결합의 가장 중요한 특성에는 결합의 길이, 극성, 쌍극자 모멘트, 포화도, 방향성, 강도 및 다중성이 포함됩니다.
링크 길이– 분자의 원자핵 사이의 거리입니다. 결합 길이는 핵의 크기와 전자 구름의 중첩 정도에 따라 결정됩니다.
HF의 결합 길이는 0.92∙10 -10이고, HCl의 경우 – 1.28∙10 -10m입니다. 길이가 짧을수록 화학 결합이 강해집니다.
결합각(결합각)화학적으로 결합된 원자의 핵을 통과하는 가상선 사이의 각도를 호출합니다. ∟HOH=104 0 .5; ∟H2S=92.2 0; ∟H 2 Se =91 0 .0.
화학 결합의 가장 중요한 특성은 다음과 같습니다. 에너지, 그것을 정의 힘.
결합의 강도는 결합을 끊기 위해 소비된 에너지로 정량적으로 특성화되며 물질 1몰당 kJ로 측정됩니다.
따라서 결합 강도는 승화 에너지 E subl로 정량적으로 특성화됩니다. 분자가 원자로 해리되는 물질과 에너지 E diss. . 승화 에너지는 물질을 고체에서 기체 상태로 전환하는 데 소비되는 에너지를 말합니다. 이원자 분자의 경우 결합 에너지는 분자가 두 개의 원자로 해리되는 에너지와 같습니다.
예를 들어, E diss. (따라서 E St.) H 2 분자의 값은 435 kJ/mol입니다. F 2 분자 = 159 kJ/mol, N 2 분자 = 940 kJ/mol.
이원자가 아닌 AB n 유형의 다원자 분자의 경우 평균 결합 에너지
AB n =A+nB로.
예를 들어, 공정 중에 흡수된 에너지
924 kJ/mol과 같습니다.
커뮤니케이션 에너지
EOH = = = = 462 kJ/mol.
분자 구조와 물질 구조에 대한 결론은 다양한 방법으로 얻은 결과를 바탕으로 이루어집니다. 이 경우 얻은 정보는 결합 길이와 에너지, 결합 각도뿐만 아니라 자기, 광학, 전기, 열 등과 같은 물질의 다른 특성에 대해서도 사용됩니다.
물질의 구조에 대해 실험적으로 얻은 일련의 데이터는 화학 결합의 양자 역학 이론의 개념을 사용하는 양자 화학 계산 방법의 결과를 보완하고 일반화합니다. 화학적 결합은 주로 원자가 전자에 의해 매개되는 것으로 여겨집니다. s-원소와 p-원소의 경우 원자가전자는 외부층 오비탈의 전자이고, d-원소의 경우 전자는 외부층의 s-오비탈과 외부층 이전의 d-오비탈입니다. .
화학 결합의 성격.
화학 결합은 원자가 서로 접근함에 따라 시스템의 총 에너지(E kin. + E pot.)가 감소하는 경우에만 형성됩니다.
분자 수소 이온 H 2 +의 예를 사용하여 화학 결합의 본질을 고려해 봅시다. (가스 방전에서 수소 분자에 H 2 전자를 조사하여 얻습니다.) 이러한 간단한 분자 시스템의 경우 슈뢰딩거 방정식이 가장 정확하게 풀립니다.
수소 이온 H 2 +에서 하나의 전자는 두 개의 핵-양성자 분야에서 이동합니다. 핵 사이의 거리는 0.106 nm이고, 결합 에너지(H 원자와 H + 이온으로의 해리)는 255.7 kJ/mol입니다. 즉, 입자는 내구성이 있습니다.
분자 이온 H 2 +에는 두 가지 유형의 정전기력, 즉 두 핵에 대한 전자의 인력과 핵 사이의 반발력이 있습니다. 반발력은 양전하를 띤 핵 H A + 와 H A + 사이에서 나타나며, 이는 다음 그림의 형태로 표현될 수 있습니다. 3. 반발력은 핵을 서로 밀어내는 경향이 있습니다.
쌀. 3. 두 핵 사이의 반발력(a)과 인력(b)은 원자 크기 정도의 거리에서 서로 접근할 때 발생합니다.
음으로 하전된 전자 e-와 양으로 하전된 핵 H + 및 H + 사이에 인력이 작용합니다. 인력과 척력의 합이 0이면 분자가 형성됩니다. 즉, 핵에 대한 전자의 인력으로 핵의 상호 반발이 보상되어야 합니다. 이러한 보상은 핵에 대한 전자 e의 위치에 따라 달라집니다(그림 3 b 및 c). 여기서 의미하는 것은 공간에서 전자의 위치(결정할 수 없음)가 아니라 공간에서 전자를 찾을 확률입니다. 그림 1에 해당하는 공간 내 전자 밀도의 위치. 3.b) 핵의 수렴을 촉진하며, 이에 상응하는 그림. 3.c) – 핵의 반발. 이 경우 인력은 한 방향으로 향하고 핵의 반발은 보상되지 않기 때문입니다. 따라서 전자 밀도가 핵 사이에 분포되어 있는 경우 결합 영역이 있고, 전자 밀도가 핵 뒤에 분포되어 있는 경우 결합 방지 또는 결합 방지 영역이 있습니다.
전자가 결합 영역에 들어가면 화학 결합이 형성됩니다. 전자가 결합 방지 영역에 떨어지면 화학 결합이 형성되지 않습니다.
결합 영역의 전자 밀도 분포의 특성에 따라 세 가지 주요 유형의 화학 결합, 즉 공유 결합, 이온 결합, 금속 결합이 구분됩니다. 이러한 결합은 순수한 형태로 발생하지 않으며 일반적으로 이러한 유형의 결합이 화합물에 존재합니다.
연결 유형.
화학에서는 공유 결합, 이온 결합, 금속 결합, 수소 결합, 반 데르 발스 결합, 공여체-수용체 결합, 배위 결합과 같은 유형의 결합이 구별됩니다.
공유결합
공유 결합이 형성되면 원자는 서로 전자를 공유합니다. 공유 결합의 예로는 Cl 2 분자의 화학 결합이 있습니다. Lewis(1916)는 이러한 결합에서 두 염소 원자 각각이 외부 전자 중 하나를 다른 염소 원자와 공유한다고 처음 제안했습니다. 원자 궤도가 겹치려면 두 원자가 가능한 한 서로 가까워야 합니다. 공유된 전자쌍은 공유결합을 형성합니다. 이 전자들은 동일한 궤도를 차지하고 스핀은 반대 방향으로 향합니다.
따라서, 공유 결합은 반대 스핀을 갖는 전자 쌍의 결과로 서로 다른 원자의 전자를 공유함으로써 달성됩니다.
공유 결합은 일반적인 유형의 결합입니다. 공유 결합은 분자뿐만 아니라 결정에서도 발생할 수 있습니다. 이는 동일한 원자(H 2, Cl 2, 다이아몬드 분자) 사이와 다른 원자(H 2 O, NH 3 ... 분자) 사이에서 발생합니다.
공유결합 형성 메커니즘
H 2 분자 형성의 예를 사용하여 메커니즘을 고려해 보겠습니다.
H+H=H 2, ΔH=-436 kJ/mol
자유 수소 원자의 핵은 1s 전자에 의해 형성된 구형 대칭 전자 구름으로 둘러싸여 있습니다. 원자가 특정 거리에 접근하면 전자 구름(궤도)이 부분적으로 겹칩니다(그림 4).
쌀. 4. 수소 분자의 결합 형성 메커니즘.
접촉하기 전에 접근하는 수소 원자의 핵 사이의 거리가 0.106 nm라면 전자 구름이 중첩된 후 이 거리는 0.074 nm입니다.
결과적으로 핵의 중심 사이에 분자 2전자 구름이 나타나며, 핵 사이의 공간에서 전자 밀도가 최대가 됩니다. 핵 사이의 음전하 밀도가 증가하면 핵 사이의 인력이 크게 증가하여 에너지가 방출됩니다. 전자 궤도의 중첩이 클수록 화학 결합은 더 강해집니다. 두 개의 수소 원자 사이에 화학 결합이 형성된 결과, 각각은 희가스 원자인 헬륨의 전자 구성에 도달합니다.
양자역학적 관점에서 전자구름의 중첩영역의 형성과 공유결합의 형성을 각각 설명하는 방법은 두 가지가 있다. 그 중 하나는 BC(원가결합) 방식이고, 다른 하나는 MO(분자궤도) 방식입니다.
원자가 결합 방법은 선택된 원자 쌍의 원자 궤도가 겹치는 것을 고려합니다. MO 방법에서는 분자를 전체로 간주하고 전자 밀도 분포(1개의 전자로부터)가 전체 분자에 분산됩니다. H 2의 MO 2H 위치에서 핵의 인력으로 인해 이러한 핵 사이에 위치한 전자 구름이 연결됩니다.
공유 결합의 그림
연결은 다양한 방식으로 표시됩니다.
1). 전자를 점으로 사용하기
이 경우 수소 분자의 형성은 다이어그램으로 표시됩니다.
N∙ + N∙ → N: N
2). 하나의 분자 양자 세포에 반대 스핀을 갖는 두 개의 전자를 배치하는 것과 같이 정사각형 셀(오비탈)을 사용합니다.
이 다이어그램은 분자 에너지 수준이 원래 원자 수준보다 낮다는 것을 보여줍니다. 이는 물질의 분자 상태가 원자 수준보다 더 안정적이라는 것을 의미합니다.
삼). 공유결합은 선으로 표시됩니다.
예를 들어 H – N입니다. 이 선은 전자 쌍을 상징합니다.
원자 사이에 하나의 공유 결합(하나의 공통 전자쌍)이 발생하면 이를 다음과 같이 부릅니다. 하나의, 그 이상이라면 배수 더블(두 개의 공통 전자쌍), 삼루타(3개의 공통 전자쌍). 단일 결합은 한 선으로, 이중 결합은 두 선으로, 삼중 결합은 세 선으로 표시됩니다.
원자 사이의 대시는 원자에 일반화된 전자쌍이 있음을 나타냅니다.
공유결합의 분류
전자구름이 겹쳐지는 방향에 따라 σ-, π-, δ-결합이 구분됩니다. σ 결합은 전자 구름이 상호작용하는 원자의 핵을 연결하는 축을 따라 겹칠 때 발생합니다.
σ-결합의 예:
쌀. 5. s-, p-, d- 전자 사이에 σ 결합이 형성됩니다.
s-s 구름이 겹칠 때 σ 결합이 형성되는 예는 수소 분자에서 관찰됩니다.
π 결합은 축의 양쪽에 있는 전자 구름이 겹쳐 원자핵을 연결할 때 발생합니다.
쌀. 6. p-, d- 전자 사이의 π-결합 형성.
δ-커플링은 평행한 평면에 위치한 두 개의 d-전자 구름이 겹칠 때 발생합니다. δ 결합은 π 결합보다 약하고, π 결합은 σ 결합보다 약합니다.
공유결합의 성질
ㅏ). 극성.
공유 결합에는 비극성과 극성의 두 가지 유형이 있습니다.
비극성 공유 결합의 경우, 공통 전자쌍에 의해 형성된 전자 구름은 원자핵에 대해 대칭으로 공간에 분포됩니다. 예를 들어 H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2라는 한 원소의 원자로 구성된 이원자 분자가 있습니다. 그들의 전자쌍은 두 원자에 동일하게 속합니다.
극성 결합의 경우, 결합을 형성하는 전자 구름은 상대 전기음성도가 더 높은 원자 쪽으로 이동합니다.
예는 다음과 같은 분자입니다: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3 등. 다음 다이어그램으로 나타낼 수 있는 HCl 분자의 형성을 고려하십시오.
전자쌍이 염소 원자로 이동한 이유는 다음과 같습니다. 염소 원자(2.83)의 상대 전기음성도는 수소 원자(2.1)의 상대 전기음성도보다 큽니다.
비). 채도.
제한된 수의 공유 결합 형성에 참여하는 원자의 능력을 공유 결합의 포화라고합니다. 공유 결합의 포화는 외부 에너지 수준의 전자, 즉 제한된 수의 전자만이 화학적 상호 작용에 참여한다는 사실에 기인합니다.
V) . 집중하다및 공유결합 혼성화.
공유결합은 공간에서의 방향성을 특징으로 합니다. 이는 전자 구름이 특정 모양을 가지며 특정 공간 방향에서 최대 중첩이 가능하다는 사실로 설명됩니다.
공유 결합의 방향은 분자의 기하학적 구조를 결정합니다.
예를 들어 물의 경우 삼각형 모양입니다.
쌀. 7. 물 분자의 공간 구조.
물 분자 H 2 O에서 수소와 산소 핵 사이의 거리는 0.096 nm (96 pm)라는 것이 실험적으로 확립되었습니다. 핵을 통과하는 선 사이의 각도는 104.5 0입니다. 따라서 물 분자는 각진 형태를 가지며 그 구조는 제시된 그림의 형태로 표현될 수 있다.
이종 교잡
실험적 및 이론적 연구(Slater, Pauling)에 따르면 BeCl 2, BeF 2, BeBr 2와 같은 일부 화합물이 형성되는 동안 분자 내 원자의 원자가 전자 상태는 순수한 s-로 설명되지 않습니다. p-, d- 파동 함수이지만 선형 조합으로 이루어집니다. 이러한 혼합 구조를 하이브리드 오비탈이라고 하며, 혼합 과정을 하이브리드화라고 합니다.
양자 화학 계산에서 알 수 있듯이 원자의 s-궤도와 p-궤도를 혼합하는 것은 분자 형성에 유리한 과정입니다. 이 경우 순수한 s- 및 p-오비탈과 관련된 결합 형성보다 더 많은 에너지가 방출됩니다. 따라서 원자의 전자 궤도의 혼성화는 시스템의 에너지를 크게 감소시키고 그에 따라 분자의 안정성을 증가시킵니다. 혼성화된 궤도는 핵의 한쪽이 다른 쪽보다 더 길다. 따라서 하이브리드 클라우드의 중첩 영역의 전자 밀도는 s-오비탈과 p-오비탈이 개별적으로 중첩되는 영역의 전자 밀도보다 높으며, 그 결과 하이브리드의 전자에 의해 결합이 형성됩니다. 궤도는 더 큰 강도를 특징으로 합니다.
여러 유형의 하이브리드 상태가 발생합니다. s-오비탈과 p-오비탈이 혼성화되면(sp-혼성화라고 함) 서로에 대해 180° 각도에 위치한 두 개의 혼성 오비탈이 발생합니다. 이 경우 선형 구조가 형성됩니다. 이 구성(구조)은 대부분의 알칼리 토금속 할로겐화물(예: BeX 2, 여기서 X = Cl, F, Br)에 대해 알려져 있습니다. 결합각은 180°C이다.
쌀. 8. sp 혼성화
sp 2 혼성화(1개의 s 오비탈과 2개의 p 오비탈로 형성됨)라고 불리는 또 다른 혼성화 유형은 서로 120° 각도에 위치한 세 개의 혼성 오비탈을 형성합니다. 이 경우 공간에는 분자의 삼각구조(또는 정삼각형)가 형성된다. 이러한 구조는 화합물 BX3(X=Cl, F, Br)에 대해 알려져 있습니다.
쌀. 9. sp 2 -혼성화.
덜 흔한 것은 하나의 s-오비탈과 3개의 p-오비탈로 구성된 sp 3 혼성화입니다. 이 경우 사면체의 네 꼭지점에 대칭으로 공간에서 배향되는 네 개의 하이브리드 궤도가 형성됩니다. 즉, 109 0 28 "의 각도에 위치합니다. 이 공간 위치를 사면체라고합니다. 이 구조는 분자로 알려져 있습니다. NH 3, H 2 O 및 일반적으로 II 기간의 요소에 대한 공간에서의 모습은 다음 그림에 표시될 수 있습니다.
쌀. 10. 암모니아 분자 내 결합의 공간적 배열,
비행기에 투영되었습니다.
sp 3 혼성화로 인한 사면체 결합의 형성은 다음과 같이 나타낼 수 있습니다(그림 11).
쌀. 11. sp 3 혼성화 동안 사면체 결합의 형성.
CCl4 분자의 예를 사용하여 sp3 혼성화 동안 사면체 결합의 형성이 그림 1에 나와 있습니다. 12.
그림 12. sp 3 동안 사면체 결합 형성 - CCl 4 분자로의 혼성화
혼성화는 s-오비탈과 p-오비탈에만 관련된 것이 아닙니다. III기 이후의 입체화학적 요소를 설명하기 위해서는 s-, p-, d- 오비탈을 포함하는 혼성 오비탈을 동시에 구성할 필요가 있다.
공유결합을 가진 물질은 다음과 같습니다:
1. 유기화합물
2. 할로겐 원자 쌍뿐만 아니라 수소, 질소 및 산소 원자 쌍 사이에 결합이 형성되는 고체 및 액체 물질, 예를 들어 H2
3. VI족 원소(예: 텔루르의 나선형 사슬), V족 원소(예: 비소), IV족 원소(다이아몬드, 규소, 게르마늄)
4. 구성 원소가 주기율표에서 II-VI, III-V족에 위치할 때 8-N 규칙을 따르는 화합물(예: InSb, CdS, GaAs, CdTe).
공유 결합을 갖는 고체에서는 동일한 물질에 대해 서로 다른 결정 구조가 형성될 수 있으며 결합 에너지는 거의 동일합니다. 예를 들어, ZnS의 구조는 입방체(아연광석) 또는 육각형(부르츠자이트)일 수 있습니다. 아연 혼합물과 우르츠광에서 가장 가까운 이웃의 배열은 동일하며, 이 두 구조의 에너지의 유일하고 작은 차이는 가장 가까운 원자 옆의 원자 배열에 의해 결정됩니다. 일부 물질의 이러한 능력을 동소체 또는 다형성이라고 합니다. 동소성의 또 다른 예는 순전히 입방체부터 육각형까지 다양한 구조의 다양한 다형을 갖는 탄화규소입니다. ZnS, SiC의 이러한 수많은 결정질 변형은 실온에서 존재합니다.
이온 결합
이온 결합은 반대 부호(예: +와 -)의 전하를 갖는 이온 사이의 정전기적 인력입니다.
이온 결합에 대한 아이디어는 V. Kossel의 아이디어를 바탕으로 형성되었습니다. 그는 두 원자가 상호작용할 때 하나는 포기하고 다른 하나는 전자를 받아들인다고 제안했습니다(1916). 따라서 이온 결합은 한 원자에서 다른 원자로 하나 이상의 전자가 이동함으로써 형성됩니다. 예를 들어, 염화나트륨에서는 나트륨 원자에서 염소 원자로 전자가 이동하여 이온 결합이 형성됩니다. 이러한 이동의 결과로 +1 전하를 갖는 나트륨 이온과 -1 전하를 갖는 염화물 이온이 형성됩니다. 그들은 정전기력에 의해 서로 끌어당겨 안정된 분자를 형성합니다. Kossel이 제안한 전자 전달 모델을 통해 불화리튬, 산화칼슘, 산화리튬과 같은 화합물의 형성을 설명할 수 있습니다.
가장 일반적인 이온 화합물은 주기율표의 I족과 II족에 속하는 금속 양이온과 VI족과 VII족에 속하는 비금속 원소의 음이온으로 구성됩니다.
이온성 화합물의 형성 용이성은 구성 양이온과 음이온의 형성 용이성에 따라 달라집니다. 형성 용이성이 높을수록 전자를 주는 원자(전자 공여체)의 이온화 에너지가 낮고, 전자를 추가하는 원자(전자 수용체)는 전자에 대한 친화력이 더 높습니다. 전자 친화력원자가 전자를 얻는 능력을 나타내는 척도이다. 이는 1몰의 원자에서 1몰의 단일 전하 음이온이 형성될 때 발생하는 에너지 변화로 정량화됩니다. 이것이 소위 "첫 번째 전자 친화력" 개념입니다. 두 번째 전자 친화력은 단일 전하 음이온 1몰에서 2가 전하 음이온 1몰이 형성될 때 발생하는 에너지 변화입니다. 이러한 개념, 즉 이온화 에너지와 전자 친화도는 기체 물질과 관련이 있으며 기체 상태의 원자와 이온의 특성입니다. 그러나 대부분의 이온성 화합물은 고체 상태에서 가장 안정적이라는 점을 명심해야 합니다. 이 상황은 고체 상태의 결정 격자가 존재하기 때문에 설명됩니다. 질문이 생깁니다. 결국 이온 화합물이 기체 상태가 아닌 결정 격자 형태로 더 안정적인 이유는 무엇입니까? 이 질문에 대한 답은 정전기 모델을 기반으로 결정 격자의 에너지를 계산하는 것입니다. 이 외에도 이 계산은 이온 결합 이론에 대한 테스트이기도 합니다.
결정 격자의 에너지를 계산하려면 기체 이온의 형성으로 결정 격자를 파괴하는 데 소요되는 작업을 결정해야 합니다. 계산을 수행하려면 인력과 반발력에 대한 아이디어가 사용됩니다. 단일 전하 이온 상호 작용의 위치 에너지에 대한 표현은 인력 에너지와 반발 에너지를 합산하여 얻습니다.
E = E in + E out (1).
반대 부호 이온의 쿨롱 인력 에너지는 NaCl 화합물의 경우 Na + 및 Cl -와 같이 Eat로 간주됩니다.
E 수신 = -e 2 /4πε 0 r (2),
왜냐하면 채워진 전자 껍질의 전자 전하 분포는 구형 대칭이기 때문입니다. 음이온과 양이온의 채워진 껍질이 겹칠 때 파울리 원리로 인해 발생하는 반발력으로 인해 이온이 접근할 수 있는 거리가 제한됩니다. 반발 에너지는 핵간 거리에 따라 급격히 변하며 다음 두 가지 대략적인 표현으로 쓸 수 있습니다.
E ott = A/rn (n≒12) (3)
E ott = B∙exp(-r/ρ) (4),
여기서 A와 B는 상수, r은 이온 사이의 거리, ρ는 매개변수(특성 길이)입니다.
이러한 표현 중 어느 것도 반발을 일으키는 복잡한 양자역학적 과정에 해당하지 않는다는 점에 유의해야 합니다.
이러한 공식의 대략적인 특성에도 불구하고 NaCl, KCl, CaO와 같은 이온 화합물 분자의 화학 결합을 매우 정확하게 계산하고 그에 따라 설명하는 것이 가능합니다.
이온의 전기장은 구형 대칭을 가지므로(그림 13), 이온 결합은 공유 결합과 달리 방향성이 없습니다. 두 개의 반대 전하를 띤 이온의 상호 작용은 이온 핵의 중심을 다른 방향으로 연결하는 방향에서만 반발력에 의해 보상되며 이온의 전기장 보상은 발생하지 않습니다. 따라서 다른 이온과 상호작용할 수 있습니다. 따라서 이온 결합은 포화되지 않습니다.
쌀. 13. 정전기장의 구형 대칭
반대로 청구된 요금.
이온 결합의 방향성이 없고 포화되지 않기 때문에 각 이온이 반대 부호의 최대 이온 수로 둘러싸여 있을 때 에너지적으로 가장 유리합니다. 이로 인해 이온성 화합물의 가장 바람직한 존재 형태는 결정이다. 예를 들어, NaCl 결정에서 각 양이온은 가장 가까운 이웃으로 6개의 음이온을 갖습니다.
기체 상태의 고온에서만 이온 화합물이 결합되지 않은 분자 형태로 존재합니다.
이온 화합물에서 배위수는 공유 결합 화합물처럼 원자의 특정 전자 구조에 의존하지 않고 이온 크기의 비율에 의해 결정됩니다. 0.41 - 0.73 범위의 이온 반경 비율로 이온의 팔면체 배위가 관찰되며 비율은 0.73-1.37 - 입방 배위 등입니다.
따라서 정상적인 조건에서 이온 화합물은 결정질 물질입니다. NaCL, CsCl과 같은 2이온 분자의 개념은 여기에 적용되지 않습니다. 각 결정은 많은 수의 이온으로 구성됩니다.
이온 결합은 원자의 유효 전하가 1에 가까운 제한 극성 결합으로 표현될 수 있습니다. 순수 공유 비극성 결합의 경우 원자의 유효 전하는 0입니다. 실제 물질에서는 순수한 이온 결합과 순수한 공유 결합이 거의 없습니다. 대부분의 화합물은 비극성 공유 결합과 극성 이온 사이의 중간 결합 특성을 가지고 있습니다. 즉, 이들 화합물에서 공유 결합은 사실상 부분적으로 이온성입니다. 실제 물질의 이온 결합과 공유 결합의 특성은 그림 14에 나와 있습니다.
쌀. 14. 결합의 이온성과 공유성.
결합의 이온 특성 비율을 이온성 정도라고 합니다. 이는 분자 내 원자의 유효 전하를 특징으로 합니다. 이온성의 정도는 이를 형성하는 원자의 전기 음성도 차이가 증가함에 따라 증가합니다.
금속 연결
금속 원자에서는 외부 원자가 전자가 비금속 원자보다 훨씬 약하게 유지됩니다. 이로 인해 충분히 오랜 기간 동안 전자와 개별 원자 사이의 연결이 끊어지고 사회화가 발생합니다. 외부 전자의 사회화된 앙상블이 형성됩니다. 이러한 전자 시스템의 존재는 동일한 이름의 전하에도 불구하고 양이온 금속 이온을 가까운 상태로 유지하는 힘의 출현으로 이어집니다. 이 결합을 금속성 결합이라고 합니다. 이러한 결합은 금속에만 특징적이며 물질의 고체 및 액체 상태로 존재합니다. 금속 결합은 화학 결합의 한 유형입니다. 이는 원자와의 연결을 잃어 자유 전자라고 불리는 외부 전자의 사회화를 기반으로 합니다(그림 15).
쌀. 15. 금속 연결.
금속 결합의 존재는 다음 사실에 의해 확인됩니다. 모든 금속은 높은 열 전도성과 높은 전기 전도성을 가지며 이는 자유 전자의 존재로 인해 보장됩니다. 또한 동일한 상황이 빛 조사에 대한 금속의 우수한 반사율, 광택 및 불투명도, 높은 연성 및 전기 저항의 양의 온도 계수를 결정합니다.
금속 결정 격자의 안정성은 이온 및 공유 결합과 같은 유형의 결합으로는 설명할 수 없습니다. 결정 격자 부위에 위치한 금속 원자 사이의 이온 결합은 동일한 전하를 갖기 때문에 불가능합니다. 각 원자가 8~12개의 가장 가까운 이웃을 갖고 있고 너무 많은 공유 전자쌍과의 공유 결합 형성이 알려져 있지 않기 때문에 금속 원자 사이의 공유 결합도 거의 불가능합니다.
금속 구조는 원자 배열이 매우 드물고(핵간 거리가 큼) 결정 격자의 각 원자에 대해 가장 가까운 이웃이 많다는 사실이 특징입니다. 표 1은 세 가지 일반적인 금속 구조를 보여줍니다.
1 번 테이블
가장 일반적인 세 가지 금속 구조의 특성
우리는 각 원자가 많은 수의 결합 형성에 참여한다는 것을 알 수 있습니다(예: 8개의 원자). 이렇게 많은 수의 결합(8개 또는 12개의 원자 포함)은 동시에 공간에 국한될 수 없습니다. 연결은 각 원자의 외부 전자의 진동 운동의 공명으로 인해 수행되어야하며 그 결과 전자 가스의 형성과 함께 결정의 모든 외부 전자의 집합화가 발생합니다. 많은 금속에서 금속 결합을 형성하려면 각 원자에서 전자 하나를 가져오는 것으로 충분합니다. 이것이 바로 외부 껍질에 전자가 하나만 있는 리튬에서 관찰되는 현상입니다. 리튬 결정은 전자 가스로 둘러싸인 Li + 이온(반경 0.068nm의 구)의 격자입니다.
쌀. 16. 다양한 형태의 결정성 패킹: a-육각형 밀착 패킹; b - 면심 입방 패킹; c체 중심 입방 패킹.
금속 결합과 공유 결합 사이에는 유사점이 있습니다. 두 가지 유형의 결합 모두 원자가 전자 공유를 기반으로 한다는 사실에 있습니다. 그러나 공유 결합은 인접한 두 원자만 연결하며, 공유 전자는 결합된 원자에 매우 가깝습니다. 금속 결합에서는 여러 원자가 원자가 전자를 공유하는 데 참여합니다.
따라서 금속 결합의 개념은 전자 가스로 채워진 이온 사이에 큰 간격이 있는 양으로 하전된 이온 코어의 모음인 금속의 개념과 불가분의 관계가 있으며 거시적 수준에서 시스템은 전기적으로 중성을 유지합니다.
위에서 논의한 화학 결합 유형 외에도 분자간 결합에는 수소 결합, 반 데르 발스 상호 작용, 공여체-수용체 상호 작용 등 다른 유형의 결합이 있습니다.
분자의 공여자-수용체 상호작용
한 원자의 2전자 구름과 다른 원자의 자유 궤도로 인해 공유 결합이 형성되는 메커니즘을 공여체-수용체라고 합니다. 의사소통을 위해 2개의 전자 구름을 제공하는 원자나 입자를 기증자라고 합니다. 이 전자쌍을 받아들이는 자유 궤도를 가진 원자나 입자를 수용체라고 합니다.
분자간 상호 작용의 주요 유형. 수소 결합
원자가 포화 분자 사이, 입자 크기를 초과하는 거리에서 분자간 인력의 정전기력이 나타날 수 있습니다. 이를 반 데르 발스 힘이라고 합니다. 반 데르 발스 상호작용은 항상 밀접하게 배치된 원자 사이에 존재하지만 더 강한 결합 메커니즘이 없는 경우에만 중요한 역할을 합니다. 0.2eV/원자의 특성 에너지를 갖는 이러한 약한 상호작용은 중성 원자 사이와 분자 사이에서 발생합니다. 상호 작용의 이름은 반 데르 발스의 이름과 관련이 있습니다. 가스 분자 사이의 약한 상호 작용을 고려하여 상태 방정식이 방정식보다 실제 가스의 특성을 훨씬 더 잘 설명한다고 처음 제안한 사람이 바로 그 사람이었기 때문입니다. 이상기체의 상태. 그러나 이 인력의 본질은 1930년 런던에 의해서만 설명되었습니다. 현재 방향성, 유도성, 분산성(런던 효과)의 세 가지 유형의 상호 작용이 반 데르 발스 인력으로 분류됩니다. 반 데르 발스 인력의 에너지는 방향성, 유도성 및 분산 상호작용의 합에 의해 결정됩니다.
E 수신 = E 또는 + E ind + E disp (5).
방향 상호 작용(또는 쌍극자-쌍극자 상호 작용)은 극성 분자 사이에서 발생하며, 접근할 때 반대 극을 사용하여 서로를 향해 회전(방향)하여 분자 시스템의 위치 에너지가 최소화됩니다. 분자 μ의 쌍극자 모멘트가 크고 분자 사이의 거리 l이 작을수록 방향 상호 작용의 에너지는 더욱 중요해집니다.
E 또는 = -(μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),
여기서 ε 0은 전기 상수입니다.
유도 상호 작용은 주변 쌍극자에 의한 분자의 분극 과정과 관련됩니다. 비극성 분자의 분극도 α가 높을수록, 극성 분자의 쌍극자 모멘트 μ가 클수록 더 중요합니다.
E ind = -(αμ 2)/ (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7).
비극성 분자의 분극성 α는 입자의 변형과 연관되어 있기 때문에 변형이라고 불리는 반면, μ는 이전 위치에 대한 전자 구름과 핵의 변위를 나타냅니다.
분산 상호작용(런던 효과)은 구조와 극성에 관계없이 모든 분자에서 발생합니다. 전자 구름과 핵의 전하 무게 중심의 순간적인 불일치로 인해 순간 쌍극자가 형성되어 다른 입자에 순간 쌍극자가 유도됩니다. 순간 쌍극자의 움직임은 일관되게 됩니다. 결과적으로 이웃한 입자들은 상호 끌어당김을 경험하게 됩니다. 분산 상호 작용의 에너지는 이온화 에너지 E I와 분자 α의 분극 가능성에 따라 달라집니다.
E disp = - (E I 1 ∙E I 2)∙ α 1 α 2 /(E I 1 +E I 2) l 6 (8).
수소 결합은 원자가와 분자간 상호 작용 사이의 중간입니다. 수소 결합 에너지는 8~80kJ/mol로 낮지만 반데르발스 상호작용 에너지보다 높습니다. 수소 결합은 물, 알코올, 산과 같은 액체의 특징이며 양극화된 수소 원자에 의해 발생합니다. 크기가 작고 내부 전자가 없기 때문에 모든 화합물의 액체에 존재하는 수소 원자가 공유 결합되지 않은 다른 분자 또는 동일한 분자의 음 극성 원자와 추가 상호 작용을 할 수 있습니다.
A δ- - H δ+… A δ- - H δ+.
즉, 분자들의 연합이 일어난다. 분자의 결합은 휘발성의 감소, 끓는점과 증발열의 증가, 액체의 점도와 유전 상수의 증가로 이어집니다.
물은 분자가 2개의 수소 원자와 2개의 산소 원자에 고립된 쌍을 가지고 있기 때문에 수소 결합에 특히 적합한 물질입니다. 이는 분자의 높은 쌍극자 모멘트(μ D = 1.86 D)와 4개의 수소 결합(2개는 양성자 기증자, 2개는 양성자 수용체)을 형성하는 능력을 결정합니다.
(H 2 O….N – O…H 2 O) 2 번.
실험을 통해 세 번째 및 후속 기간의 원소의 일련의 수소 화합물의 분자량 변화에 따라 끓는점이 증가하는 것으로 알려져 있습니다. 이 패턴을 물에 적용하면 끓는점은 100 0 C가 아니라 280 0 C 여야합니다. 이 모순은 물에 수소 결합이 존재 함을 확인합니다.
실험에 따르면 분자 결합은 액체, 특히 고체 물에서 형성됩니다. 얼음에는 사면체 결정 격자가 있습니다. 사면체의 중심에는 물 분자 하나의 산소 원자가 있고, 네 꼭지점에는 이웃 분자의 산소 원자가 있으며, 이는 가장 가까운 이웃과 수소 결합으로 연결되어 있습니다. 액체 물에서는 수소 결합이 부분적으로 파괴되고 구조상 분자 결합체와 자유 분자 사이에 동적 평형이 있습니다.
원자가 결합 방법
원자가 결합, 즉 국소 전자쌍 이론은 분자 내 각 원자 쌍이 하나 이상의 공유 전자쌍에 의해 서로 결합되어 있다고 가정합니다. 원자가 결합 이론에서 화학 결합은 두 원자 사이에 국한됩니다. 즉, 2중심과 2전자입니다.
원자가 결합 방법은 다음과 같은 기본 원칙을 기반으로 합니다.
분자의 각 원자 쌍은 하나 이상의 공유 전자쌍에 의해 함께 유지됩니다.
단일 공유 결합은 결합 원자의 원자가 궤도에 위치한 역평행 스핀을 갖는 두 개의 전자에 의해 형성됩니다.
결합이 형성되면 전자의 파동함수가 겹쳐 원자 사이의 전자 밀도가 증가하고 시스템의 전체 에너지가 감소합니다.
화학 결합.
수업 과정.
1. 다음 물질의 화학 결합 유형을 결정하십시오.
물질 | 염화인 | 황산 | |||
통신 유형 | |||||
물질 | 산화바륨 | ||||
통신 유형 |
2. 강조하다 물질 분자 사이존재한다 수소 결합:
이산화황; 얼음; 오존; 에탄올; 에틸렌; 아세트산; 불화수소.
3. 어떤 영향을 미칩니까? 결합 길이, 강도 및 극성- 원자 반경, 전기 음성도, 결합 다중도?
ㅏ) 반경이 클수록 결합을 형성하는 원자, 그래서 링크 길이 _______
비) 다중도가 높을수록 (단일, 이중 또는 삼중) 결합이므로 힘 ____________________
V) 전기음성도 차이가 클수록 두 원자 사이의 결합 극성 ____________
4. 비교하다 분자 결합의 길이, 강도 및 극성:
a) 결합 길이: HCl ___HBr
b) 결합 강도 PH3_______NH3
c) CCl4 결합의 극성 ______CH4
d) 결합 강도: N2 _______O2
e) 에틸렌과 아세틸렌의 탄소 원자 사이의 결합 길이: __________
f) NH3_________H2O의 결합 극성
테스트. A4.화학결합.
1. 원자의 원자가는
1) 화합물의 주어진 원자에 의해 형성된 화학 결합의 수
2) 원자의 산화 상태
3) 주고받는 전자의 수
4) 가장 가까운 불활성 기체의 전자 배치를 얻기 위해 누락된 전자의 수
A. 화학 결합이 형성되면 항상 에너지가 방출됩니다.
B. 이중결합의 에너지는 단일결합의 에너지보다 작다.
1) A만 참 2) B만 참 3) 두 판단 모두 옳음 4) 두 판단 모두 틀림
3. 결합하여 형성된 물질에서 동일한원자, 화학 결합
1) 이온성 2) 공유 극성 3) 수소 4) 공유 비극성
4. 공유 극성 결합과 공유 비극성 결합을 갖는 화합물은 각각 다음과 같습니다.
1) 물과 황화수소 2) 브롬화칼륨과 질소
5. 공유 전자쌍으로 인해 화합물에 화학 결합이 형성됩니다.
1) KI 2) HBr 3) Li2O 4) NaBr
6. 모든 결합이 공유 결합인 물질 쌍을 선택하십시오.
1) NaCl, HCl 2) CO2, BaO 3) CH3Cl, CH3Na 4) SO2, NO2
7. 극성 공유 결합을 갖는 물질은 하기 화학식을 갖는다:
1)KCl 2)HBr 3)P4 4)CaCl2
8. 이온성 화학결합을 가진 화합물
1) 염화인 2) 브롬화칼륨 3) 산화질소(II) 4) 바륨
9. 암모니아와 염화바륨의 화학 결합은 각각 다음과 같습니다.
1) 이온 및 공유 극성 2) 공유 비극성 및 이온 3) 공유 극성 및 이온 4) 공유 비극성 및 금속
10. 공유 극성 결합을 갖는 물질은 다음과 같습니다.
1) 황산화물(IV) 2) 산소 3) 수소화칼슘 4) 다이아몬드
11. 극성 공유 결합만 가진 물질이 나열된 시리즈는 무엇입니까?
1) CH4 H2 Cl2 2) NH3 HBr CO2 3) PCl3 KCl CCl4 4) H2S SO2 LiF
12. 이온 결합만 가진 물질을 나열하는 시리즈는 무엇입니까?
1) F2O LiF SF4 2) PCl3 NaCl CO2 3) KF Li2O BaCl2 4) CaF2 CH4 CCl4
13. 이온 결합을 갖는 화합물이 형성된다 상호작용할 때
1) CH4 및 O2 2) NH3 및 HCl 3) C2H6 및 HNO3 4) SO3 및 H2O
14. 모든 화학결합이 비극성 공유결합인 물질은 무엇입니까?
1) 다이아몬드 2) 일산화탄소(IV) 3) 금 4) 메탄
15. 일련 번호 15와 53을 가진 요소 사이에 형성된 연결
1) 이온 2) 금속
3) 공유 비극성 4) 공유 극성
16. 수소 결합로 이루어져 ~ 사이분자
1) 에탄 2) 벤젠 3) 수소 4) 에탄올
17. 어떤 물질이 포함되어 있습니까? 수소결합?
1) 황화수소 2) 얼음 3) 브롬화수소 4) 벤젠
18.이온성 화학결합과 공유화학결합을 모두 포함하는 물질은 무엇입니까?
1) 염화나트륨 2) 염화수소 3) 황산나트륨 4) 인산
19. 분자의 화학 결합은 더 뚜렷한 이온 특성을 갖습니다.
1) 브롬화리튬 2) 염화구리 3) 탄화칼슘 4) 불화칼륨
20. 1) 질소 2) 황화수소 3) 메탄 4) 염소 분자에서는 세 개의 공통 전자쌍이 공유 결합을 형성합니다.
21. 물 분자의 화학 결합 형성에 관여하는 전자는 몇 개입니까?4) 18
22. 분자는 4개의 공유결합을 가지고 있다: 1) CO2 2) C2H4 3) P4 4) C3H4
23. 분자의 결합 수가 연속적으로 증가합니다.
1) CHCl3, CH4 2) CH4, SO3 3) CO2, CH4 4) SO2, NH3
24. 원자 사이에 공유 결합이 형성되는 화합물은 무엇입니까? 기증자-수용자 메커니즘에 의해? 1) KCl 2) CCl4 3) NH4Cl 4) CaCl2
25. 다음 중 원자로 분해되는 데 가장 적은 양의 에너지가 필요한 분자는 무엇입니까? 1) HI 2) H2 3) O2 4) CO
26. 결합 에너지가 가장 높은 분자를 표시하십시오.
1) N=N 2) H-H 3) O=O 4) H-F
27. 화학 결합이 가장 강한 분자를 표시하십시오.
1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI
28. 화학결합 길이의 증가를 특징으로 하는 계열을 나타냄
1)O2, N2, F2, Cl2 2)N2, O2, F2, Cl2 3)F2, N2, O2, Cl2 4)N2, O2, Cl2, F2
29. E-O 결합의 길이는 연속적으로 증가한다
1) 산화규소(IV), 산화탄소(IV)
2) 산화황(IV), 산화텔루르(IV)
3) 산화스트론튬, 산화베릴륨
4) 황산화물(IV), 일산화탄소(IV)
30. CH4 시리즈에서는 SiH4가 발생합니다. 증가하다
1) 결합 강도 2) 산화 특성
3) 결합 길이 4) 결합 극성
31. 결합의 극성이 증가하는 순서로 분자가 어떤 줄로 배열되어 있습니까?
1) HF, HCl, HBr 2) H2Se, H2S, H2O 3) NH3, PH3, AsH3 4) CO2, CS2, CSe2
32. 분자 내에서 가장 극성이 높은 공유 결합은 다음과 같다:
1) CH4 2) CF4 3) CCl4 4) CBr4
33. 극성이 증가하는 계열을 표시하십시오.
1)AgF, F2, HF 2)Cl2, HCl, NaCl 3)CuO, CO, O2 4) KBr, NaCl, KF
공유 화학 결합, 그 종류 및 형성 메커니즘. 공유결합의 특성(극성 및 결합에너지) 이온 결합. 금속 연결. 수소 결합.
1. 암모니아와 염화바륨의 화학 결합은 각각 다음과 같습니다.
1) 이온 및 공유 극성
2) 공유결합 극성 및 이온
3) 공유 비극성 및 금속성
4) 공유 비극성 및 이온성
2. 이온결합만 있는 물질은 다음 계열로 나열됩니다.
1) F2, CCl4, KS1
2) NaBr, Na2O, KI
3. 상호작용에 의해 이온결합을 갖는 화합물이 형성된다
3) C2H6 및 HNO3
4. 모든 물질은 어떤 계열에서 극성 공유 결합을 가지고 있습니까?
1) HCl, NaCl. Cl2
4) NaBr. HBr. 콜로라도
5. 공유 극성만 갖는 물질의 공식은 어떤 계열에 있습니까?
1) C12, NO2, HC1
6. 공유 비극성 결합의 특징은 다음과 같습니다.
1) C12 2) SO3 3) CO 4) SiO2
7. 극성 공유결합을 갖는 물질은 다음과 같다.
1) C12 2) NaBr 3) H2S 4) MgCl2
8. 공유결합을 갖고 있는 물질은 다음과 같다.
1) CaC12 2) MgS 3) H2S 4) NaBr
9. 공유 비극성 결합을 갖는 물질은 다음 화학식을 갖는다:
1) NH3 2) Cu 3) H2S 4) I2
10. 비극성 공유결합을 갖는 물질은 다음과 같다.
1) 물과 다이아몬드
2) 수소와 염소
3) 구리와 질소
4) 브롬과 메탄
11. 전기음성도가 같은 원자 사이에는 화학결합이 형성된다.
2) 공유 극성
3) 공유 비극성
4) 수소
12. 공유 극성 결합의 특징은 다음과 같습니다.
1) KC1 2) HBr 3) P4 4) CaCl2
13. 전자가 다음과 같이 층 사이에 분포하는 원자의 화학 원소: 2, 8, 8, 2는 수소와 화학 결합을 형성합니다.
1) 공유 극성
2) 공유 비극성
4) 금속
14. 어떤 물질의 분자에서 탄소 원자 사이의 결합 길이가 가장 길습니까?
1) 아세틸렌 2) 에탄 3) 에텐 4) 벤젠
15. 세 개의 공통 전자쌍이 분자 내에서 공유 결합을 형성합니다.
2) 황화수소
16. 분자 사이에 수소결합이 형성된다
1) 디메틸에테르
2) 메탄올
3) 에틸렌
4) 에틸아세테이트
17. 결합 극성은 분자에서 가장 두드러집니다.
1) HI 2) HC1 3) HF 4) NVg
18. 비극성 공유결합을 갖는 물질은 다음과 같다.
1) 물과 다이아몬드
2) 수소와 염소
3) 구리와 질소
4) 브롬과 메탄
19. 수소 결합은 물질에 일반적이지 않습니다.
1) H2O 2) CH4 3) NH3 4) CH3OH
20. 공유 극성 결합은 화학식이 다음과 같은 두 물질 각각의 특징입니다.
2) CO2와 K2O
4) CS2 및 RS15
21. 분자 내에서 가장 약한 화학 결합
1) 불소 2) 염소 3) 브롬 4) 요오드
22. 분자 내에서 가장 긴 화학 결합을 갖는 물질은 무엇입니까?
1) 불소 2) 염소 3) 브롬 4) 요오드
23. 시리즈에 표시된 각 물질에는 공유 결합이 있습니다.
1) C4H10, NO2, NaCl
2) CO, CuO, CH3Cl
4) C6H5NO2, F2, CC14
24. 시리즈에 표시된 각 물질에는 공유 결합이 있습니다.
1) CaO, C3H6, S8
2) 철. NaNO3,CO
3) N2, CuCO3, K2S
4) C6H5N02, SO2, CHC13
25. 시리즈에 표시된 각 물질에는 공유 결합이 있습니다.
1) C3H4, NO, Na2O
2) CO, CH3C1, PBr3
3) Р2Oз, NaHSO4, Cu
4) C6H5NO2, NaF, CC14
26. 시리즈에 표시된 각 물질에는 공유 결합이 있습니다.
1) C3Ha, NO2, NaF
2) KS1, CH3Cl, C6H12O6
3) P2O5, NaHSO4, Ba
4) C2H5NH2, P4, CH3OH
27. 결합 극성은 분자에서 가장 두드러진다
1) 황화수소
3) 포스핀
4) 염화수소
28. 어떤 물질의 분자에서 화학 결합이 가장 강력합니까?
29. NH4Cl, CsCl, NaNO3, PH3, HNO3 물질 중에서 이온 결합을 가진 화합물의 수는 동일합니다.
30. (NH4)2SO4, Na2SO4, CaI2, I2, CO2 물질 중 공유 결합을 가진 화합물의 수는 동일합니다.
답: 1-2, 2-2, 3-4, 4-3, 5-4, 6-1, 7-3, 8-3, 9-4, 10-2, 11-3, 12-2, 13-3, 14-2, 15-1, 16-2, 17-3, 18-2, 19-2, 20-4, 21-4, 22-4, 23-4, 24-4, 25- 2, 26-4, 27-4, 28-1, 29-3, 30-4
169338 0
각 원자에는 특정 수의 전자가 있습니다.
화학 반응에 들어갈 때 원자는 전자를 기부하거나 얻거나 공유하여 가장 안정적인 전자 구성을 달성합니다. (비활성 기체 원자와 같이) 가장 낮은 에너지를 갖는 구성이 가장 안정적인 것으로 밝혀졌습니다. 이 패턴을 "옥텟 규칙"이라고 합니다(그림 1).
쌀. 1.
이 규칙은 모든 사람에게 적용됩니다 연결 유형. 원자 사이의 전자 연결을 통해 원자는 가장 단순한 결정에서부터 궁극적으로 살아있는 시스템을 형성하는 복잡한 생체 분자에 이르기까지 안정적인 구조를 형성할 수 있습니다. 그들은 지속적인 신진 대사에서 결정과 다릅니다. 동시에 메커니즘에 따라 많은 화학반응이 진행된다. 전자 송금, 신체의 에너지 과정에서 중요한 역할을 합니다.
화학적 결합은 두 개 이상의 원자, 이온, 분자 또는 이들의 조합을 함께 묶는 힘입니다..
화학 결합의 본질은 보편적입니다. 이는 원자 외부 껍질의 전자 구성에 따라 결정되는 음전하 전자와 양전하 핵 사이의 정전기적 인력입니다. 화학 결합을 형성하는 원자의 능력을 원자가, 또는 산화 상태. 개념 원자가 전자-화학 결합을 형성하는 전자, 즉 가장 높은 에너지 궤도에 위치한 전자. 따라서 이러한 궤도를 포함하는 원자의 외부 껍질을 원자가 껍질. 현재 화학 결합의 존재를 나타내는 것만으로는 충분하지 않지만 이온, 공유, 쌍극자-쌍극자, 금속 등 그 유형을 명확히 할 필요가 있습니다.
첫 번째 연결 유형은 다음과 같습니다.이온성의 연결
루이스와 코셀의 전자 원자가 이론에 따르면 원자는 두 가지 방법으로 안정적인 전자 구성을 얻을 수 있습니다. 양이온, 둘째, 그것들을 획득하여 음이온. 전자 이동의 결과, 반대 부호의 전하를 가진 이온 사이의 정전기적 인력으로 인해 Kossel이 말하는 화학 결합이 형성됩니다. 전기전자"(지금은 전화 이온성의).
이 경우 음이온과 양이온은 외부 전자 껍질이 채워져 안정적인 전자 구성을 형성합니다. 전형적인 이온 결합은 주기율표의 양이온 T 및 II 그룹과 VI 및 VII 그룹의 비금속 원소의 음이온(각각 16 및 17 하위 그룹, 칼코겐그리고 할로겐). 이온 화합물의 결합은 불포화되고 방향성이 없으므로 다른 이온과 정전기적 상호 작용의 가능성을 유지합니다. 그림에서. 그림 2와 3은 전자 전달의 Kossel 모델에 해당하는 이온 결합의 예를 보여줍니다.
쌀. 2.
쌀. 삼.식염(NaCl) 분자의 이온 결합
여기서는 자연에서 물질의 거동을 설명하는 몇 가지 특성을 상기하는 것이 적절합니다. 특히 다음과 같은 개념을 고려하십시오. 산그리고 원인.
이 모든 물질의 수용액은 전해질입니다. 색깔이 다르게 변해요 지표. 지표의 작용 메커니즘은 F.V. 오스트발트. 그는 지표가 약산 또는 약염기이며, 해리되지 않은 상태와 해리된 상태에서 색상이 다르다는 것을 보여주었습니다.
염기는 산을 중화할 수 있습니다. 모든 염기가 물에 용해되는 것은 아닙니다. 예를 들어 OH 그룹을 포함하지 않는 일부 유기 화합물은 불용성입니다. 트리에틸아민 N(C 2 H 5) 3); 수용성 염기라고 불린다. 알칼리.
산 수용액은 다음과 같은 특징적인 반응을 보입니다.
a) 금속 산화물 - 소금과 물의 형성;
b) 금속 - 염과 수소의 형성;
c) 탄산염 - 소금 형성, 콜로라도 2 및 N 2 영형.
산과 염기의 성질은 여러 이론으로 설명됩니다. S.A.의 이론에 따르면 아레니우스(Arrhenius) 산은 해리되어 이온을 형성하는 물질입니다. N+, 염기가 이온을 형성하는 동안 그- . 이 이론은 수산기가 없는 유기 염기의 존재를 고려하지 않습니다.
에 따라 양성자브뢴스테드(Brønsted)와 로리(Lowry)의 이론에 따르면, 산은 양성자를 내는 분자나 이온을 포함하는 물질입니다. 기증자양성자), 염기는 양성자를 받아들이는 분자나 이온으로 구성된 물질입니다( 수용체양성자). 수용액에서 수소 이온은 수화된 형태, 즉 하이드로늄 이온의 형태로 존재합니다. H3O+ . 이 이론은 물과 수산화물 이온과의 반응뿐만 아니라 용매가 없거나 비수성 용매를 사용하여 수행되는 반응도 설명합니다.
예를 들어 암모니아 반응에서 NH 3(약염기)과 기상의 염화수소, 고체 염화암모늄이 형성되고 두 물질의 평형 혼합물에는 항상 4개의 입자가 있으며 그 중 2개는 산이고 다른 2개는 염기입니다.
이 평형 혼합물은 두 쌍의 산과 염기로 구성됩니다.
1)NH 4세 이상 및 NH 3
2) HCl그리고 Cl ‑
여기서 각 짝체 쌍에서 산과 염기는 양성자 1개만큼 다릅니다. 모든 산에는 짝염기가 있습니다. 강산에는 약한 짝염기가 있고, 약산에는 강한 짝염기가 있습니다.
Brønsted-Lowry 이론은 생물권의 생명에 있어서 물의 독특한 역할을 설명하는 데 도움이 됩니다. 물은 상호 작용하는 물질에 따라 산 또는 염기의 특성을 나타낼 수 있습니다. 예를 들어, 아세트산 수용액과의 반응에서 물은 염기이고, 암모니아 수용액과의 반응에서는 산입니다.
1) CH 3 쿠오 + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . 여기서 아세트산 분자는 물 분자에 양성자를 기증합니다.
2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + 그- . 여기서 암모니아 분자는 물 분자로부터 양성자를 받아들입니다.
따라서 물은 두 개의 공액쌍을 형성할 수 있습니다.
1) H2O(산) 및 그- (공액염기)
2) H3O+ (산) 및 H2O(공액 염기).
첫 번째 경우 물은 양성자를 기증하고 두 번째 경우에는 이를 받아들입니다.
이 속성은 양양성자증. 산과 염기로 반응할 수 있는 물질을 '염기'라고 한다. 양쪽성의. 이러한 물질은 살아있는 자연에서 흔히 발견됩니다. 예를 들어, 아미노산은 산과 염기 모두와 염을 형성할 수 있습니다. 따라서 펩타이드는 존재하는 금속 이온과 쉽게 배위 화합물을 형성합니다.
따라서 이온 결합의 특징적인 특성은 결합 전자가 핵 중 하나로 완전히 이동한다는 것입니다. 이는 이온 사이에 전자 밀도가 거의 0인 영역이 있음을 의미합니다.
두 번째 연결 유형은 다음과 같습니다.공유결합 연결
원자는 전자를 공유함으로써 안정적인 전자 구성을 형성할 수 있습니다.
이러한 결합은 한 쌍의 전자가 한 번에 하나씩 공유될 때 형성됩니다. 모두로부터원자. 이 경우 공유 결합 전자는 원자 사이에 균등하게 분포됩니다. 공유 결합의 예는 다음과 같습니다. 동핵이원자 분자 H 2 , N 2 , 에프 2. 동소체에서도 동일한 유형의 연결이 발견됩니다. 영형 2와 오존 영형 3 및 다원자 분자의 경우 에스 8 그리고 또한 이핵 분자염화수소 HCl, 이산화탄소 콜로라도 2, 메탄 CH 4, 에탄올 와 함께 2 N 5 그, 육불화황 SF 6, 아세틸렌 와 함께 2 N 2. 이 모든 분자는 동일한 전자를 공유하며, 이들의 결합은 포화되어 동일한 방식으로 방향이 지정됩니다(그림 4).
이중 및 삼중 결합이 단일 결합에 비해 공유 원자 반경이 감소한다는 것이 생물학자에게 중요합니다.
쌀. 4. Cl 2 분자의 공유 결합.
이온 결합과 공유 결합 유형은 기존의 많은 유형의 화학 결합 중 두 가지 극단적인 경우이며 실제로 대부분의 결합은 중간 결합입니다.
주기율표의 같거나 다른 주기의 반대쪽 끝에 위치한 두 원소의 화합물은 주로 이온 결합을 형성합니다. 한 주기 내에서 원소들이 서로 더 가까워질수록 화합물의 이온 성질은 감소하고 공유 결합 특성은 증가합니다. 예를 들어, 주기율표의 왼쪽에 있는 원소의 할로겐화물과 산화물은 주로 이온 결합을 형성합니다( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), 그리고 표 오른쪽에 있는 동일한 원소 화합물은 공유 결합입니다( H2O, CO2, NH3, NO2, CH4, 페놀 C6H5OH, 포도당 C6H12O6, 에탄올 C2H5OH).
공유 결합에는 또 다른 변형이 있습니다.
다원자 이온과 복잡한 생물학적 분자에서 두 전자는 모두 다음으로부터 나올 수 있습니다. 하나원자. 그것은이라고 기증자전자쌍. 이 전자쌍을 기증자와 공유하는 원자를 원자라고 합니다. 수용체전자쌍. 이러한 유형의 공유 결합을 조정(기증자-수용자, 또는여격) 의사소통(그림 5). 이러한 유형의 결합은 생물학과 의학에서 가장 중요합니다. 왜냐하면 신진대사에 가장 중요한 d-원소의 화학은 주로 배위 결합으로 설명되기 때문입니다.
무화과. 5.
일반적으로 복합 화합물에서 금속 원자는 전자쌍의 수용체 역할을 합니다. 반대로, 이온 결합과 공유 결합에서 금속 원자는 전자 공여체입니다.
공유 결합의 본질과 그 다양성(배위 결합)은 GN이 제안한 또 다른 산 및 염기 이론의 도움으로 명확해질 수 있습니다. 남자 이름. 그는 Brønsted-Lowry 이론에 따라 "산"과 "염기"라는 용어의 의미론적 개념을 다소 확장했습니다. 루이스의 이론은 착이온 형성의 본질과 친핵성 치환 반응, 즉 CS 형성에 물질이 참여하는 것을 설명합니다.
루이스에 따르면 산은 염기로부터 전자쌍을 받아 공유결합을 형성할 수 있는 물질이다. 루이스 염기(Lewis base)는 고독한 전자쌍을 갖고 있는 물질로, 전자를 주면서 루이스 산과 공유 결합을 형성합니다.
즉, 루이스의 이론은 산-염기 반응의 범위를 양성자가 전혀 참여하지 않는 반응까지 확장한 것입니다. 더욱이, 이 이론에 따르면 양성자 자체도 전자쌍을 받아들일 수 있기 때문에 산입니다.
따라서 이 이론에 따르면 양이온은 루이스 산이고 음이온은 루이스 염기입니다. 예를 들면 다음과 같은 반응이 있습니다.
공유 결합 분자에서는 금속 원자에서 수용체 원자로의 완전한 전자 전달이 일어나지 않기 때문에 물질을 이온 결합과 공유 결합으로 나누는 것은 상대적이라는 것이 위에서 언급되었습니다. 이온 결합을 갖는 화합물에서 각 이온은 반대 부호의 이온의 전기장에 있으므로 서로 극성을 띠고 껍질이 변형됩니다.
분극성이온의 전자 구조, 전하 및 크기에 의해 결정됩니다. 음이온의 경우 양이온보다 높습니다. 양이온 중 가장 높은 분극성은 전하가 더 크고 크기가 더 작은 양이온에 대한 것입니다. 예를 들어, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. 강한 편광 효과가 있음 N+ . 이온 분극의 영향은 양방향이기 때문에 이들이 형성하는 화합물의 특성을 크게 변화시킵니다.
세 번째 연결 유형은 다음과 같습니다.쌍극자-쌍극자 연결
나열된 유형의 통신 외에도 쌍극자-쌍극자 통신도 있습니다. 분자간상호 작용이라고도 함 반 데르 발스 .
이러한 상호작용의 강도는 분자의 성질에 따라 달라집니다.
상호 작용에는 세 가지 유형이 있습니다. 영구 쌍극자 - 영구 쌍극자( 쌍극자-쌍극자끌어 당김); 영구 쌍극자 - 유도 쌍극자( 유도끌어 당김); 순간 쌍극자 - 유도 쌍극자( 분산인력 또는 런던 세력; 쌀. 6).
쌀. 6.
극성 공유 결합을 가진 분자만이 쌍극자-쌍극자 모멘트를 갖습니다( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), 결합강도는 1~2이다. 데바야(1D = 3.338 × 10‑30 쿨롱 미터 - C × m).
생화학에는 또 다른 유형의 연결이 있습니다. 수소 제한적인 경우인 연결 쌍극자-쌍극자끌어 당김. 이 결합은 수소 원자와 작은 전기음성도 원자(주로 산소, 불소 및 질소) 사이의 인력에 의해 형성됩니다. 전기음성도가 유사한 큰 원자(예: 염소 및 황)의 경우 수소 결합이 훨씬 약합니다. 수소 원자는 한 가지 중요한 특징으로 구별됩니다. 결합 전자가 당겨지면 핵(양성자)이 노출되어 더 이상 전자에 의해 보호되지 않습니다.
따라서 원자는 큰 쌍극자로 변합니다.
반데르발스 결합과 달리 수소 결합은 분자간 상호작용뿐만 아니라 한 분자 내에서도 형성됩니다. 분자내수소 결합. 수소 결합은 생화학에서 중요한 역할을 합니다. 예를 들어 α-나선 형태의 단백질 구조를 안정화하거나 DNA의 이중 나선을 형성합니다(그림 7).
그림 7.
수소와 반데르발스 결합은 이온 결합, 공유 결합, 배위 결합보다 훨씬 약합니다. 분자간 결합의 에너지는 표에 표시되어 있습니다. 1.
1 번 테이블.분자간 힘의 에너지
메모: 분자간 상호작용의 정도는 용융 및 증발(비등) 엔탈피에 의해 반영됩니다. 이온성 화합물은 분자를 분리하는 것보다 이온을 분리하는 데 훨씬 더 많은 에너지가 필요합니다. 이온 화합물의 녹는 엔탈피는 분자 화합물의 녹는 엔탈피보다 훨씬 높습니다.
네 번째 연결 유형은 다음과 같습니다.금속 연결
마지막으로 또 다른 유형의 분자간 결합이 있습니다. 금속: 금속 격자의 양이온과 자유 전자의 연결. 이러한 유형의 연결은 생물학적 개체에서는 발생하지 않습니다.
결합 유형에 대한 간략한 검토를 통해 한 가지 세부 사항이 분명해졌습니다. 금속 원자 또는 이온(전자 기증자)과 원자(전자 수용체)의 중요한 매개 변수는 크기.
자세히 설명하지 않고 원자의 공유 결합 반경, 금속의 이온 반경 및 상호 작용하는 분자의 반 데르 발스 반경은 주기율표 그룹에서 원자 번호가 증가함에 따라 증가한다는 점에 주목합니다. 이 경우 이온 반경의 값이 가장 작고 반데르발스 반경의 값이 가장 큽니다. 일반적으로 그룹 아래로 이동하면 공유 원소와 반데르발스 원소 모두의 반경이 증가합니다.
생물학자와 의사에게 가장 중요한 것은 조정(기증자-수용자) 배위화학에 의해 고려되는 결합.
의료용 생물무기물. G.K. 바라쉬코프