De viktigste egenskapene til en binding inkluderer: lengde, polaritet, dipolmoment, metning, retning, styrke og mangfold av bindingen.
Lenkelengde– er avstanden mellom atomkjernene i et molekyl. Bindingslengden bestemmes av størrelsen på kjernene og graden av overlapping av elektronskyene.
Bindingslengden i HF er 0,92∙10 -10, i HCl – 1,28∙10 -10 m. Jo kortere lengden er, desto sterkere er den kjemiske bindingen.
Bond angle (Bond angle) kall vinkelen mellom imaginære linjer som går gjennom kjernene til kjemisk bundne atomer. ∟HOH=104 0,5; ∟H2S=92,20; ∟H2Se =91 0,0.
Den viktigste egenskapen til en kjemisk binding er energi, definerer det styrke.
Bindingsstyrken er kvantitativt karakterisert av energien som brukes for å bryte den og måles i kJ per 1 mol stoff.
Derfor er bindingsstyrken kvantitativt preget av sublimeringsenergien E subl. stoffer og energi for dissosiasjon av et molekyl til atomer E diss. . Sublimasjonsenergi refererer til energien som brukes til å overføre et stoff fra en fast til en gassform. For diatomiske molekyler er bindingsenergien lik energien for dissosiasjon av molekylet til to atomer.
For eksempel, E diss. (og derfor E St.) i H 2 molekylet er 435 kJ/mol. I F 2-molekylet = 159 kJ/mol, i N 2-molekylet = 940 kJ/mol.
For ikke diatomiske, men polyatomiske molekyler av type AB n, gjennomsnittlig bindingsenergi
ved ABn =A+nB.
For eksempel energien som absorberes under prosessen
lik 924 kJ/mol.
Kommunikasjonsenergi
E OH = = = = 462 kJ/mol.
Konklusjoner om strukturen til molekyler og strukturen til et stoff er laget basert på resultatene oppnådd ved forskjellige metoder. I dette tilfellet brukes den innhentede informasjonen ikke bare om bindingslengder og energier, bindingsvinkler, men også andre egenskaper ved stoffet, for eksempel magnetiske, optiske, elektriske, termiske og andre.
Settet med eksperimentelt innhentede data om strukturen til materie utfyller og generaliserer resultatene av kvantekjemiske beregningsmetoder som bruker konseptet med den kvantemekaniske teorien om kjemisk binding. Kjemisk binding antas å være primært mediert av valenselektroner. For s- og p-elementer er valenselektronene elektronene til orbitalene til det ytre laget, og for d-elementene er elektronene s-orbitalene til det ytre laget og d-orbitalene til det pre-ytre laget. .
Naturen til den kjemiske bindingen.
En kjemisk binding dannes bare hvis, når atomer nærmer seg hverandre, den totale energien til systemet (E kin. + E pot.) avtar.
La oss vurdere naturen til en kjemisk binding ved å bruke eksemplet med det molekylære hydrogenionet H 2 +. (Det oppnås ved å bestråle hydrogenmolekyler med H 2 elektroner; i en gassutladning). For et så enkelt molekylært system er Schrödinger-ligningen mest nøyaktig løst.
I hydrogenionet H 2 + beveger ett elektron seg i feltet til to kjerner - protoner. Avstanden mellom kjernene er 0,106 nm, bindingsenergien (dissosiasjon til H-atomer og H + ion) er 255,7 kJ/mol. Det vil si at partikkelen er sterk.
I det molekylære ionet H 2 + er det to typer elektrostatiske krefter - tiltrekningskraften til et elektron til begge kjernene og frastøtningskraften mellom kjernene. Den frastøtende kraften manifesterer seg mellom de positivt ladede kjernene HA + og HA +, som kan representeres i form av følgende figur. 3. Den frastøtende kraften har en tendens til å skyve kjernene fra hverandre.
Ris. 3. Frastøtningskraften (a) og tiltrekningen (b) mellom to kjerner, som oppstår når de nærmer seg hverandre i avstander i størrelsesorden atomer.
Tiltrekningskrefter virker mellom det negativt ladede elektronet e - og de positivt ladede kjernene H + og H +. Et molekyl dannes hvis resultanten av tiltreknings- og frastøtingskreftene er null, det vil si at den gjensidige frastøtingen av kjerner må kompenseres av tiltrekningen av elektronet til kjernene. Slik kompensasjon avhenger av plasseringen av elektronet e - i forhold til kjernene (fig. 3 b og c). Det som her menes er ikke posisjonen til elektronet i rommet (som ikke kan bestemmes), men sannsynligheten for å finne elektronet i rommet. Plassering av elektrontetthet i rommet, tilsvarende fig. 3.b) fremmer konvergensen av kjerner, og den tilsvarende fig. 3.c) – frastøting av kjerner, siden i dette tilfellet er tiltrekningskreftene rettet i én retning og frastøtingen av kjerner ikke kompenseres. Det er altså et bindingsområde, når elektrontettheten er fordelt mellom kjernene, og et antibindings- eller antibindingsområde, når elektrontettheten er fordelt bak kjernene.
Hvis et elektron kommer inn i bindingsområdet, dannes det en kjemisk binding. Hvis elektronet faller inn i antibindingsområdet, dannes det ikke en kjemisk binding.
Avhengig av arten av elektrontetthetsfordelingen i bindingsområdet, skilles tre hovedtyper av kjemiske bindinger: kovalent, ionisk og metallisk. Disse bindingene forekommer ikke i sin rene form, og vanligvis er en kombinasjon av disse typer bindinger til stede i forbindelser.
Typer tilkoblinger.
I kjemi skilles følgende typer bindinger ut: kovalent, ionisk, metallisk, hydrogenbinding, van der Waals-binding, donor-akseptorbinding, dativbinding.
Kovalent binding
Når en kovalent binding dannes, deler atomer elektroner med hverandre. Et eksempel på en kovalent binding er den kjemiske bindingen i Cl 2-molekylet. Lewis (1916) foreslo først at i en slik binding deler hvert av de to kloratomene ett av sine ytre elektroner med det andre kloratomet. For å overlappe atomorbitaler må to atomer komme så nær hverandre som mulig. Et delt elektronpar danner en kovalent binding. Disse elektronene okkuperer samme orbital, og spinnene deres er rettet i motsatte retninger.
Dermed oppnås en kovalent binding ved å dele elektroner fra forskjellige atomer som et resultat av sammenkobling av elektroner med motsatte spinn.
Kovalent binding er en vanlig type binding. Kovalente bindinger kan forekomme ikke bare i molekyler, men også i krystaller. Det forekommer mellom identiske atomer (i molekyler av H 2, Cl 2, diamant) og mellom forskjellige atomer (i molekyler av H 2 O, NH 3 ...)
Mekanisme for dannelse av kovalente bindinger
La oss vurdere mekanismen ved å bruke eksemplet på dannelsen av H2-molekylet.
H+H=H2, ∆H=-436 kJ/mol
Kjernen til et fritt hydrogenatom er omgitt av en sfærisk symmetrisk elektronsky dannet av et 1s-elektron. Når atomer nærmer seg en viss avstand, overlapper deres elektronskyer (orbitaler) delvis (fig. 4).
Ris. 4. Mekanismen for bindingsdannelse i et hydrogenmolekyl.
Hvis hydrogenatomene som nærmer seg før de berøres har en avstand mellom kjernene på 0,106 nm, er denne avstanden 0,074 nm etter at elektronskyene overlapper hverandre.
Som et resultat dukker det opp en molekylær to-elektronsky mellom sentrene til kjernene, som har en maksimal elektrontetthet i rommet mellom kjernene. En økning i den negative ladningstettheten mellom kjerner favoriserer en sterk økning i tiltrekningskreftene mellom kjerner, noe som fører til frigjøring av energi. Jo større overlapping av elektronorbitaler er, desto sterkere er den kjemiske bindingen. Som et resultat av dannelsen av en kjemisk binding mellom to hydrogenatomer, når hver av dem den elektroniske konfigurasjonen av et edelgassatom - helium.
Det er to metoder som forklarer fra et kvantemekanisk synspunkt henholdsvis dannelsen av området for overlapping av elektronskyer og dannelsen av en kovalent binding. En av dem kalles BC (valensbindinger)-metoden, den andre MO (molekylære orbitaler).
Valensbindingsmetoden vurderer overlappingen av atomorbitaler til et utvalgt atompar. I MO-metoden betraktes molekylet som en helhet og fordelingen av elektrontetthet (fra ett elektron) er spredt over hele molekylet. Fra posisjonen til MO 2H i H 2 er koblet på grunn av tiltrekningen av kjerner til elektronskyen som ligger mellom disse kjernene.
Illustrasjon av en kovalent binding
Forbindelser er avbildet på forskjellige måter:
1). Bruke elektroner som prikker
I dette tilfellet er dannelsen av et hydrogenmolekyl vist med diagrammet
N∙ + N∙ → N: N
2). Bruke kvadratiske celler (orbitaler), som å plassere to elektroner med motsatte spinn i en molekylær kvantecelle
Dette diagrammet viser at det molekylære energinivået er lavere enn de opprinnelige atomnivåene, noe som betyr at den molekylære tilstanden til stoffet er mer stabil enn den atomære.
3). En kovalent binding er representert med en linje
For eksempel H – N. Denne linjen symboliserer et elektronpar.
Hvis en kovalent binding (ett vanlig elektronpar) oppstår mellom atomer, kalles det enkelt, hvis mer, så et multiplum dobbelt(to vanlige elektronpar), trippel(tre vanlige elektronpar). En enkeltbinding er representert med en linje, en dobbeltbinding med to linjer, og en trippelbinding med tre linjer.
Bindestreken mellom atomene viser at de har et generalisert elektronpar.
Klassifisering av kovalente bindinger
Avhengig av overlappingsretningen til elektronskyer, skilles σ-, π-, δ-bindinger. σ-bindingen oppstår når elektronskyer overlapper langs aksen som forbinder kjernene til samvirkende atomer.
Eksempler på σ-bindinger:
Ris. 5. Dannelse av en σ-binding mellom s-, p-, d- elektroner.
Et eksempel på dannelsen av en σ-binding når s-s-skyer overlapper er observert i hydrogenmolekylet.
π-bindingen oppstår når elektronskyene på hver side av aksen overlapper hverandre, og forbinder atomkjernene.
Ris. 6. Dannelse av π-binding mellom p-, d- elektroner.
δ-kobling oppstår når to d-elektronskyer plassert i parallelle plan overlapper hverandre. δ-bindingen er mindre sterk enn π-bindingen, og π-bindingen er mindre sterk enn σ-bindingen.
Egenskaper til kovalente bindinger
EN). Polaritet.
Det er to typer kovalente bindinger: ikke-polare og polare.
Når det gjelder en ikke-polar kovalent binding, er elektronskyen dannet av et felles elektronpar fordelt i rommet symmetrisk i forhold til atomkjernene. Et eksempel er diatomiske molekyler som består av atomer av ett grunnstoff: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2. Elektronparet deres tilhører likt begge atomene.
Når det gjelder en polar binding, forskyves elektronskyen som danner bindingen mot atomet med høyere relativ elektronegativitet.
Eksempler er følgende molekyler: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3 osv. Vurder dannelsen av et HCl-molekyl, som kan representeres ved følgende diagram
Elektronparet forskyves til kloratomet, pga den relative elektronegativiteten til kloratomet (2,83) er større enn for hydrogenatomet (2,1).
b). Metningsevne.
Atomers evne til å delta i dannelsen av et begrenset antall kovalente bindinger kalles metningen av en kovalent binding. Metningen av kovalente bindinger skyldes det faktum at bare elektroner fra eksterne energinivåer, det vil si et begrenset antall elektroner, deltar i kjemiske interaksjoner.
V) . Fokus og kovalent bindingshybridisering.
En kovalent binding er preget av retningsbestemmelse i rommet. Dette forklares av det faktum at elektronskyer har en viss form og deres maksimale overlapping er mulig ved en viss romlig orientering.
Retningen til en kovalent binding bestemmer den geometriske strukturen til molekyler.
For eksempel, for vann har den en trekantet form.
Ris. 7. Romlig struktur av et vannmolekyl.
Det er eksperimentelt fastslått at i et vannmolekyl H 2 O er avstanden mellom hydrogen- og oksygenkjernene 0,096 nm (96 pm). Vinkelen mellom linjene som går gjennom kjernene er 104,5 0. Dermed har vannmolekylet en vinkelform og strukturen kan uttrykkes i form av den presenterte figuren.
Hybridisering
Som eksperimentelle og teoretiske studier (Slater, Pauling) viser, under dannelsen av noen forbindelser, som BeCl 2, BeF 2, BeBr 2, er tilstanden til valenselektronene til et atom i et molekyl ikke beskrevet av ren s-, p-, d-bølgefunksjoner, men ved deres lineære kombinasjoner. Slike blandede strukturer kalles hybridorbitaler, og blandingsprosessen kalles hybridisering.
Som kvantekjemiske beregninger viser, er blanding av s- og p-orbitalene til et atom en prosess som er gunstig for dannelsen av et molekyl. I dette tilfellet frigjøres mer energi enn ved dannelse av bindinger som involverer rene s- og p-orbitaler. Derfor fører hybridiseringen av de elektroniske orbitalene til et atom til en stor reduksjon i systemets energi og følgelig en økning i stabiliteten til molekylet. Den hybridiserte orbitalen er mer forlenget på den ene siden av kjernen enn på den andre. Derfor vil elektrontettheten i området for overlapping av hybridskyen være større enn elektrontettheten i området for overlapping av s- og p-orbitalene separat, som et resultat av at bindingen dannet av elektronene til hybriden orbital er preget av større styrke.
Flere typer hybridtilstander forekommer. Når s- og p-orbitaler hybridiserer (kalt sp-hybridisering), oppstår to hybridorbitaler, plassert i en vinkel på 180 0 i forhold til hverandre. I dette tilfellet dannes en lineær struktur. Denne konfigurasjonen (strukturen) er kjent for de fleste jordalkalimetallhalogenider (for eksempel BeX 2, hvor X = Cl, F, Br), dvs. Bindingsvinkelen er 180 0 C.
Ris. 8. sp hybridisering
En annen type hybridisering, kalt sp 2-hybridisering (dannet fra en s og to p-orbitaler), fører til dannelsen av tre hybridorbitaler, som er plassert i en vinkel på 120 0 til hverandre. I dette tilfellet dannes en trigonal struktur av molekylet (eller en vanlig trekant) i rommet. Slike strukturer er kjent for forbindelsene BX3 (X=Cl, F, Br).
Ris. 9. sp 2 -hybridisering.
Ikke mindre vanlig er sp 3-hybridisering, som dannes av en s- og tre p-orbitaler. I dette tilfellet dannes fire hybridorbitaler, orientert i rommet symmetrisk til de fire toppunktene til tetraederet, det vil si at de er plassert i en vinkel på 109 0 28 ". Denne romlige posisjonen kalles tetraedrisk. Denne strukturen er kjent for molekyler NH 3, H 2 O og generelt for elementer fra perioden II. Skjematisk kan dets utseende i rommet vises i følgende figur
Ris. 10. Romlig arrangement av bindinger i ammoniakkmolekylet,
projisert på et fly.
Dannelsen av tetraedriske bindinger på grunn av sp 3 hybridisering kan representeres som følger (fig. 11):
Ris. 11. Dannelse av tetraedriske bindinger under sp 3 hybridisering.
Dannelsen av tetraedriske bindinger under sp 3 hybridisering ved å bruke eksemplet med et CCl 4 molekyl er vist i fig. 12.
Fig. 12. Dannelse av tetraedriske bindinger under sp 3 - hybridisering til CCl 4 molekyler
Hybridisering angår ikke bare s- og p-orbitaler. For å forklare de stereokjemiske elementene i III og påfølgende perioder, er det behov for å konstruere hybridorbitaler samtidig inkludert s-, p-, d- orbitaler.
Stoffer med kovalente bindinger inkluderer:
1. organiske forbindelser;
2. faste og flytende stoffer hvor det dannes bindinger mellom par av halogenatomer, samt mellom par av hydrogen-, nitrogen- og oksygenatomer, for eksempel H2;
3. elementer fra gruppe VI (for eksempel spiralkjeder av tellur), elementer fra gruppe V (for eksempel arsen), elementer fra gruppe IV (diamant, silisium, germanium);
4. forbindelser som overholder 8-N-regelen (som InSb, CdS, GaAs, CdTe), når deres bestanddeler er plassert i II-VI, III-V-grupper i det periodiske system.
I faste stoffer med kovalente bindinger kan det dannes forskjellige krystallstrukturer for samme stoff, hvis bindingsenergi er nesten den samme. For eksempel kan strukturen til ZnS være kubisk (sinkblende) eller sekskantet (wurtzitt). Arrangementet av de nærmeste naboene i sink blende og wurtzite er det samme, og den eneste og lille forskjellen i energiene til disse to strukturene bestemmes av arrangementet av atomene ved siden av de nærmeste. Denne evnen til noen stoffer kalles allotropi eller polymorfisme. Et annet eksempel på allotropi er silisiumkarbid, som har en rekke polytyper av forskjellige strukturer fra rent kubisk til sekskantet. Disse tallrike krystallinske modifikasjonene av ZnS, SiC eksisterer ved romtemperatur.
Ionebinding
Ionebinding er en elektrostatisk tiltrekningskraft mellom ioner med ladninger med motsatt fortegn (dvs. + og -).
Ideen om ionisk binding ble dannet på grunnlag av ideene til V. Kossel. Han foreslo (1916) at når to atomer samhandler, gir det ene opp og det andre aksepterer elektroner. Dermed dannes en ionisk binding ved overføring av ett eller flere elektroner fra ett atom til et annet. For eksempel, i natriumklorid, dannes en ionisk binding ved overføring av et elektron fra et natriumatom til et kloratom. Som et resultat av denne overføringen dannes et natriumion med en ladning på +1 og et kloridion med en ladning på -1. De blir tiltrukket av hverandre av elektrostatiske krefter, og danner et stabilt molekyl. Elektronoverføringsmodellen foreslått av Kossel lar en forklare dannelsen av slike forbindelser som litiumfluorid, kalsiumoksid og litiumoksid.
De mest typiske ioniske forbindelsene består av metallkationer som tilhører gruppene I og II i det periodiske systemet, og anioner av ikke-metalliske grunnstoffer som tilhører gruppene VI og VII.
Den enkle dannelsen av en ionisk forbindelse avhenger av den enkle dannelsen av dens bestanddeler kationer og anioner. Den enkle dannelsen er høyere, jo lavere ioniseringsenergi til atomdonerende elektroner (elektrondonor), og atomet som tilfører elektroner (elektronakseptor) har høyere affinitet for elektronet. Elektron affinitet er et mål på evnen til et atom til å få et elektron. Det kvantifiseres som endringen i energi som oppstår når ett mol enkeltladede anioner dannes fra ett mol atomer. Dette er det såkalte «første elektronaffinitet»-konseptet. Den andre elektronaffiniteten er energiendringen som oppstår når ett mol dobbeltladede anioner dannes fra ett mol enkeltladede anioner. Disse konseptene, det vil si ioniseringsenergi og elektronaffinitet, relaterer seg til gassformige stoffer og er kjennetegn ved atomer og ioner i gassform. Men det bør huskes at de fleste ioniske forbindelser er mest stabile i fast tilstand. Denne omstendigheten forklares av eksistensen av et krystallgitter i dem i fast tilstand. Spørsmålet melder seg. Hvorfor er ioniske forbindelser mer stabile i form av krystallgitter, og ikke i gassform? Svaret på dette spørsmålet er beregningen av energien til krystallgitteret, basert på den elektrostatiske modellen. I tillegg til dette er denne beregningen også en test av teorien om ionebinding.
For å beregne energien til et krystallgitter, er det nødvendig å bestemme arbeidet som må brukes på å ødelegge krystallgitteret med dannelse av gassformige ioner. For å utføre beregningen brukes ideen om kreftene til tiltrekning og frastøting. Uttrykket for den potensielle interaksjonsenergien til enkeltladede ioner oppnås ved å summere tiltrekningsenergien og frastøtningsenergien
E = E inn + E ut (1).
Energien til Coulomb-tiltrekning av ioner med motsatte fortegn tas som Eat, for eksempel Na + og Cl - for NaCl-forbindelsen
E innkommende = -e 2 /4πε 0 r (2),
siden fordelingen av elektronisk ladning i et fylt elektronskall er sfærisk symmetrisk. På grunn av frastøtingen som oppstår på grunn av Pauli-prinsippet når de fylte skallene til anion og kation overlapper, er avstanden som ionene kan nærme seg begrenset. Den frastøtende energien endres raskt med internnukleær avstand og kan skrives som følgende to omtrentlige uttrykk:
E ott = A/r n (n≈12) (3)
E ott = B∙exp(-r/ρ) (4),
hvor A og B er konstanter, r er avstanden mellom ioner, ρ er en parameter (karakteristisk lengde).
Det skal bemerkes at ingen av disse uttrykkene samsvarer med den komplekse kvantemekaniske prosessen som fører til frastøtning.
Til tross for den omtrentlige naturen til disse formlene, gjør de det mulig å ganske nøyaktig beregne og følgelig beskrive den kjemiske bindingen i molekylene til slike ioniske forbindelser som NaCl, KCl, CaO.
Siden det elektriske feltet til et ion har sfærisk symmetri (fig. 13), har en ionebinding, i motsetning til en kovalent binding, ingen retningsbestemt. Samspillet mellom to motsatt ladede ioner kompenseres av frastøtende krefter bare i retningen som forbinder sentrene til ionekjernene; i andre retninger skjer ikke kompensasjon av ionenes elektriske felt. Derfor er de i stand til å samhandle med andre ioner. Dermed er ikke ionbindingen mettbar.
Ris. 13. Sfærisk symmetri av det elektrostatiske feltet
motsatt belastede kostnader.
På grunn av ikke-retningsmessigheten og umettetheten til ioniske bindinger, er det energimessig mest gunstig når hvert ion er omgitt av maksimalt antall ioner med motsatt fortegn. På grunn av dette er den mest foretrukne formen for eksistens av en ionisk forbindelse en krystall. For eksempel, i en NaCl-krystall har hver kation seks anioner som sine nærmeste naboer.
Bare ved høye temperaturer i gassform eksisterer ioniske forbindelser i form av ikke-assosierte molekyler.
I ioniske forbindelser avhenger ikke koordinasjonstallet av den spesifikke elektroniske strukturen til atomene, som i kovalente forbindelser, men bestemmes av forholdet mellom størrelsene til ionene. Med et forhold mellom ioniske radier i området 0,41 - 0,73, observeres oktaedrisk koordinasjon av ioner, med et forhold på 0,73-1,37 - kubisk koordinasjon, etc.
Således, under normale forhold, er ioniske forbindelser krystallinske stoffer. Konseptet med to-ioniske molekyler, for eksempel NaCL, CsCl, gjelder ikke for dem. Hver krystall består av et stort antall ioner.
En ionisk binding kan representeres som en begrensende polar binding, for hvilken den effektive ladningen til atomet er nær enhet. For en rent kovalent upolar binding er den effektive ladningen til atomene null. I virkelige stoffer er rent ioniske og rent kovalente bindinger sjeldne. De fleste forbindelser har en bindingskarakter mellom ikke-polar kovalent og polar ionisk. Det vil si at i disse forbindelsene er den kovalente bindingen delvis ionisk av natur. Naturen til ioniske og kovalente bindinger i virkelige stoffer er presentert i figur 14.
Ris. 14. Ionisk og kovalent natur av bindingen.
Andelen av ionisk karakter av en binding kalles graden av ionisitet. Det er preget av de effektive ladningene til atomer i et molekyl. Graden av ionisitet øker med økende forskjell i elektronegativitet til atomene som danner den.
Metallkobling
I metallatomer holdes de ytre valenselektronene mye svakere enn i ikke-metallatomer. Dette fører til tap av forbindelse mellom elektroner og individuelle atomer i en tilstrekkelig lang periode og deres sosialisering. Et sosialisert ensemble av eksterne elektroner dannes. Eksistensen av et slikt elektronisk system fører til fremveksten av krefter som holder positive metallioner i en nær tilstand, til tross for deres ladning med samme navn. Denne bindingen kalles metallisk. En slik binding er bare karakteristisk for metall og eksisterer i stoffets faste og flytende tilstand. En metallbinding er en type kjemisk binding. Den er basert på sosialisering av eksterne elektroner, som mister forbindelsen med atomet og derfor kalles frie elektroner (fig. 15).
Ris. 15. Metallkobling.
Eksistensen av en metallisk binding bekreftes av følgende fakta. Alle metaller har høy termisk ledningsevne og høy elektrisk ledningsevne, noe som sikres ved tilstedeværelsen av frie elektroner. I tillegg bestemmer den samme omstendigheten den gode reflektiviteten til metaller for lysbestråling, deres glans og opasitet, høy duktilitet og positiv temperaturkoeffisient for elektrisk motstand.
Stabiliteten til krystallgitteret til metaller kan ikke forklares med slike typer bindinger som ioniske og kovalente. Ionebinding mellom metallatomer lokalisert på stedene til krystallgitteret er umulig, siden de har samme ladning. Kovalent binding mellom metallatomer er også usannsynlig, siden hvert atom har 8 til 12 nærmeste naboer, og dannelsen av kovalente bindinger med så mange delte elektronpar er ukjent.
Metallstrukturer er preget av det faktum at de har et ganske sjeldent arrangement av atomer (internukleære avstander er store) og et stort antall nærmeste naboer for hvert atom i krystallgitteret. Tabell 1 viser tre typiske metallstrukturer.
Tabell 1
Kjennetegn på strukturene til de tre vanligste metallene
Vi ser at hvert atom deltar i dannelsen av et stort antall bindinger (for eksempel med 8 atomer). Et så stort antall bindinger (med 8 eller 12 atomer) kan ikke lokaliseres samtidig i rommet. Forbindelsen må utføres på grunn av resonansen til vibrasjonsbevegelsen til de eksterne elektronene til hvert atom, som et resultat av at kollektiviseringen av alle eksterne elektroner i krystallen skjer med dannelsen av en elektrongass. I mange metaller, for å danne en metallisk binding, er det nok å ta ett elektron fra hvert atom. Dette er akkurat det som observeres for litium, som bare har ett elektron i sitt ytre skall. En litiumkrystall er et gitter av Li + ioner (kuler med en radius på 0,068 nm) omgitt av elektrongass.
Ris. 16. Ulike typer krystallinsk pakking: a-sekskantet tett pakking; b - ansiktssentrert kubisk pakking; c-kroppssentrert kubikkpakning.
Det er likheter mellom metalliske og kovalente bindinger. Det ligger i det faktum at begge typer bindinger er basert på deling av valenselektroner. Imidlertid forbinder en kovalent binding bare to tilstøtende atomer, og de delte elektronene er i umiddelbar nærhet til de bundne atomene. I en metallisk binding deltar flere atomer i å dele valenselektroner.
Dermed er konseptet med en metallisk binding uløselig knyttet til ideen om metaller som en samling positivt ladede ioniske kjerner med store gap mellom ionene fylt med elektrongass, mens systemet på makroskopisk nivå forblir elektrisk nøytralt.
I tillegg til typene kjemiske bindinger diskutert ovenfor, er det andre typer bindinger som er intermolekylære: hydrogenbinding, van der Waals-interaksjon, donor-akseptor-interaksjon.
Donor-akseptor-interaksjon av molekyler
Mekanismen for dannelse av en kovalent binding på grunn av to-elektronskyen til ett atom og den frie orbitalen til et annet kalles donor-akseptor. Et atom eller partikkel som gir en to-elektronsky for kommunikasjon kalles en donor. Et atom eller partikkel med en fri orbital som aksepterer dette elektronparet kalles en akseptor.
Hovedtyper av intermolekylære interaksjoner. Hydrogenbinding
Mellom valensmettede molekyler, ved avstander som overstiger partikkelstørrelsen, kan det oppstå elektrostatiske krefter av intermolekylær tiltrekning. De kalles van der Waals-styrker. Van der Waals-interaksjonen eksisterer alltid mellom atomer med tett avstand, men spiller en viktig rolle bare i fravær av sterkere bindingsmekanismer. Denne svake interaksjonen med en karakteristisk energi på 0,2 eV/atom skjer mellom nøytrale atomer og mellom molekyler. Navnet på samspillet er assosiert med navnet på van der Waals, siden det var han som først foreslo at tilstandsligningen, tatt i betraktning den svake interaksjonen mellom gassmolekyler, beskriver egenskapene til virkelige gasser mye bedre enn ligningen til tilstanden til en ideell gass. Imidlertid ble naturen til denne attraktive kraften forklart først i 1930 av London. For tiden er følgende tre typer interaksjoner klassifisert som van der Waals-attraksjon: orienterende, induktiv og dispersiv (London-effekten). Energien til van der Waals-attraksjonen bestemmes av summen av orienterings-, induktiv- og dispersjonsinteraksjoner.
E innkommende = E eller + E ind + E disp (5).
Orienteringsinteraksjon (eller dipol-dipol-interaksjon) skjer mellom polare molekyler, som når de nærmer seg, dreier (orienterer) seg mot hverandre med motsatte poler slik at den potensielle energien til molekylsystemet blir minimal. Jo større dipolmomentet til molekylene μ og jo mindre avstanden l er mellom dem, jo mer signifikant er energien til orienteringsinteraksjonen:
E eller = -(μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),
hvor ε 0 er den elektriske konstanten.
Induktiv interaksjon er assosiert med prosessene for polarisering av molekyler av omgivende dipoler. Det er mer signifikant, jo høyere polariserbarhet α til et ikke-polart molekyl og jo større dipolmoment μ til et polart molekyl
E ind = -(αμ 2)/ (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7).
Polariserbarheten α til et ikke-polart molekyl kalles deformasjon, siden den er assosiert med deformasjonen av partikkelen, mens μ karakteriserer forskyvningen av elektronskyen og kjernene i forhold til deres tidligere posisjoner.
Dispersjonsinteraksjon (London-effekten) forekommer i alle molekyler, uavhengig av deres struktur og polaritet. På grunn av det øyeblikkelige misforholdet mellom tyngdepunktene til ladningene til elektronskyen og kjernene, dannes det en øyeblikkelig dipol, som induserer øyeblikkelige dipoler i andre partikler. Bevegelsen av øyeblikkelige dipoler blir konsistent. Som et resultat opplever nabopartikler gjensidig tiltrekning. Energien til dispersjonsinteraksjon avhenger av ioniseringsenergien E I og polariserbarheten til molekylene α
E disp = - (E I 1 ∙E I 2)∙ α 1 α 2 /(E I 1 +E I 2) l 6 (8).
Hydrogenbindingen er mellomliggende mellom valens og intermolekylære interaksjoner. Hydrogenbindingsenergien er lav, 8–80 kJ/mol, men høyere enn van der Waals-interaksjonsenergien. Hydrogenbinding er karakteristisk for væsker som vann, alkoholer og syrer og er forårsaket av et positivt polarisert hydrogenatom. Små størrelser og fravær av indre elektroner gjør at et hydrogenatom som er tilstede i en væske i enhver forbindelse, kan inngå ytterligere interaksjon med et negativt polarisert atom til et annet eller det samme molekylet som ikke er kovalent bundet til det
A δ- - H δ+…. A δ- - H δ+.
Det vil si at det oppstår en assosiasjon av molekyler. Assosiasjonen av molekyler fører til en reduksjon i flyktighet, en økning i kokepunktet og fordampningsvarmen, og en økning i væskers viskositet og dielektriske konstant.
Vann er et spesielt egnet stoff for hydrogenbinding fordi molekylet har to hydrogenatomer og to ensomme par på oksygenatomet. Dette bestemmer det høye dipolmomentet til molekylet (μ D = 1,86 D) og evnen til å danne fire hydrogenbindinger: to som en protondonor og to som en protonakseptor
(H 2 O….N – O…H 2 O) 2 ganger.
Det er kjent fra eksperimenter at med en endring i molekylvekt i rekken av hydrogenforbindelser av elementer fra den tredje og påfølgende perioden, øker kokepunktet. Hvis dette mønsteret brukes på vann, bør kokepunktet ikke være 100 0 C, men 280 0 C. Denne motsetningen bekrefter eksistensen av en hydrogenbinding i vann.
Eksperimenter har vist at molekylære assosiater dannes i væske og spesielt i fast vann. Is har et tetraedrisk krystallgitter. I midten av tetraederet er det et oksygenatom av ett vannmolekyl; ved de fire toppunktene er det oksygenatomer til nabomolekyler, som er forbundet med deres nærmeste naboer med hydrogenbindinger. I flytende vann blir hydrogenbindinger delvis ødelagt, og i strukturen er det en dynamisk likevekt mellom molekylære assosiater og frie molekyler.
Valensbindingsmetode
Teorien om valensbindinger, eller lokaliserte elektronpar, antyder at hvert par atomer i et molekyl holdes sammen av ett eller flere delte elektronpar. I valensbindingsteorien er en kjemisk binding lokalisert mellom to atomer, det vil si at den er to-senter og to-elektron.
Valensbindingsmetoden er basert på følgende grunnleggende prinsipper:
Hvert par atomer i et molekyl holdes sammen av ett eller flere delte elektronpar;
En enkelt kovalent binding er dannet av to elektroner med antiparallelle spinn plassert på valensorbitalene til bindingsatomene;
Når en binding dannes, overlapper elektronenes bølgefunksjoner, noe som fører til en økning i elektrontettheten mellom atomer og en reduksjon i den totale energien til systemet;
Kjemisk forbindelse.
Øvelser.
1. Bestem typen kjemisk binding i følgende stoffer:
Substans | Fosforklorid | Svovelsyre | |||
Kommunikasjonstype | |||||
Substans | Bariumoksid | ||||
Kommunikasjonstype |
2. Understreke stoffer der MELLOM molekyler finnes Hydrogenbinding:
svoveldioksid; is; ozon; etanol; etylen; eddiksyre; hydrogenfluorid.
3. Hvordan påvirker de bindingslengde, styrke og polaritet- atomradier, deres elektronegativitet, bindingsmangfold?
EN) Jo større radier atomer som danner en binding, altså lenkelengde _______
b) Jo høyere multiplisitet (enkelt, dobbelt eller trippel) bindinger, så det er styrke ____________________
V) Jo større elektronegativitetsforskjell mellom to atomer, polariteten til bindingen ____________
4. Sammenligne lengde, styrke og polaritet til bindinger i molekyler:
a) bindingslengde: HCl ___HBr
b) bindingsstyrke PH3_______NH3
c) polariteten til CCl4-bindingen ______CH4
d) bindingsstyrke: N2 _______O2
e) bindingslengde mellom karbonatomer i etylen og acetylen: __________
f) polaritet av bindinger i NH3_________H2O
Tester. A4 Kjemisk binding.
1. Valensen til et atom er
1) antall kjemiske bindinger dannet av et gitt atom i en forbindelse
2) oksidasjonstilstand for atomet
3) antall elektroner gitt eller mottatt
4) antall elektroner som mangler for å få elektronkonfigurasjonen til nærmeste inerte gass
A. Når en kjemisk binding dannes, frigjøres alltid energi
B. Energien til en dobbeltbinding er mindre enn energien til en enkeltbinding.
1) bare A er sann 2) bare B er sann 3) begge vurderingene er korrekte 4) begge vurderingene er feil
3. I stoffer dannet ved å kombinere identisk atomer, kjemisk binding
1) ionisk 2) kovalent polar 3) hydrogen 4) kovalent upolar
4. Forbindelser med en kovalent polar og kovalent upolar binding er hhv
1) vann og hydrogensulfid 2) kaliumbromid og nitrogen
5. På grunn av det delte elektronparet dannes en kjemisk binding i forbindelsen
1) KI 2) HBr 3) Li2O 4) NaBr
6. Velg et par stoffer der alle bindinger er kovalente:
1) NaCl, HCl 2) CO2, BaO 3) CH3Cl, CH3Na 4) SO2, NO2
7. Et stoff med en polar kovalent binding har formelen
1) KCl 2) HBr 3) P4 4) CaCl2
8. Forbindelse med en ionisk kjemisk binding
1) fosforklorid 2) kaliumbromid 3) nitrogenoksid (II) 4) barium
9. I ammoniakk og bariumklorid er den kjemiske bindingen hhv
1) ionisk og kovalent polar 2) kovalent ikke-polar og ionisk 3) kovalent polar og ionisk 4) kovalent ikke-polar og metallisk
10. Stoffer med kovalent polar binding er
1) svoveloksid (IV) 2) oksygen 3) kalsiumhydrid 4) diamant
11. Hvilken serie viser stoffer med kun polare kovalente bindinger:
1) CH4 H2 Cl2 2) NH3 HBr CO2 3) PCl3 KCl CCl4 4) H2S SO2 LiF
12. Hvilken serie viser stoffer med bare ioniske bindinger:
1) F2O LiF SF4 2) PCl3 NaCl CO2 3) KF Li2O BaCl2 4) CaF2 CH4 CCl4
13. Det dannes en forbindelse med en ionebinding når du samhandler
1) CH4 og O2 2) NH3 og HCl 3) C2H6 og HNO3 4) SO3 og H2O
14. I hvilket stoff er alle kjemiske bindinger kovalente upolare?
1) Diamant 2) Karbonmonoksid (IV) 3) Gull 4) Metan
15. Forbindelsen dannet mellom elementer med serienummer 15 og 53
1) ionisk 2) metall
3) kovalent ikke-polar 4) kovalent polar
16. Hydrogenbinding er formet mellom molekyler
1) etan 2) benzen 3) hydrogen 4) etanol
17. Hvilket stoff inneholder hydrogenbindinger?
1) Hydrogensulfid 2) Is 3) Hydrogenbromid 4) Benzen
18. Hvilket stoff inneholder både ioniske og kovalente kjemiske bindinger?
1) Natriumklorid 2) Hydrogenklorid 3) Natriumsulfat 4) Fosforsyre
19. Den kjemiske bindingen i molekylet har en mer uttalt ionisk karakter
1) litiumbromid 2) kobberklorid 3) kalsiumkarbid 4) kaliumfluorid
20. Tre vanlige elektronpar danner en kovalent binding i molekylet av 1) nitrogen 2) hydrogensulfid 3) metan 4) klor
21. Hvor mange elektroner er involvert i dannelsen av kjemiske bindinger i et vannmolekyl?4) 18
22. Molekylet inneholder fire kovalente bindinger: 1) CO2 2) C2H4 3) P4 4) C3H4
23. Antall bindinger i molekyler øker i en serie
1) CHCl3, CH4 2) CH4, SO3 3) CO2, CH4 4) SO2, NH3
24. I hvilken forbindelse dannes en kovalent binding mellom atomer? ved donor-akseptor-mekanisme? 1) KCl 2) CCl4 3) NH4Cl 4) CaCl2
25. Hvilket av følgende molekyler krever minst energi for å brytes ned til atomer? 1) HI 2) H2 3) O2 4) CO
26. Angi molekylet der bindingsenergien er høyest:
1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F
27. Angi molekylet der den kjemiske bindingen er sterkest:
1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI
28. Angi en serie preget av en økning i lengden på en kjemisk binding
1) O2, N2, F2, Cl2 2)N2, O2, F2, Cl2 3)F2, N2, O2, Cl2 4)N2, O2, Cl2, F2
29. Lengden på E-O-bindingen øker i serien
1) silisiumoksid (IV), karbonoksid (IV)
2) svovel(IV)oksid, tellur(IV)oksid
3) strontiumoksid, berylliumoksid
4) svoveloksid(IV), karbonmonoksid(IV)
30. I serien forekommer CH4 – SiH4 øke
1) bindingsstyrke 2) oksidative egenskaper
3) bindingslengder 4) bindingspolariteter
31. I hvilken rad er molekylene ordnet i rekkefølge etter økende polaritet av bindinger?
1) HF, HCl, HBr 2) H2Se, H2S, H2O 3) NH3, PH3, AsH3 4) CO2, CS2, CSe2
32. Den mest polare kovalente bindingen i et molekyl er:
1) CH4 2) CF4 3) CCl4 4) CBr4
33. Angi serien der polariteten øker:
1)AgF, F2, HF 2)Cl2, HCl, NaCl 3)CuO, CO, O2 4) KBr, NaCl, KF
Kovalent kjemisk binding, dens varianter og mekanismer for dannelse. Kjennetegn på kovalente bindinger (polaritet og bindingsenergi). Ionebinding. Metallkobling. Hydrogenbinding.
1. I ammoniakk og bariumklorid er den kjemiske bindingen hhv
1) ionisk og kovalent polar
2) kovalent polar og ionisk
3) kovalent upolar og metallisk
4) kovalent upolar og ionisk
2. Stoffer med bare ioniske bindinger er oppført i følgende serie:
1) F2, CCl4, KS1
2) NaBr, Na20, KI
3. En forbindelse med en ionebinding dannes ved interaksjon
3) C2H6 og HNO3
4. I hvilken serie har alle stoffer en polar kovalent binding?
1) HCl, NaCl. Cl2
4) NaBr. HBr. CO
5. I hvilke serier er formlene til stoffer med kun kovalent polar
1) C12, NO2, HC1
6. Kovalent upolar binding er karakteristisk for
1) C12 2) SO3 3) CO 4) SiO2
7. Et stoff med en polar kovalent binding er
1) C12 2) NaBr 3) H2S 4) MgCl2
8. Et stoff med kovalent binding er
1) CaC12 2) MgS 3) H2S 4) NaBr
9. Et stoff med en kovalent upolar binding har formelen
1) NH3 2) Cu 3) H2S 4) I2
10. Stoffer med ikke-polare kovalente bindinger er
1) vann og diamant
2) hydrogen og klor
3) kobber og nitrogen
4) brom og metan
11. En kjemisk binding dannes mellom atomer med samme relative elektronegativitet
2) kovalent polar
3) kovalent upolar
4) hydrogen
12. Kovalente polare bindinger er karakteristiske for
1) KC1 2) HBr 3) P4 4) CaCl2
13. Et kjemisk grunnstoff i atomet hvor elektronene er fordelt mellom lagene som følger: 2, 8, 8, 2 danner en kjemisk binding med hydrogen
1) kovalent polar
2) kovalent upolar
4) metall
14. I molekylet av hvilket stoff har bindingen mellom karbonatomer lengst lengde?
1) acetylen 2) etan 3) eten 4) benzen
15. Tre vanlige elektronpar danner en kovalent binding i et molekyl
2) hydrogensulfid
16. Hydrogenbindinger dannes mellom molekyler
1) dimetyleter
2) metanol
3) etylen
4) etylacetat
17. Bindingspolaritet er mest uttalt i molekylet
1) HI 2) HC1 3) HF 4) NVg
18. Stoffer med ikke-polare kovalente bindinger er
1) vann og diamant
2) hydrogen og klor
3) kobber og nitrogen
4) brom og metan
19. Hydrogenbinding er ikke typisk for stoffet
1) H2O 2) CH4 3) NH3 4) CH3OH
20. En kovalent polar binding er karakteristisk for hver av de to stoffene hvis formler er
2) CO2 og K2O
4) CS2 og RS15
21. Den svakeste kjemiske bindingen i et molekyl
1) fluor 2) klor 3) brom 4) jod
22. Hvilket stoff har den lengste kjemiske bindingen i molekylet sitt?
1) fluor 2) klor 3) brom 4) jod
23. Hvert av stoffene som er angitt i serien har kovalente bindinger:
1) C4H10, NO2, NaCl
2) CO, CuO, CH3Cl
4) C6H5NO2, F2, CC14
24. Hvert av stoffene som er angitt i serien har en kovalent binding:
1) CaO, C3H6, S8
2) Fe. NaNO3,CO
3) N2, CuCO3, K2S
4) C6H5N02, SO2, CHC13
25. Hvert av stoffene som er angitt i serien har en kovalent binding:
1) C3H4, NO, Na2O
2) CO, CH3C1, PBr3
3) Р2Оз, NaHSO4, Cu
4) C6H5NO2, NaF, CC14
26. Hvert av stoffene som er angitt i serien har kovalente bindinger:
1) C3Ha, NO2, NaF
2) KS1, CH3Cl, C6H12O6
3) P205, NaHS04, Ba
4) C2H5NH2, P4, CH3OH
27. Bindingspolaritet er mest uttalt i molekyler
1) hydrogensulfid
3) fosfin
4) hydrogenklorid
28. I molekylet av hvilket stoff er de kjemiske bindingene sterkest?
29. Blant stoffene NH4Cl, CsCl, NaNO3, PH3, HNO3 - antall forbindelser med ioniske bindinger er likt
30. Blant stoffene (NH4)2SO4, Na2SO4, CaI2, I2, CO2 - antall forbindelser med kovalent binding er likt
Svar: 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
Hvert atom har et visst antall elektroner.
Når de inngår kjemiske reaksjoner, donerer, får eller deler atomer elektroner, og oppnår den mest stabile elektroniske konfigurasjonen. Konfigurasjonen med lavest energi (som i edelgassatomer) viser seg å være den mest stabile. Dette mønsteret kalles "oktettregelen" (fig. 1).
Ris. 1.
Denne regelen gjelder for alle typer tilkoblinger. Elektroniske forbindelser mellom atomer lar dem danne stabile strukturer, fra de enkleste krystallene til komplekse biomolekyler som til slutt danner levende systemer. De skiller seg fra krystaller i deres kontinuerlige metabolisme. Samtidig foregår mange kjemiske reaksjoner i henhold til mekanismene elektronisk overføring, som spiller en kritisk rolle i energiprosesser i kroppen.
En kjemisk binding er kraften som holder sammen to eller flere atomer, ioner, molekyler eller en kombinasjon av disse.
Naturen til en kjemisk binding er universell: det er en elektrostatisk tiltrekningskraft mellom negativt ladede elektroner og positivt ladede kjerner, bestemt av konfigurasjonen av elektronene til det ytre skallet av atomer. Et atoms evne til å danne kjemiske bindinger kalles valens, eller oksidasjonstilstand. Konseptet av valenselektroner- elektroner som danner kjemiske bindinger, det vil si lokalisert i orbitalene med høyest energi. Følgelig kalles det ytre skallet til atomet som inneholder disse orbitalene valens skall. For øyeblikket er det ikke nok å indikere tilstedeværelsen av en kjemisk binding, men det er nødvendig å avklare typen: ionisk, kovalent, dipol-dipol, metallisk.
Den første typen tilkobling erionisk forbindelse
I følge Lewis og Kossels elektroniske valensteori kan atomer oppnå en stabil elektronisk konfigurasjon på to måter: For det første ved å miste elektroner, bli kationer, for det andre å anskaffe dem, bli til anioner. Som et resultat av elektronoverføring, på grunn av den elektrostatiske tiltrekningskraften mellom ioner med ladninger av motsatte fortegn, dannes en kjemisk binding, kalt av Kossel " elektrovalent"(nå kalt ionisk).
I dette tilfellet danner anioner og kationer en stabil elektronisk konfigurasjon med et fylt ytre elektronskall. Typiske ioniske bindinger dannes fra kationer T- og II-grupper i det periodiske systemet og anioner av ikke-metalliske elementer i gruppene VI og VII (henholdsvis 16 og 17 undergrupper, kalkogener Og halogener). Bindingene til ioniske forbindelser er umettede og ikke-retningsbestemte, så de beholder muligheten for elektrostatisk interaksjon med andre ioner. I fig. Figur 2 og 3 viser eksempler på ionebindinger som tilsvarer Kossel-modellen for elektronoverføring.
Ris. 2.
Ris. 3. Ionebinding i et molekyl av bordsalt (NaCl)
Her er det hensiktsmessig å huske noen egenskaper som forklarer oppførselen til stoffer i naturen, spesielt vurdere ideen om syrer Og grunner.
Vandige løsninger av alle disse stoffene er elektrolytter. De skifter farge annerledes indikatorer. Virkningsmekanismen til indikatorer ble oppdaget av F.V. Ostwald. Han viste at indikatorer er svake syrer eller baser, hvis farge er forskjellig i de udissosierte og dissosierte tilstandene.
Baser kan nøytralisere syrer. Ikke alle baser er løselige i vann (for eksempel er noen organiske forbindelser som ikke inneholder OH-grupper uløselige, spesielt trietylamin N(C 2 H 5) 3); løselige baser kalles alkalier.
Vandige løsninger av syrer gjennomgår karakteristiske reaksjoner:
a) med metalloksider - med dannelse av salt og vann;
b) med metaller - med dannelse av salt og hydrogen;
c) med karbonater - med dannelse av salt, CO 2 og N 2 O.
Egenskapene til syrer og baser er beskrevet av flere teorier. I samsvar med teorien til S.A. Arrhenius, en syre er et stoff som dissosieres for å danne ioner N+ , mens basen danner ioner HAN-. Denne teorien tar ikke hensyn til eksistensen av organiske baser som ikke har hydroksylgrupper.
I samsvar med proton I følge teorien til Brønsted og Lowry er en syre et stoff som inneholder molekyler eller ioner som donerer protoner ( givere protoner), og en base er et stoff som består av molekyler eller ioner som aksepterer protoner ( akseptere protoner). Legg merke til at i vandige løsninger eksisterer hydrogenioner i hydratisert form, det vil si i form av hydroniumioner H3O+ . Denne teorien beskriver reaksjoner ikke bare med vann og hydroksidioner, men også de som utføres i fravær av et løsningsmiddel eller med et ikke-vandig løsningsmiddel.
For eksempel i reaksjonen mellom ammoniakk N.H. 3 (svak base) og hydrogenklorid i gassfasen, dannes fast ammoniumklorid, og i en likevektsblanding av to stoffer er det alltid 4 partikler, hvorav to er syrer, og de to andre er baser:
Denne likevektsblandingen består av to konjugerte par syrer og baser:
1)N.H. 4+ og N.H. 3
2) HCl Og Cl ‑
Her, i hvert konjugert par, skiller syren og basen seg med ett proton. Hver syre har en konjugert base. En sterk syre har en svak konjugert base, og en svak syre har en sterk konjugert base.
Brønsted-Lowry-teorien hjelper til med å forklare vanns unike rolle for biosfærens liv. Vann, avhengig av stoffet som interagerer med det, kan vise egenskapene til enten en syre eller en base. For eksempel, i reaksjoner med vandige løsninger av eddiksyre, er vann en base, og i reaksjoner med vandige løsninger av ammoniakk er det en syre.
1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO-. Her donerer et eddiksyremolekyl et proton til et vannmolekyl;
2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + HAN-. Her aksepterer et ammoniakkmolekyl et proton fra et vannmolekyl.
Dermed kan vann danne to konjugerte par:
1) H2O(syre) og HAN- (konjugert base)
2) H 3 O+ (syre) og H2O(konjugert base).
I det første tilfellet donerer vann et proton, og i det andre aksepterer det det.
Denne egenskapen kalles amfiprotonisme. Stoffer som kan reagere som både syrer og baser kalles amfoterisk. Slike stoffer finnes ofte i levende natur. For eksempel kan aminosyrer danne salter med både syrer og baser. Derfor danner peptider lett koordinasjonsforbindelser med metallionene som er tilstede.
En karakteristisk egenskap til en ionisk binding er således den fullstendige bevegelsen av bindingselektronene til en av kjernene. Dette betyr at mellom ionene er det et område hvor elektrontettheten er nesten null.
Den andre typen tilkobling erkovalent forbindelse
Atomer kan danne stabile elektroniske konfigurasjoner ved å dele elektroner.
En slik binding dannes når et elektronpar deles én om gangen fra alle atom. I dette tilfellet er de delte bindingselektronene fordelt likt mellom atomene. Eksempler på kovalente bindinger inkluderer homonukleær diatomisk molekyler H 2 , N 2 , F 2. Samme type forbindelse finnes i allotroper O 2 og ozon O 3 og for et polyatomisk molekyl S 8 og også heteronukleære molekyler hydrogenklorid HCl, karbondioksid CO 2, metan CH 4, etanol MED 2 N 5 HAN svovelheksafluorid SF 6, acetylen MED 2 N 2. Alle disse molekylene deler de samme elektronene, og bindingene deres er mettet og rettet på samme måte (fig. 4).
Det er viktig for biologer at dobbelt- og trippelbindinger har reduserte kovalente atomradier sammenlignet med en enkeltbinding.
Ris. 4. Kovalent binding i et Cl 2-molekyl.
Ioniske og kovalente typer bindinger er to ekstreme tilfeller av de mange eksisterende typene kjemiske bindinger, og i praksis er de fleste bindinger mellomliggende.
Forbindelser av to elementer lokalisert i motsatte ender av samme eller forskjellige perioder i det periodiske systemet danner hovedsakelig ioniske bindinger. Når elementer beveger seg nærmere hverandre i løpet av en periode, reduseres den ioniske naturen til forbindelsene deres, og den kovalente karakteren øker. For eksempel danner halogenidene og oksidene til grunnstoffene på venstre side av det periodiske systemet hovedsakelig ioniske bindinger ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), og de samme forbindelsene av elementer på høyre side av tabellen er kovalente ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH glukose C6H12O6 etanol C2H5OH).
Den kovalente bindingen har på sin side en modifikasjon til.
I polyatomiske ioner og i komplekse biologiske molekyler kan begge elektronene bare komme fra en atom. Det kalles giver elektronpar. Et atom som deler dette elektronparet med en donor kalles akseptor elektronpar. Denne typen kovalent binding kalles koordinering (donor-akseptor, ellerdativ) kommunikasjon(Fig. 5). Denne typen bindinger er viktigst for biologi og medisin, siden kjemien til de d-elementene som er viktigst for metabolismen i stor grad beskrives av koordinasjonsbindinger.
Fig. 5.
Som regel fungerer metallatomet i en kompleks forbindelse som en akseptor for et elektronpar; tvert imot, i ioniske og kovalente bindinger er metallatomet en elektrondonor.
Essensen av den kovalente bindingen og dens variasjon - koordinasjonsbindingen - kan avklares ved hjelp av en annen teori om syrer og baser foreslått av GN. Lewis. Han utvidet noe det semantiske konseptet med begrepene "syre" og "base" i henhold til Brønsted-Lowry-teorien. Lewis teori forklarer arten av dannelsen av komplekse ioner og deltakelsen av stoffer i nukleofile substitusjonsreaksjoner, det vil si i dannelsen av CS.
Ifølge Lewis er en syre et stoff som er i stand til å danne en kovalent binding ved å akseptere et elektronpar fra en base. En Lewis-base er et stoff som har et ensomt elektronpar, som ved å donere elektroner danner en kovalent binding med Lewis-syre.
Det vil si at Lewis sin teori utvider rekkevidden av syre-base-reaksjoner også til reaksjoner der protoner ikke deltar i det hele tatt. Dessuten er selve protonet, ifølge denne teorien, også en syre, siden det er i stand til å akseptere et elektronpar.
Derfor, ifølge denne teorien, er kationene Lewis-syrer og anionene er Lewis-baser. Et eksempel kan være følgende reaksjoner:
Det ble bemerket ovenfor at delingen av stoffer i ioniske og kovalente er relativ, siden fullstendig elektronoverføring fra metallatomer til akseptoratomer ikke forekommer i kovalente molekyler. I forbindelser med ioniske bindinger er hvert ion i det elektriske feltet til ioner med motsatt fortegn, så de er gjensidig polarisert, og skallene deres deformeres.
Polariserbarhet bestemt av den elektroniske strukturen, ladningen og størrelsen på ionet; for anioner er det høyere enn for kationer. Den høyeste polariserbarheten blant kationer er for kationer med større ladning og mindre størrelse, for eksempel, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Har en sterk polariserende effekt N+ . Siden påvirkningen av ionepolarisering er toveis, endrer den egenskapene til forbindelsene de danner betydelig.
Den tredje typen tilkobling erdipol-dipol forbindelse
I tillegg til de listede kommunikasjonstypene er det også dipol-dipol intermolekylært interaksjoner, også kalt van der Waals .
Styrken til disse interaksjonene avhenger av molekylenes natur.
Det er tre typer interaksjoner: permanent dipol - permanent dipol ( dipol-dipol tiltrekning); permanent dipol - indusert dipol ( induksjon tiltrekning); øyeblikkelig dipol - indusert dipol ( dispersive attraksjon, eller London-styrker; ris. 6).
Ris. 6.
Bare molekyler med polare kovalente bindinger har et dipol-dipolmoment ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), og bindingsstyrken er 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10-30 coulomb meter - C × m).
I biokjemi er det en annen type forbindelse - hydrogen forbindelse som er et begrensende tilfelle dipol-dipol tiltrekning. Denne bindingen dannes av tiltrekningen mellom et hydrogenatom og et lite elektronegativt atom, oftest oksygen, fluor og nitrogen. Med store atomer som har lignende elektronegativitet (som klor og svovel), er hydrogenbindingen mye svakere. Hydrogenatomet utmerker seg ved en betydelig egenskap: når bindingselektronene trekkes bort, blir kjernen - protonet - eksponert og er ikke lenger skjermet av elektroner.
Derfor blir atomet til en stor dipol.
En hydrogenbinding, i motsetning til en van der Waals-binding, dannes ikke bare under intermolekylære interaksjoner, men også innenfor ett molekyl - intramolekylært Hydrogenbinding. Hydrogenbindinger spiller en viktig rolle i biokjemi, for eksempel for å stabilisere strukturen til proteiner i form av en a-helix, eller for dannelsen av en dobbel helix av DNA (fig. 7).
Fig.7.
Hydrogen- og van der Waals-bindinger er mye svakere enn ioniske, kovalente og koordinasjonsbindinger. Energien til intermolekylære bindinger er angitt i tabellen. 1.
Tabell 1. Energi av intermolekylære krefter
Merk: Graden av intermolekylære interaksjoner reflekteres av entalpien for smelting og fordampning (koking). Ioneforbindelser krever betydelig mer energi for å skille ioner enn for å skille molekyler. Entalpien for smelting av ioniske forbindelser er mye høyere enn for molekylære forbindelser.
Den fjerde typen tilkobling ermetallforbindelse
Til slutt er det en annen type intermolekylære bindinger - metall: kobling av positive ioner av et metallgitter med frie elektroner. Denne typen sammenheng forekommer ikke i biologiske objekter.
Fra en kort gjennomgang av bindingstyper blir en detalj klar: en viktig parameter for et metallatom eller ion - en elektrondonor, så vel som et atom - en elektronakseptor, er dens størrelse.
Uten å gå i detaljer, legger vi merke til at de kovalente radiene til atomer, ioniske radier av metaller og van der Waals-radiene til interagerende molekyler øker når deres atomnummer øker i grupper av det periodiske systemet. I dette tilfellet er verdiene til ioneradiene de minste, og van der Waals-radiene er de største. Som regel, når du beveger deg nedover i gruppen, øker radiene til alle elementene, både kovalente og van der Waals.
Av størst betydning for biologer og leger er koordinasjon(giver-akseptor) bindinger vurdert av koordinasjonskjemi.
Medisinsk bioinorganisk stoff. G.K. Barashkov