kovalente Bindung - eine chemische Bindung, die durch die Vergesellschaftung eines Paares von Valenzelektronenwolken entsteht. Die Elektronen, die die Bindung bereitstellen, werden genannt gemeinsames Elektronenpaar.

Heilige kovalente Bindung : Richtwirkung, Sättigung, Polarität, Polarisierbarkeit - bestimmen die chemische und physikalische Eigenschaften Verbindungen.

Die Richtung der Kommunikation bestimmt molekulare Struktur Substanzen u Geometrische Figur ihre Moleküle. Die Winkel zwischen zwei Bindungen heißen Bindungswinkel.

Sättigung - die Fähigkeit von Atomen, eine begrenzte Anzahl kovalenter Bindungen zu bilden. Die Anzahl der von einem Atom gebildeten Bindungen ist durch die Anzahl seiner äußeren Atomorbitale begrenzt.

Die Polarität der Bindung beruht auf der ungleichmäßigen Verteilung der Elektronendichte aufgrund von Unterschieden in der Elektronegativität der Atome. Auf dieser Grundlage werden kovalente Bindungen in unpolare und polare unterteilt.

Die Polarisierbarkeit einer Bindung drückt sich in der Verschiebung der Bindungselektronen unter dem Einfluss eines Äußeren aus elektrisches Feld, einschließlich eines anderen reagierenden Teilchens. Die Polarisierbarkeit wird durch die Elektronenmobilität bestimmt. Die Polarität und Polarisierbarkeit kovalenter Bindungen bestimmen die Reaktivität von Molekülen gegenüber polaren Reagenzien.

Ionenverbindung.

Der ionische Bindungstyp ist nur zwischen Atomen möglich, die sich in ihren Eigenschaften stark unterscheiden. Ein starker Unterschied in den Eigenschaften der Elemente führt dazu, dass das Metallatom seine Valenzelektronen vollständig verliert und das Nichtmetallatom sie hinzufügt. durch elektrostatische Anziehungskräfte in den Molekülen und im Kristallgitter positiv und negativ geladene Ionen gebildet. Eine solche Bindung wird als ionisch bezeichnet.

Ein Beispiel ist die Bildung eines NaCl-Moleküls in der Gasphase.

Unspezifische Arten der Kommunikation.

Metallverbindung - chemische Bindung aufgrund des Vorhandenseins relativ freier Elektronen. Es ist sowohl für reine Metalle als auch für deren Legierungen und intermetallische Verbindungen charakteristisch.

Mechanismus der Metallbindung: Positive Metallionen befinden sich in allen Knoten des Kristallgitters. Zwischen ihnen bewegen sich zufällig wie Gasmoleküle Valenzelektronen, die während der Bildung von Ionen von Atomen gelöst werden. Diese Elektronen spielen die Rolle von Zement und halten die positiven Ionen zusammen; andernfalls würde das Gitter unter Einwirkung von Abstoßungskräften zwischen den Ionen zerfallen. Gleichzeitig werden Elektronen auch von Ionen innerhalb des Kristallgitters gehalten und können es nicht verlassen. Kommunikationskräfte sind nicht lokalisiert und nicht gerichtet. Daher treten in den meisten Fällen hohe Koordinationszahlen auf (z. B. 12 oder 8).

Weitere Eigenschaften: Frei bewegliche Elektronen bewirken eine hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit. Stoffe mit metallischer Bindung verbinden oft Festigkeit mit Duktilität, denn wenn Atome gegeneinander verschoben werden, brechen Bindungen nicht.

Van-der-Waals-Kräfte - Kräfte der intermolekularen Wechselwirkung mit einer Energie von 0,8 - 8,16 kJ / mol. Dieser Begriff bezeichnete ursprünglich alle diese Kräfte, in moderne Wissenschaft Es wird normalerweise auf Kräfte angewendet, die aus der Polarisierung von Molekülen und der Bildung von Dipolen resultieren. 1869 von J. D. van der Waals entdeckt.

Van-der-Waals-Kräfte umfassen Wechselwirkungen zwischen Dipolen (permanent und induziert). Der Name rührt daher, dass diese Kräfte die Ursache für die Korrektur des Innendrucks in der Van-der-Waals-Zustandsgleichung für ein reales Gas sind. Diese Wechselwirkungen bestimmen hauptsächlich die Kräfte, die für die Bildung der räumlichen Struktur biologischer Makromoleküle verantwortlich sind.

Themen Kodifikator VERWENDEN: Kovalente chemische Bindung, ihre Varianten und Bildungsmechanismen. Eigenschaften einer kovalenten Bindung (Polarität und Bindungsenergie). Ionenverbindung. Metallverbindung. Wasserstoffverbindung

Intramolekulare chemische Bindungen

Betrachten wir zunächst die Bindungen, die zwischen Teilchen innerhalb von Molekülen entstehen. Solche Verbindungen werden aufgerufen intramolekular.

chemische Bindung zwischen Atomen chemische Elemente hat eine elektrostatische Natur und wird aufgrund von gebildet Wechselwirkungen externer (Valenz-)Elektronen, in mehr oder weniger Grad von positiv geladenen Kernen gehalten gebundene Atome.

Das Schlüsselkonzept hier ist ELEKTRONEGNATIVITÄT. Sie bestimmt den Typ chemische Bindung zwischen Atomen und die Eigenschaften dieser Bindung.

ist die Fähigkeit eines Atoms, anzuziehen (zu halten) extern(Wertigkeit) Elektronen. Die Elektronegativität wird durch den Grad der Anziehung externer Elektronen zum Kern bestimmt und hängt hauptsächlich vom Radius des Atoms und der Ladung des Kerns ab.

Die Elektronegativität ist schwer eindeutig zu bestimmen. L. Pauling hat eine Tabelle der relativen Elektronegativität zusammengestellt (basierend auf den Bindungsenergien von zweiatomigen Molekülen). Das elektronegativste Element ist Fluor mit Bedeutung 4 .

Es ist wichtig zu beachten, dass Sie in verschiedenen Quellen unterschiedliche Skalen und Tabellen von Elektronegativitätswerten finden können. Dies sollte nicht erschrecken, da die Bildung einer chemischen Bindung eine Rolle spielt Atome, und es ist in jedem System ungefähr gleich.

Zieht eines der Atome in der chemischen Bindung A:B stärker Elektronen an, so verschiebt sich das Elektronenpaar dorthin. Je mehr Elektronegativitätsunterschied Atome, desto mehr wird das Elektronenpaar verschoben.

Wenn die Elektronegativitätswerte der wechselwirkenden Atome gleich oder ungefähr gleich sind: EO(A)≈EO(V), dann wird das gemeinsame Elektronenpaar zu keinem der Atome verschoben: A:B. Eine solche Verbindung wird aufgerufen kovalent unpolar.

Wenn sich die Elektronegativität der wechselwirkenden Atome unterscheidet, aber nicht viel (der Unterschied in der Elektronegativität beträgt ungefähr 0,4 bis 2: 0,4<ΔЭО<2 ), dann wird das Elektronenpaar zu einem der Atome verschoben. Eine solche Verbindung wird aufgerufen kovalent polar .

Wenn sich die Elektronegativität der wechselwirkenden Atome signifikant unterscheidet (der Unterschied in der Elektronegativität ist größer als 2: ΔEO > 2), dann geht eines der Elektronen mit der Bildung fast vollständig auf ein anderes Atom über Ionen. Eine solche Verbindung wird aufgerufen ionisch.

Die Haupttypen chemischer Bindungen sind − kovalent, ionisch und metallisch Verbindungen. Betrachten wir sie genauer.

kovalente chemische Bindung

kovalente Bindung – es ist eine chemische Bindung geformt von Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares A:B . In diesem Fall zwei Atome Überlappung Atomorbitale. Eine kovalente Bindung wird durch die Wechselwirkung von Atomen mit einem kleinen Unterschied in der Elektronegativität (in der Regel zwischen zwei Nichtmetallen) oder Atome eines Elements.

Grundlegende Eigenschaften kovalenter Bindungen

• Orientierung,
• Sättigungsfähigkeit,
• Polarität,
• Polarisierbarkeit.

Diese Bindungseigenschaften beeinflussen die chemischen und physikalischen Eigenschaften von Stoffen.

Richtung der Kommunikation charakterisiert die chemische Struktur und Form von Stoffen. Die Winkel zwischen zwei Bindungen heißen Bindungswinkel. Beispielsweise beträgt der H-O-H-Bindungswinkel in einem Wassermolekül 104,45 °, das Wassermolekül ist also polar, und im Methanmolekül beträgt der H-C-H-Bindungswinkel 108 ° 28 '.

Sättigungsfähigkeit ist die Fähigkeit von Atomen, eine begrenzte Anzahl kovalenter chemischer Bindungen zu bilden. Die Anzahl der Bindungen, die ein Atom eingehen kann, wird genannt.

Polarität Bindungen entstehen aufgrund der ungleichmäßigen Verteilung der Elektronendichte zwischen zwei Atomen mit unterschiedlicher Elektronegativität. Kovalente Bindungen werden in polare und unpolare unterteilt.

Polarisierbarkeit Verbindungen sind die Fähigkeit von Bindungselektronen, durch ein äußeres elektrisches Feld verschoben zu werden(insbesondere das elektrische Feld eines anderen Teilchens). Die Polarisierbarkeit hängt von der Elektronenbeweglichkeit ab. Je weiter das Elektron vom Kern entfernt ist, desto beweglicher ist es und desto polarisierbarer ist das Molekül.

Kovalente unpolare chemische Bindung

Es gibt 2 Arten der kovalenten Bindung - POLAR und UNPOLAR .

Beispiel . Betrachten Sie die Struktur des Wasserstoffmoleküls H 2 . Jedes Wasserstoffatom trägt 1 ungepaartes Elektron in seinem äußeren Energieniveau. Um ein Atom darzustellen, verwenden wir die Lewis-Struktur - dies ist ein Diagramm der Struktur des externen Energieniveaus eines Atoms, wenn Elektronen durch Punkte gekennzeichnet sind. Lewis-Punktstrukturmodelle sind eine gute Hilfe bei der Arbeit mit Elementen der zweiten Periode.

H. + . H=H:H

Somit hat das Wasserstoffmolekül ein gemeinsames Elektronenpaar und eine chemische H-H-Bindung. Dieses Elektronenpaar wird zu keinem der Wasserstoffatome verschoben, weil die Elektronegativität von Wasserstoffatomen ist die gleiche. Eine solche Verbindung wird aufgerufen kovalent unpolar .

Kovalente unpolare (symmetrische) Bindung - Dies ist eine kovalente Bindung, die von Atomen mit gleicher Elektronegativität (in der Regel die gleichen Nichtmetalle) und daher mit einer gleichmäßigen Verteilung der Elektronendichte zwischen den Atomkernen gebildet wird.

Das Dipolmoment unpolarer Bindungen ist 0.

Beispiele: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8 .

Kovalente polare chemische Bindung

kovalente polare Bindung ist eine kovalente Bindung, die zwischen auftritt Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität (allgemein, verschiedene Nichtmetalle) und ist dadurch gekennzeichnet Verschiebung gemeinsames Elektronenpaar zu einem elektronegativeren Atom (Polarisation).

Die Elektronendichte wird zu einem elektronegativeren Atom verschoben - daher entsteht an ihm eine negative Teilladung (δ-) und an einem weniger elektronegativen Atom (δ+, delta +) eine positive Teilladung.

Je größer der Unterschied in der Elektronegativität der Atome, desto höher Polarität Verbindungen und noch mehr Dipolmoment . Zwischen benachbarten Molekülen und Ladungen mit entgegengesetztem Vorzeichen wirken zusätzliche Anziehungskräfte, die sich verstärken Stärke Verbindungen.

Die Bindungspolarität beeinflusst die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Verbindungen. Die Reaktionsmechanismen und sogar die Reaktivität benachbarter Bindungen hängen von der Polarität der Bindung ab. Die Polarität einer Bindung bestimmt oft Polarität des Moleküls und beeinflusst somit direkt solche physikalischen Eigenschaften wie Siedepunkt und Schmelzpunkt, Löslichkeit in polaren Lösungsmitteln.

Beispiele: HCl, CO 2 , NH 3 .

Mechanismen zur Bildung einer kovalenten Bindung

Eine kovalente chemische Bindung kann durch 2 Mechanismen entstehen:

1. Austauschmechanismus Die Bildung einer kovalenten chemischen Bindung liegt vor, wenn jedes Teilchen ein ungepaartes Elektron für die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaars bereitstellt:

SONDERN . + . B=A:B

2. Die Bildung einer kovalenten Bindung ist ein solcher Mechanismus, bei dem eines der Teilchen ein nicht geteiltes Elektronenpaar bereitstellt und das andere Teilchen ein vakantes Orbital für dieses Elektronenpaar bereitstellt:

SONDERN: + B=A:B

In diesem Fall liefert eines der Atome ein ungeteiltes Elektronenpaar ( Spender), und das andere Atom stellt ein vakantes Orbital für dieses Paar bereit ( Akzeptor). Als Folge der Bindungsbildung nehmen beide Elektronenenergien ab, d.h. das ist vorteilhaft für die Atome.

Eine kovalente Bindung, die durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird, ist nicht anders durch Eigenschaften von anderen kovalenten Bindungen, die durch den Austauschmechanismus gebildet werden. Die Bildung einer kovalenten Bindung nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus ist typisch für Atome entweder mit einer großen Anzahl von Elektronen im äußeren Energieniveau (Elektronendonoren) oder umgekehrt mit einer sehr geringen Anzahl von Elektronen (Elektronenakzeptoren). Die Wertigkeitsmöglichkeiten von Atomen werden in den entsprechenden näher betrachtet.

Eine kovalente Bindung wird durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet:

- in einem Molekül Kohlenmonoxid CO(die Bindung im Molekül ist dreifach, 2 Bindungen werden durch den Austauschmechanismus gebildet, eine durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus): C≡O;

- in Ammoniumion NH 4 +, in Ionen organische Amine zB im Methylammoniumion CH 3 -NH 2 + ;

- in komplexe Verbindungen, eine chemische Bindung zwischen dem Zentralatom und Gruppen von Liganden, beispielsweise in Natriumtetrahydroxoaluminat Na die Bindung zwischen Aluminium- und Hydroxidionen;

- in Salpetersäure und ihre Salze- Nitrate: HNO 3 , NaNO 3 , in einigen anderen Stickstoffverbindungen;

- in einem Molekül Ozon O 3 .

Hauptmerkmale einer kovalenten Bindung

Zwischen den Atomen von Nichtmetallen wird in der Regel eine kovalente Bindung gebildet. Die Hauptmerkmale einer kovalenten Bindung sind Länge, Energie, Multiplizität und Richtwirkung.

Multiplizität chemischer Bindungen

Multiplizität chemischer Bindungen - Das die Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare zwischen zwei Atomen in einer Verbindung. Die Multiplizität der Bindung lässt sich recht einfach aus der Wertigkeit der Atome bestimmen, die das Molekül bilden.

zum Beispiel , im Wasserstoffmolekül H 2 ist die Bindungsmultiplizität 1, weil Jeder Wasserstoff hat nur 1 ungepaartes Elektron im äußeren Energieniveau, daher wird ein gemeinsames Elektronenpaar gebildet.

Im Sauerstoffmolekül O 2 ist die Bindungsmultiplizität 2, weil Jedes Atom hat 2 ungepaarte Elektronen in seinem äußeren Energieniveau: O=O.

Im Stickstoffmolekül N 2 ist die Bindungsmultiplizität 3, weil zwischen jedem Atom befinden sich 3 ungepaarte Elektronen im äußeren Energieniveau, und die Atome bilden 3 gemeinsame Elektronenpaare N≡N.

Kovalente Bindungslänge

Chemische Bindungslänge ist der Abstand zwischen den Mittelpunkten der Kerne von Atomen, die eine Bindung eingehen. Sie wird durch experimentelle physikalische Methoden bestimmt. Die Bindungslänge lässt sich näherungsweise nach der Additivitätsregel abschätzen, wonach die Bindungslänge im AB-Molekül etwa gleich der Hälfte der Summe der Bindungslängen in den A 2 - und B 2 -Molekülen ist:

Die Länge einer chemischen Bindung kann grob abgeschätzt werden entlang der Radien der Atome, eine Bindung eingehen, oder durch die Vielfältigkeit der Kommunikation wenn die Radien der Atome nicht sehr verschieden sind.

Mit zunehmendem Radius der bindungsbildenden Atome nimmt die Bindungslänge zu.

zum Beispiel

Mit zunehmender Bindungsvielfalt zwischen Atomen (deren Atomradien sich nicht oder geringfügig unterscheiden) nimmt die Bindungslänge ab.

zum Beispiel . In der Reihe: C–C, C=C, C≡C nimmt die Bindungslänge ab.

Bindungsenergie

Ein Maß für die Stärke einer chemischen Bindung ist die Bindungsenergie. Bindungsenergie wird durch die Energie bestimmt, die erforderlich ist, um die Bindung zu brechen und die Atome, die diese Bindung bilden, auf eine unendliche Entfernung voneinander zu entfernen.

Die kovalente Bindung ist sehr langlebig. Seine Energie reicht von mehreren zehn bis mehreren hundert kJ/mol. Je größer die Bindungsenergie, desto größer die Bindungsstärke und umgekehrt.

Die Stärke einer chemischen Bindung hängt von der Bindungslänge, der Bindungspolarität und der Bindungsmultiplizität ab. Je länger die chemische Bindung ist, desto leichter bricht sie und je niedriger die Bindungsenergie, desto geringer ist ihre Festigkeit. Je kürzer die chemische Bindung ist, desto stärker ist sie und desto größer ist die Bindungsenergie.

zum Beispiel, in der Reihe der Verbindungen HF, HCl, HBr von links nach rechts die Stärke der chemischen Bindung sinkt, da die Länge der Bindung nimmt zu.

Ionische chemische Bindung

Ionenverbindung basiert auf einer chemischen Bindung Elektrostatische Anziehung von Ionen.

Ionen entstehen bei der Aufnahme oder Abgabe von Elektronen durch Atome. Zum Beispiel halten die Atome aller Metalle schwach die Elektronen der äußeren Energieebene. Daher werden Metallatome charakterisiert restaurative Eigenschaften die Fähigkeit, Elektronen zu spenden.

Beispiel. Das Natriumatom enthält 1 Elektron auf dem 3. Energieniveau. Leicht verschenkt, bildet das Natriumatom ein viel stabileres Na + -Ion, mit der Elektronenkonfiguration des Neon-Edelgases Ne. Das Natriumion enthält 11 Protonen und nur 10 Elektronen, also ist die Gesamtladung des Ions -10+11 = +1:

+11N / A) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 N / A +) 2 ) 8

Beispiel. Das Chloratom hat 7 Elektronen in seinem äußeren Energieniveau. Um die Konfiguration eines stabilen inerten Argonatoms Ar anzunehmen, muss Chlor 1 Elektron anlagern. Nach der Anlagerung eines Elektrons entsteht ein stabiles Chlorion, das aus Elektronen besteht. Die Gesamtladung des Ions ist -1:

+17Kl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Kl — ) 2 ) 8 ) 8

Beachten Sie:

• Die Eigenschaften von Ionen unterscheiden sich von den Eigenschaften von Atomen!
• Stabile Ionen können sich nicht nur bilden Atome, aber auch Gruppen von Atomen. Zum Beispiel: Ammoniumion NH 4 +, Sulfation SO 4 2- usw. Chemische Bindungen, die durch solche Ionen gebildet werden, werden auch als ionisch betrachtet;
• Ionische Bindungen werden normalerweise zwischen gebildet Metalle und Nichtmetalle(Gruppen von Nichtmetallen);

Die resultierenden Ionen werden aufgrund elektrischer Anziehung angezogen: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Lassen Sie uns visuell verallgemeinern Unterschied zwischen kovalenten und ionischen Bindungstypen:

Metallverbindung ist die Beziehung, die relativ gebildet wird freie Elektronen zwischen Metallionen Kristallgitter bilden.

Die Atome von Metallen auf der äußeren Energieebene haben normalerweise ein bis drei Elektronen. Die Radien von Metallatomen sind in der Regel groß - daher geben Metallatome im Gegensatz zu Nichtmetallen recht leicht Außenelektronen ab, d.h. sind starke Reduktionsmittel.

Durch Abgabe von Elektronen werden Metallatome positiv geladene Ionen . Die abgelösten Elektronen sind relativ frei bewegen sich zwischen positiv geladenen Metallionen. Zwischen diesen Partikeln es gibt eine Verbindung, da Gemeinsame Elektronen halten Metallkationen in Schichten zusammen , wodurch eine ausreichend starke Kristallgitter aus Metall . In diesem Fall bewegen sich die Elektronen ständig zufällig, d.h. ständig entstehen neue neutrale Atome und neue Kationen.

Intermolekulare Wechselwirkungen

Unabhängig davon lohnt es sich, die Wechselwirkungen zu berücksichtigen, die zwischen einzelnen Molekülen in einer Substanz auftreten - intermolekulare Wechselwirkungen . Intermolekulare Wechselwirkungen sind eine Art Wechselwirkung zwischen neutralen Atomen, bei der keine neuen kovalenten Bindungen auftreten. Die Wechselwirkungskräfte zwischen Molekülen wurden 1869 von van der Waals entdeckt und nach ihm benannt. Van-dar-Waals-Streitkräfte. Van-der-Waals-Kräfte werden unterteilt in Orientierung, Induktion und Streuung . Die Energie zwischenmolekularer Wechselwirkungen ist viel geringer als die Energie einer chemischen Bindung.

Orientierung Anziehungskräfte entstehen zwischen polaren Molekülen (Dipol-Dipol-Wechselwirkung). Diese Kräfte entstehen zwischen polaren Molekülen. Induktive Wechselwirkungen ist die Wechselwirkung zwischen einem polaren und einem unpolaren Molekül. Ein unpolares Molekül wird durch die Wirkung eines polaren Moleküls polarisiert, was eine zusätzliche elektrostatische Anziehung erzeugt.

Eine besondere Art der zwischenmolekularen Wechselwirkung sind Wasserstoffbrückenbindungen. - dies sind intermolekulare (oder intramolekulare) chemische Bindungen, die zwischen Molekülen entstehen, in denen es stark polare kovalente Bindungen gibt - H-F, H-O oder H-N. Wenn es solche Bindungen im Molekül gibt, dann gibt es sie zwischen den Molekülen zusätzliche Anziehungskräfte .

Bildungsmechanismus Die Wasserstoffbindung ist teilweise elektrostatisch und teilweise Donor-Akzeptor. Dabei fungiert ein Atom eines stark elektronegativen Elements (F, O, N) als Elektronenpaar-Donator und mit diesen Atomen verbundene Wasserstoffatome als Akzeptor. Wasserstoffbrückenbindungen werden charakterisiert Orientierung im Raum u Sättigung .

Die Wasserstoffbrückenbindung kann durch Punkte gekennzeichnet werden: H ··· O. Je größer die Elektronegativität eines mit Wasserstoff verbundenen Atoms und je kleiner seine Größe, desto stärker ist die Wasserstoffbindung. Es ist in erster Linie charakteristisch für Verbindungen Fluor mit Wasserstoff , sowie zu Sauerstoff mit Wasserstoff , weniger Stickstoff mit Wasserstoff .

Zwischen folgenden Stoffen treten Wasserstoffbrückenbindungen auf:

— Fluorwasserstoff HF(Gas, Lösung von Fluorwasserstoff in Wasser - Flusssäure), Wasser H 2 O (Dampf, Eis, flüssiges Wasser):

— Lösung aus Ammoniak und organischen Aminen- zwischen Ammoniak und Wassermolekülen;

— organische Verbindungen mit O-H- oder N-H-Bindungen: Alkohole, Carbonsäuren, Amine, Aminosäuren, Phenole, Anilin und seine Derivate, Proteine, Kohlenhydratlösungen - Monosaccharide und Disaccharide.

Die Wasserstoffbrückenbindung beeinflusst die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Stoffen. Somit erschwert die zusätzliche Anziehung zwischen Molekülen das Sieden von Substanzen. Stoffe mit Wasserstoffbrückenbindungen zeigen einen abnormalen Siedepunktanstieg.

zum Beispiel In der Regel wird mit zunehmendem Molekulargewicht eine Erhöhung des Siedepunkts von Substanzen beobachtet. Allerdings in einer Reihe von Stoffen H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te Wir beobachten keine lineare Änderung der Siedepunkte.

Nämlich bei Siedepunkt von Wasser ist ungewöhnlich hoch - nicht weniger als -61 o C, wie uns die gerade Linie zeigt, aber viel mehr, +100 o C. Diese Anomalie wird durch das Vorhandensein von Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Wassermolekülen erklärt. Daher ist Wasser unter normalen Bedingungen (0-20 o C). flüssig nach Phasenzustand.

kovalente Bindung

Eigenschaften einer chemischen Bindung. Hybridisierung.

VORTRAG №3. Chemische Bindung und Struktur von Molekülen. Wertigkeit.

Nur wenige chemische Elemente befinden sich unter natürlichen Bedingungen in einem einatomigen Zustand (z. B. Edelgase). Freie Atome anderer Elemente bilden komplexere Systeme – Moleküle mit stabileren elektronischen Konfigurationen. Dieses Phänomen wird als Bildung einer chemischen Bindung bezeichnet.

chemische Bindung - dies ist die Wechselwirkung zweier oder mehrerer Atome, wodurch ein chemisch stabiles zwei- oder mehratomiges System entsteht. Die Bildung einer chemischen Bindung geht mit einer Abnahme der Gesamtenergie des Systems einher.

Die Theorie der chemischen Bindung basiert auf Vorstellungen über elektronische Wechselwirkungen. Die stabilsten (starken) Gruppierungen von Elektronen sind die abgeschlossenen äußeren Elektronenschichten von Atomen von Inertgasen (Zwei-Elektronen für Helium und Acht-Elektronen für andere Edelgase). Die unvollständigen äußeren Elektronenschichten aller anderen Elemente sind instabil, und wenn solche Atome mit anderen Atomen kombiniert werden, werden ihre Elektronenhüllen neu angeordnet. Eine chemische Bindung wird durch Valenzelektronen gebildet, aber auf unterschiedliche Weise durchgeführt.

Wertigkeit werden Elektronen genannt, die an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sind, hauptsächlich sind dies Elektronen der letzten oder vorletzten Energiestufe.

Es gibt verschiedene Arten von chemischen Bindungen: ionische, metallische, kovalente und Wasserstoff.

Das einfachste Beispiel einer kovalenten Bindung ist die Bildung eines Wasserstoffmoleküls. Wasserstoffatome haben eine Elektronenhülle aus einem ungepaarten s-Elektron, d.h. Ein Elektron fehlt, um das Level abzuschließen. Nähern sich Wasserstoffatome einander bis zu einer bestimmten Entfernung an, interagieren Elektronen mit antiparallelem Spin mit der Formation Allgemeines Elektronenpaar. Durch partielle Überlappung von s-Orbitalen entsteht ein gemeinsames Elektronenpaar, wobei in diesem Fall die größte Dichte im Bereich überlappender Orbitale entsteht.

Die Bindung von Atomen durch gemeinsame Elektronenpaare wird genannt kovalent.

Ein Molekül mit einer kovalenten Bindung kann in Form von zwei Formeln geschrieben werden: elektronisch (ein Elektron wird durch einen Punkt angezeigt) und strukturell (ein gemeinsames Elektronenpaar wird durch einen Balken angezeigt).

1. Linklänge ist der Abstand zwischen den Atomkernen. Ausgedrückt in Nm. Eine chemische Bindung ist umso stärker, je kürzer sie ist. Das Maß der Bindungsstärke ist jedoch ihre Energie.

2. Bindungsenergie - das ist die Energiemenge, die bei der Bildung einer chemischen Bindung freigesetzt wird und somit die Arbeit, die zum Aufbrechen der Bindung aufgewendet werden muss. Ausgedrückt in kJ/mol. Die Bindungsenergie nimmt mit abnehmender Bindungslänge zu.

3. Unter Sättigung die Fähigkeit von Atomen verstehen, eine begrenzte Anzahl kovalenter Bindungen zu bilden. Beispielsweise kann ein Wasserstoffatom mit einem ungepaarten Elektron eine Bindung bilden, und ein angeregtes Kohlenstoffatom kann nicht mehr als vier Bindungen bilden. Durch die Sättigung der Bindungen haben die Moleküle eine bestimmte Zusammensetzung. Aber auch mit gesättigten kovalenten Bindungen können nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus komplexere Moleküle gebildet werden.

4. Vielzahl bestimmt durch die Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare zwischen Atomen, d.h. die Zahl der chemischen Bindungen. In dem betrachteten Wasserstoffmolekül sowie in den Molekülen von Fluor und Chlor erfolgt die Bindung zwischen Atomen aufgrund eines Elektronenpaars, eine solche Bindung wird genannt Single. In einem Sauerstoffmolekül doppelt, und im Stickstoffmolekül - verdreifachen.

Darüber hinaus kann es zwei Arten von kovalenten Bindungen geben:

1) Überlappen sich die Elektronenwolken in Richtung der geraden Linie, die die Atomkerne verbindet (also entlang Kommunikationsachsen ) wird eine solche kovalente Bindung genannt Sigma-Anleihe . Kovalente Sigma-Bindungen werden durch überlappende Orbitale gebildet: s-s (Wasserstoffmolekül), s-p (Chlorwasserstoff) und p-p (Chlormolekül).

2) Wenn sich senkrecht zur Bindungsachse gerichtete p-Orbitale überlappen, entstehen zwei Überlappungsbereiche auf beiden Seiten der Bindungsachse und eine solche Bindung wird aufgerufen Pi-Bindung .

Trotz der Tatsache, dass die Energie einer Pi-Bindung kleiner als Sigma ist, ist die Gesamtenergie einer Doppelbindung und noch mehr einer Dreifachbindung höher als eine Einfachbindung.

5. Polarität Bindungen werden durch die Lage eines gemeinsamen Elektronenpaares bestimmt, wenn es räumlich symmetrisch in Bezug auf die Kerne beider Atome verteilt ist, dann spricht man von einer solchen kovalenten Bindung unpolar . Ein Beispiel sind zweiatomige Moleküle, die aus Atomen desselben Elements bestehen, d.h. einfache Substanzen.

Im Falle polare kovalente Bindung wird das Molekül aus Atomen verschiedener Elemente gebildet und die Elektronenwolke der Bindung wird in diesem Fall zum Atom mit höherer relativer Elektronegativität verschoben. Wenn beispielsweise ein HCl-Molekül gebildet wird, verschiebt sich das gemeinsame Elektronenpaar zum Chloratom, da es ein größeres EO hat.

EO- Dies ist die Fähigkeit der Atome von Elementen, gemeinsame Elektronenpaare an sich zu ziehen. Ein Atom, das mehr als ein EO-Element ist, nimmt eine effektive negative Ladung d- an, und das zweite Atom nimmt eine effektive positive Ladung d+ an. Als Ergebnis gibt es Dipol. Das Maß der Bindungspolarität ist elektrisches Dipolmoment .

6. Orientierung kovalente Bindung bestimmt die räumliche Struktur von Molekülen, d.h. ihre geometrische Form. Die Direktionalität wird quantifiziert Valenzwinkel ist der Winkel zwischen chemischen Bindungen. Kovalente Bindungen, die von mehrwertigen Atomen gebildet werden, haben immer eine räumliche Orientierung.

In den meisten Fällen werden bei der Bildung einer Bindung die Elektronen der gebundenen Atome geteilt. Diese Art der chemischen Bindung wird als kovalente Bindung bezeichnet (das Präfix "co-" bedeutet im Lateinischen Kompatibilität, "Valenz" - Kraft haben). Die Bindungselektronen befinden sich überwiegend im Raum zwischen den gebundenen Atomen. Durch die Anziehung der Atomkerne zu diesen Elektronen entsteht eine chemische Bindung. Somit ist eine kovalente Bindung eine chemische Bindung, die aufgrund einer Erhöhung der Elektronendichte im Bereich zwischen chemisch gebundenen Atomen auftritt.

Die erste Theorie der kovalenten Bindung stammt von dem amerikanischen Physikochemiker G.-N. Lewis. 1916 schlug er vor, dass die Bindungen zwischen zwei Atomen von einem Elektronenpaar ausgeführt werden, wobei sich normalerweise eine Acht-Elektronen-Hülle um jedes Atom bildet (die Oktettregel).

Eine der wesentlichen Eigenschaften einer kovalenten Bindung ist ihre Sättigung. Mit einer begrenzten Anzahl von Außenelektronen in den Bereichen zwischen den Kernen wird eine begrenzte Anzahl von Elektronenpaaren in der Nähe jedes Atoms gebildet (und folglich die Anzahl von chemischen Bindungen). Es ist diese Zahl, die eng mit dem Konzept der Wertigkeit eines Atoms in einem Molekül zusammenhängt (Wertigkeit ist die Gesamtzahl der von einem Atom gebildeten kovalenten Bindungen). Eine weitere wichtige Eigenschaft einer kovalenten Bindung ist ihre Orientierung im Raum. Dies äußert sich in annähernd gleicher geometrischer Struktur chemischer Partikel mit ähnlicher Zusammensetzung. Ein Merkmal der kovalenten Bindung ist auch ihre Polarisierbarkeit.

Zur Beschreibung einer kovalenten Bindung werden hauptsächlich zwei Methoden verwendet, die auf unterschiedlichen Näherungen bei der Lösung der Schrödinger-Gleichung basieren: die Methode der Molekülorbitale und die Methode der Valenzbindungen. Derzeit wird die Molekülorbitalmethode fast ausschließlich in der Theoretischen Chemie verwendet. Die Methode der Valenzbindungen gibt jedoch trotz der großen Komplexität der Berechnungen eine anschaulichere Darstellung der Bildung und Struktur chemischer Partikel.

Kovalente Bindungsparameter

Die Menge der Atome, die ein chemisches Teilchen bilden, unterscheidet sich erheblich von der Menge der freien Atome. Die Bildung einer chemischen Bindung führt insbesondere zu einer Änderung der Atomradien und ihrer Energie. Außerdem kommt es zu einer Umverteilung der Elektronendichte: Die Wahrscheinlichkeit, Elektronen im Raum zwischen den gebundenen Atomen zu finden, steigt.

Chemische Bindungslänge

Bei der Bildung einer chemischen Bindung nähern sich Atome immer einander an - der Abstand zwischen ihnen ist kleiner als die Summe der Radien isolierter Atome:

r(A−B) r(A) + r(B)

Der Radius eines Wasserstoffatoms beträgt 53 pm, der eines Fluoratoms 71 pm und der Abstand zwischen den Atomkernen in einem HF-Molekül 92 pm:

Der Kernabstand zwischen chemisch gebundenen Atomen wird als chemische Bindungslänge bezeichnet.

In vielen Fällen kann die Bindungslänge zwischen Atomen in einem Molekül einer Substanz vorhergesagt werden, indem man die Abstände zwischen diesen Atomen in anderen Chemikalien kennt. Die Bindungslänge zwischen Kohlenstoffatomen in Diamant beträgt 154 pm, zwischen Halogenatomen in einem Chlormolekül - 199 pm. Die aus diesen Daten errechnete Halbsumme der Abstände zwischen Kohlenstoff- und Chloratomen beträgt 177 pm, was mit der experimentell gemessenen Bindungslänge im CCl 4 -Molekül übereinstimmt. Gleichzeitig ist dies nicht immer der Fall. Beispielsweise beträgt der Abstand zwischen Wasserstoff- und Bromatomen in zweiatomigen Molekülen 74 bzw. 228 pm. Das arithmetische Mittel dieser Zahlen beträgt 151 pm, aber der tatsächliche Abstand zwischen Atomen in einem Bromwasserstoffmolekül beträgt 141 pm, also deutlich weniger.

Der Abstand zwischen den Atomen nimmt mit der Bildung von Mehrfachbindungen deutlich ab. Je höher die Bindungsmultiplizität, desto kürzer der interatomare Abstand.

Längen einiger Einfach- und Mehrfachbindungen

Valenzwinkel

Die Richtung kovalenter Bindungen wird durch Valenzwinkel charakterisiert – die Winkel zwischen den Linien, die die gebundenen Atome verbinden. Die grafische Formel eines chemischen Partikels enthält keine Informationen über Bindungswinkel. Beispielsweise betragen die Bindungswinkel zwischen den Schwefel-Sauerstoff-Bindungen im SO 4 2− -Sulfat-Ion 109.5 o und im Tetrachloropalladation 2− 90 o . Die Kombination von Bindungslängen und Bindungswinkeln in einem chemischen Partikel bestimmt seine räumliche Struktur. Zur Bestimmung von Bindungswinkeln werden experimentelle Methoden eingesetzt, um die Struktur chemischer Verbindungen zu untersuchen. Valenzwinkel können theoretisch basierend auf der elektronischen Struktur eines chemischen Teilchens abgeschätzt werden.

Kovalente Bindungsenergie

Eine chemische Verbindung entsteht aus einzelnen Atomen nur dann, wenn es energetisch günstig ist. Überwiegen die Anziehungskräfte die Abstoßungskräfte, nimmt die potentielle Energie der wechselwirkenden Atome ab, ansonsten steigt sie an. In einiger Entfernung (gleich der Bindungslänge r 0) diese Energie ist minimal.

Wenn also eine chemische Bindung gebildet wird, wird Energie freigesetzt, und wenn sie gebrochen wird, wird Energie absorbiert. Energie E 0 , das notwendig ist, um die Atome zu trennen und sie in einem Abstand voneinander zu entfernen, in dem sie nicht interagieren, wird aufgerufen Bindungsenergie. Bei zweiatomigen Molekülen ist die Bindungsenergie definiert als die Energie der Dissoziation eines Moleküls in Atome. Sie kann experimentell gemessen werden.

In einem Wasserstoffmolekül ist die Bindungsenergie zahlenmäßig gleich der Energie, die bei der Bildung eines H 2 -Moleküls aus H-Atomen freigesetzt wird:

H + H \u003d H 2 + 432 kJ

Die gleiche Energie muss aufgewendet werden, um die H-H-Bindung zu brechen:

H 2 \u003d H + H - 432 kJ

Für mehratomige Moleküle ist dieser Wert bedingt und entspricht der Energie eines solchen Prozesses, bei dem eine bestimmte chemische Bindung verschwindet, während alle anderen unverändert bleiben. Wenn es mehrere identische Bindungen gibt (z. B. für ein Wassermolekül, das zwei Sauerstoff-Wasserstoff-Bindungen enthält), kann ihre Energie mit berechnet werden Das Gesetz von Hess. Die Werte der Energie der Zersetzung von Wasser in einfache Substanzen sowie die Energien der Dissoziation von Wasserstoff und Sauerstoff in Atome sind bekannt:

2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2; 484 kJ/mol

H2 \u003d 2H; 432 kJ/mol

O2 \u003d 2O; 494 kJ/mol

Da zwei Wassermoleküle 4 Bindungen enthalten, ist die Sauerstoff-Wasserstoff-Bindungsenergie:

E(О−Н) \u003d (2. 432 + 494 + 484) / 4 \u003d 460,5 kJ / mol

In Molekülen der Zusammensetzung AB n die sukzessive Ablösung von B-Atomen geht mit einem gewissen (nicht immer identischen) Energieaufwand einher. Beispielsweise unterscheiden sich die Energiewerte (kJ/mol) der sukzessiven Abspaltung von Wasserstoffatomen aus einem Methanmolekül deutlich:

	427		368		519		335
CH4	→	CH 3	→	CH 2	→	CH	→	Mit

In diesem Fall ist die A-B-Bindungsenergie definiert als der Mittelwert der auf allen Stufen aufgewendeten Energie:

CH 4 \u003d C + 4H; 1649 kJ/mol

E(С−Н) = 1649 / 4 = 412 kJ/mol

Je höher die Energie einer chemischen Bindung ist, desto stärker ist die Bindung.. Die Bindung wird als stark oder stark angesehen, wenn ihre Energie 500 kJ/mol übersteigt (z. B. 942 kJ/mol für N 2), schwach - wenn ihre Energie weniger als 100 kJ/mol beträgt (z. B. 69 kJ/mol für NO 2). Wenn während der Wechselwirkung von Atomen eine Energie von weniger als 15 kJ/mol freigesetzt wird, wird davon ausgegangen, dass keine chemische Bindung gebildet wird, sondern eine intermolekulare Wechselwirkung beobachtet wird (z. B. 2 kJ/mol für Xe 2). Die Haftfestigkeit nimmt normalerweise mit zunehmender Haftlänge ab.

Eine Einfachbindung ist immer schwächer als Mehrfachbindungen – Doppel- und Dreifachbindungen – zwischen denselben Atomen.

Energien einiger Einfach- und Mehrfachbindungen

Polarität einer kovalenten Bindung

Die Polarität einer chemischen Bindung hängt von der unterschiedlichen Elektronegativität der Bindungsatome ab.

Elektronegativität ist ein bedingter Wert, der die Fähigkeit eines Atoms in einem Molekül charakterisiert, Elektronen anzuziehen. Wenn in einem zweiatomigen Molekül A–B die Bindungselektronen stärker zum B-Atom als zum A-Atom gezogen werden, dann gilt das B-Atom als elektronegativer.

Die Elektronegativitätsskala wurde von L. Pauling für quantitative Eigenschaften der Fähigkeit von Atomen, kovalente Bindungen zu polarisieren. Zur quantitativen Beschreibung der Elektronegativität werden neben thermochemischen Daten auch Daten zur Geometrie von Molekülen (Sanderson-Methode) oder spektralen Eigenschaften (Gordy-Methode) herangezogen. Weit verbreitet ist auch die Allred- und Rochov-Skala, bei der die effektive Kernladung und der atomare Kovalenzradius in die Berechnung eingehen. Die von dem amerikanischen Physikochemiker R. Mulliken (1896-1986) vorgeschlagene Methode hat die klarste physikalische Bedeutung. Er definierte die Elektronegativität eines Atoms als die Hälfte der Summe seiner Elektronenaffinität und seines Ionisationspotentials. Elektronegativitätswerte, die auf der Mulliken-Methode basieren und auf eine breite Palette verschiedener Objekte erweitert werden, werden als absolut bezeichnet.

Fluor hat den höchsten Elektronegativitätswert. Das am wenigsten elektronegative Element ist Cäsium. Je größer der Unterschied zwischen der Elektronegativität zweier Atome ist, desto polarer ist die chemische Bindung zwischen ihnen.

Je nachdem, wie die Umverteilung der Elektronendichte während der Bildung einer chemischen Bindung erfolgt, werden mehrere Arten davon unterschieden. Der Grenzfall der chemischen Bindungspolarisation ist der vollständige Übergang eines Elektrons von einem Atom zum anderen. Dabei entstehen zwei Ionen, zwischen denen eine ionische Bindung entsteht. Damit zwei Atome eine Ionenbindung bilden können, muss ihre Elektronegativität sehr unterschiedlich sein. Wenn die Elektronegativitäten der Atome gleich sind (wenn Moleküle aus identischen Atomen gebildet werden), heißt die Bindung unpolar kovalent. Am häufigsten gefunden polare kovalente Bindung - es wird zwischen Atomen mit unterschiedlichen Elektronegativitätswerten gebildet.

Quantifizieren Polarität("ionische") Bindungen können als effektive Ladungen von Atomen dienen. Die effektive Ladung eines Atoms kennzeichnet die Differenz zwischen der Anzahl der Elektronen eines gegebenen Atoms in einer chemischen Verbindung und der Anzahl der Elektronen in einem freien Atom. Ein Atom eines elektronegativeren Elements zieht Elektronen stärker an. Daher sind die Elektronen näher bei ihm und er erhält eine negative Ladung, die als effektiv bezeichnet wird, und sein Partner hat die gleiche positive Ladung. Wenn die Elektronen, die eine Bindung zwischen Atomen bilden, zu gleichen Teilen zu ihnen gehören, sind die effektiven Ladungen Null. Bei ionischen Verbindungen müssen die effektiven Ladungen mit den Ladungen der Ionen übereinstimmen. Und für alle anderen Teilchen haben sie Zwischenwerte.

Die beste Methode, um die Ladungen von Atomen in einem Molekül abzuschätzen, ist die Lösung der Wellengleichung. Dies ist jedoch nur in Anwesenheit einer geringen Anzahl von Atomen möglich. Qualitativ kann die Ladungsverteilung anhand der Elektronegativitätsskala abgeschätzt werden. Es werden auch verschiedene experimentelle Methoden verwendet. Bei zweiatomigen Molekülen lässt sich die Polarität der Bindung charakterisieren und die effektiven Ladungen der Atome anhand der Messung des Dipolmoments bestimmen:

μ = q r,

wo q ist die Ladung des Dipolpols, die gleich der effektiven Ladung für ein zweiatomiges Molekül ist, r− Kernabstand.

Das Bindungsdipolmoment ist eine Vektorgröße. Es wird vom positiv geladenen Teil des Moleküls zu seinem negativen Teil geleitet. Anhand der Messung des Dipolmoments wurde festgestellt, dass im HCl-Molekül das Wasserstoffatom eine positive Ladung von +0,2 Bruchteilen der Elektronenladung und das Chloratom eine negative Ladung von –0,2 hat. Daher ist die H-Cl-Bindung zu 20 % ionisch. Und die Na-Cl-Bindung ist zu 90 % ionisch.

Warum können sich Atome zu Molekülen verbinden? Was ist der Grund für die mögliche Existenz von Substanzen, die Atome völlig unterschiedlicher chemischer Elemente enthalten? Dies sind globale Probleme, die die grundlegenden Konzepte der modernen physikalischen und chemischen Wissenschaft betreffen. Sie können sie beantworten, wenn Sie eine Vorstellung von der elektronischen Struktur von Atomen haben und die Eigenschaften der kovalenten Bindung kennen, die die Grundlage für die meisten Verbindungsklassen bildet. Der Zweck unseres Artikels ist es, sich mit den Mechanismen der Bildung verschiedener Arten chemischer Bindungen und Verbindungen vertraut zu machen, die sie in ihren Molekülen enthalten.

Die elektronische Struktur des Atoms

Die elektrisch neutralen Materieteilchen, die ihre Strukturelemente sind, haben eine Struktur, die die Struktur des Sonnensystems widerspiegelt. So wie die Planeten um den Zentralstern - die Sonne - kreisen, bewegen sich die Elektronen im Atom um den positiv geladenen Kern. Um die kovalente Bindung zu charakterisieren, sind die Elektronen auf dem letzten Energieniveau und am weitesten vom Kern entfernt von Bedeutung. Da ihre Verbindung mit dem Zentrum ihres eigenen Atoms minimal ist, können sie leicht von den Kernen anderer Atome angezogen werden. Dies ist sehr wichtig für das Auftreten interatomarer Wechselwirkungen, die zur Bildung von Molekülen führen. Warum ist die molekulare Form die Hauptexistenzform der Materie auf unserem Planeten? Finden wir es heraus.

Grundeigenschaft von Atomen

Die Fähigkeit elektrisch neutraler Teilchen zur Wechselwirkung, die zu einem Energiegewinn führt, ist ihre wichtigste Eigenschaft. Tatsächlich ist der molekulare Zustand der Materie unter normalen Bedingungen stabiler als der atomare Zustand. Die Hauptbestimmungen der modernen Atom- und Molekültheorie erklären sowohl die Prinzipien der Bildung von Molekülen als auch die Eigenschaften einer kovalenten Bindung. Denken Sie daran, dass es 1 bis 8 Elektronen pro Atom geben kann, im letzteren Fall ist die Schicht vollständig, was bedeutet, dass sie sehr stabil ist. Atome von Edelgasen haben eine solche externe Ebenenstruktur: Argon, Krypton, Xenon - inerte Elemente, die jede Periode im System von D. I. Mendeleev vervollständigen. Die Ausnahme bildet hier Helium, das in der letzten Ebene nicht 8, sondern nur 2 Elektronen hat. Der Grund ist einfach: In der ersten Periode gibt es nur zwei Elemente, deren Atome eine einzige Elektronenschicht haben. Alle anderen chemischen Elemente haben 1 bis 7 Elektronen auf der letzten, unvollständigen Schicht. Im Prozess der Wechselwirkung untereinander neigen die Atome dazu, sich bis zu einem Oktett mit Elektronen zu füllen und die Konfiguration eines Atoms eines inerten Elements wiederherzustellen. Ein solcher Zustand kann auf zwei Wegen erreicht werden: durch den Verlust eigener oder durch die Aufnahme fremder negativ geladener Teilchen. Diese Formen der Wechselwirkung erklären, wie man bestimmen kann, welche Art von Bindung – ionisch oder kovalent – ​​zwischen den reagierenden Atomen entsteht.

Mechanismen zur Bildung einer stabilen elektronischen Konfiguration

Stellen Sie sich vor, dass zwei einfache Substanzen an der Reaktion der Verbindung teilnehmen: metallisches Natrium und gasförmiges Chlor. Es entsteht eine Substanz aus der Klasse der Salze - Natriumchlorid. Es hat eine ionische Art der chemischen Bindung. Warum und wie kam es dazu? Wenden wir uns noch einmal dem Aufbau der Atome der Ausgangsstoffe zu. Natrium hat nur ein Elektron auf der letzten Schicht, das aufgrund des großen Atomradius schwach an den Kern gebunden ist. Die Ionisationsenergie aller Alkalimetalle, einschließlich Natrium, ist gering. Daher verlässt das Elektron der äußeren Ebene die Energieebene, wird vom Kern des Chloratoms angezogen und bleibt in seinem Raum. Dies schafft einen Präzedenzfall für den Übergang des Cl-Atoms in die Form eines negativ geladenen Ions. Jetzt haben wir es nicht mehr mit elektrisch neutralen Teilchen zu tun, sondern mit geladenen Natriumkationen und Chloranionen. Zwischen ihnen entstehen gemäß den Gesetzen der Physik elektrostatische Anziehungskräfte und die Verbindung bildet ein Ionenkristallgitter. Der von uns betrachtete Mechanismus der Bildung der ionischen Art der chemischen Bindung wird dazu beitragen, die Besonderheiten und Hauptmerkmale der kovalenten Bindung klarer zu klären.

Gemeinsame Elektronenpaare

Wenn eine ionische Bindung zwischen Atomen von Elementen auftritt, die sich in ihrer Elektronegativität stark unterscheiden, d. h. Metallen und Nichtmetallen, dann tritt der kovalente Typ auf, wenn Atome derselben oder verschiedener nichtmetallischer Elemente interagieren. Im ersten Fall spricht man üblicherweise von unpolar und im anderen von der polaren Form einer kovalenten Bindung. Der Mechanismus ihrer Bildung ist gemeinsam: Jedes der Atome gibt teilweise Elektronen zur gemeinsamen Nutzung ab, die paarweise kombiniert werden. Aber die räumliche Anordnung von Elektronenpaaren relativ zu den Atomkernen wird anders sein. Auf dieser Grundlage werden die Arten kovalenter Bindungen unterschieden - unpolar und polar. In chemischen Verbindungen, die aus Atomen nichtmetallischer Elemente bestehen, gibt es meistens Paare, die aus Elektronen mit entgegengesetztem Spin bestehen, d.h. in entgegengesetzten Richtungen um ihre Kerne rotieren. Denn die Bewegung negativ geladener Teilchen im Weltraum führt zur Bildung von Elektronenwolken, die letztlich in ihrer gegenseitigen Überlappung enden. Welche Folgen hat dieser Prozess für Atome und wozu führt er?

Physikalische Eigenschaften einer kovalenten Bindung

Es stellt sich heraus, dass zwischen den Zentren zweier wechselwirkender Atome eine Zwei-Elektronen-Wolke erscheint, die eine hohe Dichte hat. Die elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen der negativ geladenen Wolke selbst und den Atomkernen nehmen zu. Ein Teil der Energie wird freigesetzt und die Abstände zwischen den Atomzentren verringern sich. Beispielsweise beträgt zu Beginn der Bildung eines H 2 -Moleküls der Abstand zwischen den Kernen von Wasserstoffatomen 1,06 Å, nach der Überlappung der Wolken und der Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaars 0,74 Å. Beispiele für eine kovalente Bindung nach obigem Mechanismus gebildet werden, können sowohl unter einfachen als auch unter komplexen anorganischen Substanzen gefunden werden. Sein Hauptunterscheidungsmerkmal ist das Vorhandensein gemeinsamer Elektronenpaare. Infolgedessen nimmt jedes von ihnen nach dem Entstehen einer kovalenten Bindung zwischen Atomen, beispielsweise Wasserstoff, die elektronische Konfiguration von inertem Helium an, und das resultierende Molekül hat eine stabile Struktur.

Raumform eines Moleküls

Eine weitere sehr wichtige physikalische Eigenschaft einer kovalenten Bindung ist die Direktionalität. Sie hängt von der räumlichen Anordnung des Stoffmoleküls ab. Wenn sich beispielsweise zwei Elektronen mit einer kugelförmigen Wolke überlagern, ist das Erscheinungsbild des Moleküls linear (Chlorwasserstoff oder Bromwasserstoff). Die Form von Wassermolekülen, in denen S- und P-Wolken hybridisieren, ist eckig, und sehr starke Partikel aus gasförmigem Stickstoff sehen aus wie eine Pyramide.

Die Struktur einfacher Substanzen - Nichtmetalle

Nachdem Sie herausgefunden haben, welche Art von Bindung als kovalent bezeichnet wird und welche Zeichen sie hat, ist es jetzt an der Zeit, sich mit ihren Varianten zu befassen. Wenn Atome desselben Nichtmetalls - Chlor, Stickstoff, Sauerstoff, Brom usw. - miteinander interagieren, werden die entsprechenden einfachen Substanzen gebildet. Ihre gemeinsamen Elektronenpaare befinden sich ohne Verschiebung im gleichen Abstand von den Zentren der Atome. Für Verbindungen mit einer unpolaren Art von kovalenter Bindung sind die folgenden Merkmale inhärent: niedrige Siede- und Schmelzpunkte, Unlöslichkeit in Wasser und dielektrische Eigenschaften. Als nächstes werden wir herausfinden, welche Substanzen sich durch eine kovalente Bindung auszeichnen, bei der eine Verschiebung gemeinsamer Elektronenpaare auftritt.

Elektronegativität und ihr Einfluss auf die Art der chemischen Bindung

Die Eigenschaft eines bestimmten Elements, Elektronen vom Atom eines anderen Elements anzuziehen, wird in der Chemie als Elektronegativität bezeichnet. Die von L. Pauling vorgeschlagene Werteskala für diesen Parameter ist in allen Lehrbüchern der anorganischen und allgemeinen Chemie zu finden. Sein höchster Wert - 4,1 eV - hat Fluor, der kleinere - andere aktive Nichtmetalle, und der niedrigste Indikator ist typisch für Alkalimetalle. Wenn Elemente mit unterschiedlicher Elektronegativität miteinander reagieren, zieht zwangsläufig ein aktiveres Element negativ geladene Teilchen eines Atoms eines passiveren Elements zu seinem Kern. Somit hängen die physikalischen Eigenschaften einer kovalenten Bindung direkt von der Fähigkeit der Elemente ab, Elektronen zur gemeinsamen Nutzung abzugeben. Die dabei gebildeten gemeinsamen Paare liegen nicht mehr symmetrisch zu den Kernen, sondern sind zum aktiveren Element hin verschoben.

Merkmale von Verbindungen mit polarer Bindung

Zu den Stoffen, in deren Molekülen verbundene Elektronenpaare bezüglich der Atomkerne asymmetrisch sind, gehören Halogenwasserstoffe, Säuren, Verbindungen von Chalkogenen mit Wasserstoff und saure Oxide. Dies sind Sulfat- und Nitratsäuren, Oxide von Schwefel und Phosphor, Schwefelwasserstoff usw. Beispielsweise enthält ein Chlorwasserstoffmolekül ein gemeinsames Elektronenpaar, das aus ungepaarten Elektronen von Wasserstoff und Chlor gebildet wird. Es ist näher an das Zentrum des Cl-Atoms verschoben, das ein elektronegativeres Element ist. Alle Stoffe mit einer polaren Bindung in wässrigen Lösungen dissoziieren in Ionen und leiten einen elektrischen Strom. Die von uns genannten Verbindungen haben auch höhere Schmelz- und Siedepunkte im Vergleich zu einfachen nichtmetallischen Substanzen.

Methoden zum Aufbrechen chemischer Bindungen

In der organischen Chemie folgen gesättigte Kohlenwasserstoffe mit Halogenen einem radikalischen Mechanismus. Eine Mischung aus Methan und Chlor reagiert im Licht und bei normaler Temperatur so, dass die Chlormoleküle beginnen, sich in Teilchen zu spalten, die ungepaarte Elektronen tragen. Mit anderen Worten werden die Zerstörung des gemeinsamen Elektronenpaares und die Bildung sehr aktiver Radikale -Cl beobachtet. Sie sind in der Lage, Methanmoleküle so zu beeinflussen, dass sie die kovalente Bindung zwischen Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen aufbrechen. Ein aktives Teilchen -H wird gebildet, und die freie Valenz des Kohlenstoffatoms nimmt ein Chlorradikal an, und Chlormethan wird das erste Produkt der Reaktion. Einen solchen Mechanismus der Molekülspaltung nennt man homolytisch. Geht das gemeinsame Elektronenpaar vollständig in den Besitz eines der Atome über, spricht man von einem heterolytischen Mechanismus, der charakteristisch für Reaktionen in wässrigen Lösungen ist. In diesem Fall erhöhen polare Wassermoleküle die Zerstörungsrate der chemischen Bindungen der gelösten Verbindung.

Doppel- und Dreifachbindungen

Die überwiegende Mehrheit der organischen Substanzen und einige anorganische Verbindungen enthalten in ihren Molekülen nicht ein, sondern mehrere gemeinsame Elektronenpaare. Die Multiplizität der kovalenten Bindung verringert den Abstand zwischen Atomen und erhöht die Stabilität von Verbindungen. Sie werden üblicherweise als chemisch beständig bezeichnet. Beispielsweise gibt es in einem Stickstoffmolekül drei Elektronenpaare, die in der Strukturformel durch drei Striche gekennzeichnet sind und seine Stärke bestimmen. Der einfache Stoff Stickstoff ist chemisch inert und kann mit anderen Verbindungen wie Wasserstoff, Sauerstoff oder Metallen nur unter Erhitzen oder unter erhöhtem Druck sowie in Gegenwart von Katalysatoren reagieren.

Doppel- und Dreifachbindungen sind solchen Klassen organischer Verbindungen wie ungesättigten Dienkohlenwasserstoffen sowie Substanzen der Ethylen- oder Acetylenreihe inhärent. Mehrfachbindungen bestimmen die wichtigsten chemischen Eigenschaften: Additions- und Polymerisationsreaktionen, die an den Punkten ihres Bruchs stattfinden.

In unserem Artikel haben wir die kovalente Bindung allgemein beschrieben und ihre Haupttypen untersucht.