionizitätsgrad der Bindung.

- Dipolmoment- eine physikalische Größe, die die elektrischen Eigenschaften eines Systems geladener Teilchen charakterisiert. Bei einem Dipol (zwei Teilchen mit entgegengesetzter Ladung) ist das elektrische Dipolmoment gleich dem Produkt aus der positiven Ladung des Dipols und dem Abstand zwischen den Ladungen und ist von der negativen zur positiven Ladung gerichtet. Dipolmoment chemische Bindung aufgrund der Verschiebung der Elektronenwolke zu einem der Atome. Eine Bindung heißt polar, wenn das zugehörige Dipolmoment deutlich von Null abweicht. Es gibt Fälle, in denen einzelne Bindungen in einem Molekül polar sind und das gesamte Dipolmoment des Moleküls Null ist; Solche Moleküle werden als unpolar bezeichnet (z. B. CO 2 - und CCl 4 -Moleküle). Wenn das Dipolmoment eines Moleküls ungleich Null ist, nennt man das Molekül polar. Zum Beispiel das H 2 O-Molekül. Die Größenordnung des Dipolmoments des Moleküls wird durch das Produkt der Elektronenladung (1,6,10 -19 C) und der Länge der chemischen Bindung (ca. 10 -10 m) bestimmt ).

Die chemische Natur eines Elements wird durch die Fähigkeit seines Atoms bestimmt, Elektronen abzugeben und aufzunehmen. Diese Fähigkeit kann durch die Ionisierungsenergie eines Atoms und seine Elektronenaffinität quantifiziert werden.

- Ionisationsenergie eines Atoms ist die Energiemenge, die erforderlich ist, um ein Elektron aus einem nicht angeregten Atom zu entfernen. Sie wird in Kilojoule pro Mol ausgedrückt. Bei Mehrelektronenatomen entsprechen die Ionisierungsenergien E1, E2, E3, ..., En der Trennung des ersten, zweiten usw. Elektronen. In diesem Fall immer E1

- Atomelektronenaffinität– der energetische Effekt der Zugabe eines Elektrons zu einem neutralen Atom, wodurch es in ein negatives Ion umgewandelt wird. Die Elektronenaffinität eines Atoms wird in kJ/mol ausgedrückt. Die Elektronenaffinität ist numerisch gleich, hat jedoch ein entgegengesetztes Vorzeichen zur Ionisierungsenergie eines negativ geladenen Ions und hängt von der elektronischen Konfiguration des Atoms ab. p-Elemente der Gruppe 7 haben die höchste Elektronenaffinität. Atome mit der s2- (Be, Mg, Ca) und s2p6- (Ne, Ar, Kr) Konfiguration oder halbgefüllt mit einer p-Unterschicht (N, P, As) zeigen keine Elektronenaffinität.

- Elektronegativität- ein gemitteltes Merkmal der Fähigkeit eines Atoms in einer Verbindung, ein Elektron anzuziehen. In diesem Fall wird der Unterschied im Zustand der Atome in verschiedenen Verbindungen vernachlässigt. Im Gegensatz zum Ionisationspotential und zur Elektronenaffinität ist EO keine streng definierte physikalische Größe, sondern eine nützliche bedingte Eigenschaft. Das elektronegativste Element ist Fluor. EO hängt von der Ionisierungsenergie und der Elektronenaffinität ab. Einer Definition zufolge kann der EO eines Atoms als die Hälfte der Summe seiner Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität ausgedrückt werden. Einem Element kann kein konstantes EO zugewiesen werden. Sie hängt von vielen Faktoren ab, insbesondere vom Wertigkeitszustand des Elements, der Art der Verbindung, in der es enthalten ist usw.

17. Polarisierende Fähigkeit und polarisierende Wirkung. Erläuterung einiger physikalischer Eigenschaften von Stoffen aus Sicht dieser Theorie.

- Die Polarisationstheorie geht davon aus, dass alle Stoffe rein ionisch sind. Ohne äußeres Feld haben alle Ionen eine Kugelform. Wenn sich die Ionen einander nähern, beeinflusst das Feld des Kations das Feld des Anions und sie werden deformiert. Unter Ionenpolarisation versteht man die Verschiebung der äußeren Elektronenwolke von Ionen relativ zu ihrem Kern.

Polarisation besteht aus zwei Prozessen:

Ionenpolarisierbarkeit

polarisierende Wirkung auf ein anderes Ion

Die Polarisierbarkeit eines Ions ist ein Maß für die Fähigkeit der Elektronenwolke des Ions, sich unter dem Einfluss eines externen elektrischen Feldes zu verformen.

Gesetzmäßigkeiten der Ionenpolarisierbarkeit:

Anionen sind stärker polarisiert als Kationen. Eine zu hohe Elektronendichte führt zu einer hohen Diffusität und Lockerheit der Elektronenwolke.

Die Polarisierbarkeit isoelektronischer Ionen nimmt mit abnehmender positiver und zunehmender negativer Ladung zu. Isoelektronische Ionen haben die gleiche Konfiguration.

Bei mehrfach geladenen Kationen ist die Kernladung viel größer als die Anzahl der Elektronen. Dadurch wird die Elektronenhülle verdichtet und stabilisiert, sodass solche Ionen weniger anfällig für Verformungen sind. Die Polarisierbarkeit von Kationen nimmt beim Übergang von Ionen mit einer mit 18 Elektronen gefüllten äußeren Elektronenhülle zu einer ungefüllten und dann zu Edelgasionen ab. Dies liegt daran, dass für Elektronen derselben Periode die d-Elektronenhülle im Vergleich zu den s- und p-Elektronenhüllen diffuser ist, weil d-Elektronen verbringen mehr Zeit in der Nähe des Kerns. Daher interagieren d-Elektronen stärker mit umgebenden Anionen.

Die Polarisierbarkeit analoger Ionen nimmt mit zunehmender Anzahl elektronischer Schichten zu. Am schwierigsten ist die Polarisierbarkeit für kleine und mehrfach geladene Kationen mit einer Elektronenhülle aus Edelgasen. Solche Kationen werden hart genannt. Vielfach geladene Massenanionen und niedrig geladene Massenkationen lassen sich am leichtesten polarisieren. Das sind weiche Ionen.

- Polarisierender Effekt. Hängt von den Ladungen, der Größe und der Struktur der äußeren elektronischen Schicht ab.

1. Die polarisierende Wirkung eines Kations nimmt mit zunehmender Ladung und abnehmendem Radius zu. Der maximale Polarisationseffekt ist charakteristisch für Katone mit kleinen Radien und großen Ladungen, daher bilden sie kovalente Verbindungen. Je größer die Ladung, desto stärker ist die polarisierende Bindung.

2. Die polarisierende Wirkung von Kationen nimmt mit dem Übergang von Ionen mit einer S-Elektronen-Wolke zu einer unvollständigen und zu einer 18-Elektronen-Wolke zu. Je größer die polarisierende Wirkung des Kations ist, desto größer ist der Beitrag der kovalenten Bindung.

- Anwendung der Polarisationstheorie zur Erklärung physikalischer Eigenschaften:

Je größer die Polarisierbarkeit eines Anions (die polarisierende Wirkung eines Kations) ist, desto wahrscheinlicher ist es, dass es eine kovalente Bindung eingeht. Daher sind die Siede- und Schmelzpunkte von Verbindungen mit kovalenten Bindungen niedriger als die von Verbindungen mit ionischen Bindungen. Je höher die Ionizität der Bindung, desto höher sind die Schmelz- und Siedepunkte.

Die Verformung der Elektronenhülle beeinflusst die Fähigkeit, Lichtwellen zu reflektieren oder zu absorbieren. Von hier aus kann aus der Perspektive der Polarisationstheorie die Farbe von Verbindungen erklärt werden: Weiß spiegelt alles wider; schwarz – absorbiert; transparent – ​​lässt durch. Das hängt damit zusammen: Wird die Hülle verformt, rücken die Quantenniveaus der Elektronen näher zusammen, wodurch die Energiebarriere sinkt, sodass zur Anregung nur geringe Energie benötigt wird. Weil Absorption ist mit der Anregung von Elektronen verbunden, d.h. Bei ihrem Übergang in höher liegende Niveaus kann dann bei hoher Polarisation bereits sichtbares Licht äußere Elektronen anregen und die Substanz wird gefärbt. Je höher die Ladung des Anions ist, desto geringer ist die Farbintensität. Der polarisierende Effekt beeinflusst die Reaktivität von Verbindungen; daher sind bei vielen Verbindungen Salze sauerstoffhaltiger Säuren stabiler als die Salze selbst. Der größte polarisierende Effekt findet sich bei d-Elementen. Je höher die Ladung, desto größer ist die polarisierende Wirkung.

18. Ionenbindung als Grenzfall einer kovalenten polaren Bindung. Eigenschaften von Stoffen mit unterschiedlichen Bindungsarten.

Die Natur der Ionenbindung kann durch die elektrostatische Wechselwirkung von Ionen erklärt werden. Die Fähigkeit von Elementen, einfache Ionen zu bilden, wird durch die Struktur ihrer Atome bestimmt. Kationen bilden am leichtesten Elemente mit niedriger Ionisierungsenergie, Alkali- und Erdalkalimetalle. Anionen werden aufgrund ihrer hohen Elektronenaffinität am leichtesten von p-Elementen der Gruppe 7 gebildet.

Die elektrische Ladung von Ionen bewirkt deren Anziehung und Abstoßung. Man kann sich Ionen als geladene Kugeln vorstellen, deren Kraftfelder gleichmäßig in alle Raumrichtungen verteilt sind. Daher kann jedes Ion in jede Richtung Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen anziehen. Eine ionische Bindung zeichnet sich im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung durch Ungerichtetheit aus.

Die Wechselwirkung von Ionen entgegengesetzten Vorzeichens untereinander kann nicht zu einer vollständigen gegenseitigen Kompensation ihrer Kraftfelder führen. Dadurch behalten sie die Fähigkeit, Ionen in andere Richtungen anzuziehen. Daher ist eine Ionenbindung im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung durch Ungesättigtheit gekennzeichnet.

19.Metallverbindung. Ähnlichkeiten und Unterschiede mit ionischen und kovalenten Bindungen

Eine Metallbindung ist eine Bindung, bei der die Elektronen jedes einzelnen Atoms allen in Kontakt stehenden Atomen gehören. Der Energieunterschied zwischen „molekularen“ Orbitalen in einer solchen Bindung ist gering, sodass Elektronen leicht von einem „molekularen“ Orbital zum anderen und somit im Volumen des Metalls wandern können.

Metalle unterscheiden sich von anderen Stoffen durch ihre hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit. Unter normalen Bedingungen handelt es sich um kristalline Substanzen (mit Ausnahme von Quecksilber) mit hohen Koordinationszahlen der Atome. In einem Metall ist die Anzahl der Elektronen viel geringer als die Anzahl der Orbitale, sodass Elektronen von einem Orbital in ein anderes wandern können. Metallatome zeichnen sich durch eine hohe Ionisierungsenergie aus – Valenzelektronen werden im Atom schwach zurückgehalten, d.h. leicht im Kristall bewegen. Die Fähigkeit von Elektronen, sich um einen Kristall zu bewegen, bestimmt die elektrische Leitfähigkeit von Metallen.

Anders als bei kovalenten und ionischen Verbindungen binden in Metallen also viele Elektronen gleichzeitig viele Atomkerne und die Elektronen selbst können sich im Metall bewegen. Mit anderen Worten: In Metallen liegt eine stark delokalisierte chemische Bindung vor. Die metallische Bindung hat eine gewisse Ähnlichkeit mit der kovalenten Bindung, da sie auf der gemeinsamen Nutzung von Valenzelektronen beruht. Bei der Bildung einer kovalenten Bindung sind jedoch die Valenzelektronen von nur zwei wechselwirkenden Atomen beteiligt, während bei der Bildung einer metallischen Bindung alle Atome an der gemeinsamen Nutzung von Elektronen beteiligt sind. Aus diesem Grund weist die metallische Bindung keine räumliche Richtung und Sättigung auf, die die spezifischen Eigenschaften von Metallen maßgeblich bestimmt. Die Energie einer metallischen Bindung ist drei- bis viermal geringer als die Energie einer kovalenten Bindung.

20. Wasserstoffbindung. Intermolekular und intramolekular. Bildungsmechanismus. Merkmale der physikalischen Eigenschaften von Stoffen mit Wasserstoffbrückenbindungen. Beispiele.

- Eine Wasserstoffbindung ist eine besondere Art chemischer Bindung. Es ist charakteristisch für Wasserstoffverbindungen mit den elektronegativsten Elementen (Fluor, Sauerstoff, Stickstoff und in geringerem Maße Chlor und Schwefel).

Wasserstoffbrückenbindungen kommen sehr häufig vor und spielen eine wichtige Rolle bei der Verbindung von Molekülen, bei Kristallisations-, Auflösungs- und Kristallhydratbildungsprozessen usw. Beispielsweise sind Fluorwasserstoffmoleküle im festen, flüssigen und sogar gasförmigen Zustand miteinander verbunden eine Zick-Zack-Kette, was genau auf die Wasserstoffbindung zurückzuführen ist.

Seine Besonderheit besteht darin, dass ein Wasserstoffatom, das Teil eines Moleküls ist, eine zweite, schwächere Bindung mit einem Atom in einem anderen Molekül eingeht, wodurch beide Moleküle zu einem Komplex verbunden werden. Ein charakteristisches Merkmal eines solchen Komplexes ist das sogenannte Wasserstoffbrücke – A – H...B–. Der Abstand zwischen Atomen in einer Brücke ist größer als zwischen Atomen in einem Molekül. Zunächst wurde die Wasserstoffbrückenbindung als elektrostatische Wechselwirkung interpretiert. Man kam nun zu dem Schluss, dass die Donor-Akzeptor-Wechselwirkung eine wichtige Rolle bei der Wasserstoffbrückenbindung spielt. Wasserstoffbrückenbindungen entstehen nicht nur zwischen Molekülen verschiedener Stoffe, sondern auch in Molekülen desselben Stoffes H2O, HF, NH3 usw. Dies erklärt auch den Unterschied in den Eigenschaften dieser Stoffe im Vergleich zu verwandten Verbindungen. Wasserstoffbrückenbindungen innerhalb von Molekülen sind bekannt, insbesondere in organischen Verbindungen. Seine Bildung wird durch das Vorhandensein der Akzeptorgruppe A-H und der Donorgruppe B-R im Molekül erleichtert. Im A-H-Molekül ist A das elektronegativste Element. Die Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen in Polymeren wie Peptiden führt zu einer helikalen Struktur. DNA, Desoxyribonukleinsäure, der Hüter des Vererbungscodes, hat ähnliche Strukturen. Wasserstoffbrückenbindungen sind nicht stark. Sie bilden sich und brechen bei normalen Temperaturen leicht, was bei biologischen Prozessen sehr wichtig ist. Es ist bekannt, dass Wasserstoffverbindungen mit stark elektronegativen Nichtmetallen ungewöhnlich hohe Siedepunkte haben.

Intermolekulare Interaktion. Die Anziehungskräfte zwischen gesättigten Atomen und Molekülen sind im Vergleich zu ionischen und kovalenten Bindungen äußerst schwach. Stoffe, deren Moleküle durch extrem schwache Kräfte zusammengehalten werden, sind bei 20 Grad oft gasförmig und haben in vielen Fällen einen sehr niedrigen Siedepunkt. Die Existenz solch schwacher Kräfte wurde von Van der Waals entdeckt. Die Existenz solcher Kräfte im System lässt sich erklären:

1. Das Vorhandensein eines permanenten Dipols im Molekül. In diesem Fall entstehen durch die einfache elektrostatische Anziehung von Dipolen schwache Wechselwirkungskräfte - Dipol-Dipol (H2O, HCl, CO)

2. Das Dipolmoment ist sehr klein, aber bei Wechselwirkung mit Wasser kann ein induzierter Dipol gebildet werden, der durch die Polymerisation von Molekülen durch die Dipole umgebender Moleküle entsteht. Dieser Effekt kann der Dipol-Dipol-Wechselwirkung überlagert werden und die Anziehung erhöhen.

3. Dispersionskräfte. Diese Kräfte wirken zwischen allen Atomen und Molekülen, unabhängig von ihrer Struktur. London hat dieses Konzept eingeführt. Bei symmetrischen Atomen sind die einzigen wirkenden Kräfte die London-Kräfte.

21. Aggregatzustände der Materie: fest, flüssig, gasförmig. Kristalline und amorphe Zustände. Kristallgitter.

- Unter normalen Bedingungen existieren Atome, Ionen und Moleküle nicht einzeln. Es besteht immer nur aus Teilen einer höheren Organisation eines Stoffes, die praktisch an chemischen Umwandlungen teilnimmt – dem sogenannten Aggregatzustand. Abhängig von den äußeren Bedingungen können alle Stoffe in unterschiedlichen Aggregatzuständen vorliegen – gasförmig, flüssig, fest. Der Übergang von einem Aggregatzustand in einen anderen geht nicht mit einer Änderung der stöchiometrischen Zusammensetzung des Stoffes einher, sondern ist zwangsläufig mit einer mehr oder weniger starken Änderung seiner Struktur verbunden.

Fester Zustand- Dies ist ein Zustand, in dem ein Stoff ein eigenes Volumen und eine eigene Form hat. In Festkörpern sind die Wechselwirkungskräfte zwischen den Teilchen sehr stark. Fast alle Stoffe liegen in Form mehrerer Feststoffe vor. Die Reaktivität und andere Eigenschaften dieser Körper sind normalerweise unterschiedlich. Der ideale Festkörper entspricht einem hypothetischen idealen Kristall.

Flüssigen Zustand- Dies ist ein Zustand, in dem ein Stoff ein eigenes Volumen, aber keine eigene Form hat. Die Flüssigkeit hat eine bestimmte Struktur. In seiner Struktur liegt der flüssige Zustand zwischen einem festen Zustand mit einer streng definierten periodischen Struktur und einem Gas ohne Struktur. Daher zeichnet sich eine Flüssigkeit einerseits durch das Vorhandensein eines bestimmten Volumens und andererseits durch das Fehlen einer bestimmten Form aus. Die kontinuierliche Bewegung von Partikeln in einer Flüssigkeit bestimmt eine stark ausgeprägte Selbstdiffusion und deren Fließfähigkeit. Die Struktur und die physikalischen Eigenschaften einer Flüssigkeit hängen von der chemischen Identität der Partikel ab, aus denen sie besteht.

Gaszustand. Charakteristisch für den Gaszustand ist, dass die Moleküle (Atome) des Gases nicht zusammengehalten werden, sondern sich frei im Volumen bewegen. Intermolekulare Wechselwirkungskräfte treten auf, wenn Moleküle einander nahe kommen. Eine schwache intermolekulare Wechselwirkung bestimmt die geringe Dichte von Gasen und ihre wichtigsten charakteristischen Eigenschaften – den Wunsch nach unendlicher Ausdehnung und die Fähigkeit, Druck auf die Gefäßwände auszuüben, der diesen Wunsch verhindert. Aufgrund der schwachen intermolekularen Wechselwirkung bei niedrigem Druck und hohen Temperaturen verhalten sich alle typischen Gase ungefähr gleich, aber bereits bei normalen Temperaturen und Drücken zeigt sich die Individualität der Gase. Der Zustand eines Gases wird durch seine Temperatur, seinen Druck und sein Volumen charakterisiert. Das Gas gilt als Nr. wenn seine Temperatur 0 Grad und der Druck 1* 10 Pa beträgt.

- Kristalliner Zustand. Unter den Feststoffen ist der kristalline Zustand der wichtigste, der durch eine bestimmte Ausrichtung der Teilchen (Atome, Ionen, Moleküle) relativ zueinander gekennzeichnet ist. Dadurch wird auch die äußere Form des Stoffes in Form von Kristallen bestimmt. Einkristalle – Einkristalle kommen in der Natur vor, können aber auch künstlich gewonnen werden. Meistens handelt es sich bei kristallinen Körpern jedoch um polykristalline Formationen – das sind Verwachsungen einer großen Anzahl kleiner Kristalle. Ein charakteristisches Merkmal kristalliner Körper, das sich aus ihrer Struktur ergibt, ist die Anisotropie. Es äußert sich darin, dass die mechanischen, elektrischen und sonstigen Eigenschaften von Kristallen von der Richtung der äußeren Krafteinwirkung auf den Kristall abhängen. Teilchen in Kristallen unterliegen thermischen Schwingungen um die Gleichgewichtslage bzw. um die Knotenpunkte des Kristallgitters.

Amorpher Zustand. Der amorphe Zustand ähnelt dem flüssigen Zustand. Es zeichnet sich durch eine unvollständige Ordnung der relativen Anordnung der Partikel aus. Die Bindungen zwischen Struktureinheiten sind nicht gleichwertig, daher haben amorphe Körper keinen bestimmten Schmelzpunkt – während des Erhitzungsprozesses erweichen und schmelzen sie allmählich. Beispielsweise beträgt der Temperaturbereich von Schmelzprozessen für Silikatgläser 200 Grad. In amorphen Körpern ändert sich die Art der Anordnung der Atome beim Erhitzen praktisch nicht. Lediglich die Beweglichkeit der Atome verändert sich – ihre Schwingungen nehmen zu.

- Kristallgitter:

Kristallgitter können ionisch, atomar (kovalent oder metallisch) und molekular sein.

Das Ionengitter besteht aus Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen, die sich an den Stellen abwechseln.

In Atomgittern sind Atome durch kovalente oder metallische Bindungen verbunden. Beispiel: Diamant (atomar-kovalentes Gitter), Metalle und ihre Legierungen (atomar-metallisches Gitter). Die Knoten eines molekularen Kristallgitters werden von Molekülen gebildet. In Kristallen sind Moleküle durch intermolekulare Wechselwirkungen verbunden.

Unterschiede in der Art der chemischen Bindung in Kristallen bestimmen erhebliche Unterschiede in der Art der physikalischen und chemischen Eigenschaften eines Stoffes mit allen Arten von Kristallgittern. Beispielsweise zeichnen sich Stoffe mit einem atomar-kovalenten Gitter durch eine hohe Härte und solche mit einem atomar-metallischen Gitter durch eine hohe Plastizität aus. Stoffe mit einem Ionengitter haben einen hohen Schmelzpunkt und sind nicht flüchtig. Stoffe mit einem Molekülgitter (die intermolekularen Kräfte sind schwach) sind schmelzbar, flüchtig und haben keine hohe Härte.

22. Komplexe Verbindungen. Definition. Verbindung.

Komplexverbindungen sind molekulare Verbindungen, deren Kombination zur Bildung komplexer Ionen führt, die sowohl im Kristall als auch in Lösung frei existieren können. Komplexionen sind das Ergebnis von Wechselwirkungen zwischen dem Zentralatom (Komplexbildner) und den umgebenden Liganden. Liganden sind sowohl Ionen als auch neutrale Moleküle. Am häufigsten ist der Komplexbildner ein Metall, das zusammen mit Liganden die innere Kugel bildet. Es gibt eine äußere Sphäre. Die inneren und äußeren Kugeln sind durch eine Ionenbindung miteinander verbunden.