Det er ingen enhetlig teori om kjemiske bindinger; kjemiske bindinger er konvensjonelt delt inn i kovalent (en universell type binding), ionisk (et spesialtilfelle av en kovalent binding), metallisk og hydrogen.
Kovalent binding
Dannelsen av en kovalent binding er mulig ved tre mekanismer: utveksling, donor-akseptor og dativ (Lewis).
I følge metabolsk mekanisme Dannelsen av en kovalent binding skjer på grunn av deling av vanlige elektronpar. I dette tilfellet har hvert atom en tendens til å tilegne seg et skall av en inert gass, dvs. oppnå et fullført eksternt energinivå. Dannelsen av en kjemisk binding etter utvekslingstype er avbildet ved hjelp av Lewis-formler, der hvert valenselektron i et atom er representert med prikker (fig. 1).
Ris. 1 Dannelse av en kovalent binding i HCl-molekylet ved utvekslingsmekanismen
Med utviklingen av teorien om atomstruktur og kvantemekanikk, er dannelsen av en kovalent binding representert som overlapping av elektroniske orbitaler (fig. 2).
Ris. 2. Dannelse av en kovalent binding på grunn av overlapping av elektronskyer
Jo større overlapping av atomorbitaler, jo sterkere binding, jo kortere bindingslengde, og jo større bindingsenergi. En kovalent binding kan dannes ved å overlappe forskjellige orbitaler. Som et resultat av overlappingen av s-s, s-p orbitaler, samt d-d, p-p, d-p orbitaler med laterale lober, oppstår dannelsen av bindinger. En binding dannes vinkelrett på linjen som forbinder kjernene til 2 atomer. En og en binding er i stand til å danne en multippel (dobbelt) kovalent binding, karakteristisk for organiske stoffer i klassen alkener, alkadiener, etc. En og to bindinger danner en multippel (trippel) kovalent binding, karakteristisk for organiske stoffer i klassen av alkyner (acetylener).
Dannelse av en kovalent binding ved giver-akseptor mekanisme La oss se på eksemplet med ammoniumkation:
NH3 + H+ = NH4+
7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Nitrogenatomet har et fritt enkelt elektronpar (elektroner som ikke er involvert i dannelsen av kjemiske bindinger i molekylet), og hydrogenkationen har en fri orbital, så de er henholdsvis en elektrondonor og -akseptor.
La oss vurdere dativmekanismen for kovalent bindingsdannelse ved å bruke eksemplet på et klormolekyl.
17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Kloratomet har både et fritt ensomt elektronpar og ledige orbitaler, derfor kan det vise egenskapene til både en donor og en akseptor. Derfor, når et klormolekyl dannes, fungerer det ene kloratomet som en donor og det andre som en akseptor.
Hoved egenskaper ved en kovalent binding er: metning (mettede bindinger dannes når et atom fester så mange elektroner til seg selv som dets valensevne tillater; umettede bindinger dannes når antallet festede elektroner er mindre enn atomets valensevne); retningsbestemt (denne verdien er relatert til molekylets geometri og konseptet "bindingsvinkel" - vinkelen mellom bindinger).
Ionebinding
Det er ingen forbindelser med en ren ionisk binding, selv om dette forstås som en kjemisk bundet tilstand av atomer der et stabilt elektronisk miljø av atomet skapes når den totale elektrontettheten er fullstendig overført til atomet til et mer elektronegativt element. Ionebinding er bare mulig mellom atomer av elektronegative og elektropositive elementer som er i tilstanden til motsatt ladede ioner - kationer og anioner.
DEFINISJON
Ion er elektrisk ladede partikler dannet ved fjerning eller tilsetning av et elektron til et atom.
Når du overfører et elektron, har metall- og ikke-metallatomer en tendens til å danne en stabil elektronskallkonfigurasjon rundt kjernen. Et ikke-metallatom lager et skall av den påfølgende inerte gassen rundt kjernen, og et metallatom lager et skall av den forrige inerte gassen (fig. 3).
Ris. 3. Dannelse av en ionisk binding ved å bruke eksempelet på et natriumkloridmolekyl
Molekyler der ioniske bindinger eksisterer i sin rene form, finnes i stoffets damptilstand. Ionebindingen er veldig sterk, og derfor har stoffer med denne bindingen et høyt smeltepunkt. I motsetning til kovalente bindinger, er ikke ioniske bindinger preget av retning og metning, siden det elektriske feltet skapt av ioner virker likt på alle ioner på grunn av sfærisk symmetri.
Metallkobling
Den metalliske bindingen realiseres bare i metaller - dette er interaksjonen som holder metallatomer i et enkelt gitter. Bare valenselektronene til metallatomene som tilhører hele volumet deltar i dannelsen av en binding. I metaller fjernes elektroner konstant fra atomer og beveger seg gjennom hele metallets masse. Metallatomer, fratatt elektroner, blir til positivt ladede ioner, som har en tendens til å akseptere bevegelige elektroner. Denne kontinuerlige prosessen danner den såkalte "elektrongassen" inne i metallet, som binder alle metallatomene fast sammen (fig. 4).
Den metalliske bindingen er sterk, derfor er metaller preget av et høyt smeltepunkt, og tilstedeværelsen av "elektrongass" gir metaller formbarhet og duktilitet.
Hydrogenbinding
En hydrogenbinding er en spesifikk intermolekylær interaksjon, fordi dens forekomst og styrke avhenger av stoffets kjemiske natur. Det dannes mellom molekyler der et hydrogenatom er bundet til et atom med høy elektronegativitet (O, N, S). Forekomsten av en hydrogenbinding avhenger av to årsaker: for det første har ikke hydrogenatomet assosiert med et elektronegativt atom elektroner og kan lett inkorporeres i elektronskyene til andre atomer, og for det andre har en valens s-orbital, hydrogenatom er i stand til å akseptere et ensomt par elektroner av et elektronegativt atom og danne en binding med det gjennom donor-akseptor-mekanismen.
Oppgave nr. 1
Velg to forbindelser som inneholder en ionisk kjemisk binding fra listen.
- 1. Ca(ClO 2) 2
- 2. HClO 3
- 3.NH4Cl
- 4. HClO 4
- 5.C1207
Svar: 13
I de aller fleste tilfeller kan tilstedeværelsen av en ionisk type binding i en forbindelse bestemmes av det faktum at dens strukturelle enheter samtidig inkluderer atomer av et typisk metall og atomer av et ikke-metall.
Basert på denne funksjonen fastslår vi at det er en ionisk binding i forbindelse nummer 1 - Ca(ClO 2) 2, fordi i formelen kan du se atomer av det typiske metallet kalsium og atomer av ikke-metaller - oksygen og klor.
Imidlertid er det ikke flere forbindelser som inneholder både metall- og ikke-metallatomer i denne listen.
Blant forbindelsene som er angitt i oppgaven er ammoniumklorid, hvor ionbindingen realiseres mellom ammoniumkationet NH 4 + og kloridionet Cl − .
Oppgave nr. 2
Fra listen som er gitt, velg to forbindelser der typen kjemisk binding er den samme som i fluormolekylet.
1) oksygen
2) nitrogenoksid (II)
3) hydrogenbromid
4) natriumjodid
Skriv ned numrene til de valgte forbindelsene i svarfeltet.
Svar: 15
Fluormolekylet (F2) består av to atomer av ett ikke-metallisk kjemisk element, derfor er den kjemiske bindingen i dette molekylet kovalent, ikke-polar.
En kovalent upolar binding kan bare realiseres mellom atomer av det samme ikke-metalliske kjemiske elementet.
Av de foreslåtte alternativene er det bare oksygen og diamant som har en kovalent ikke-polar type binding. Oksygenmolekylet er diatomisk, bestående av atomer av ett ikke-metallisk kjemisk element. Diamant har en atomstruktur og i sin struktur er hvert karbonatom, som er et ikke-metall, bundet til 4 andre karbonatomer.
Nitrogenoksid (II) er et stoff som består av molekyler dannet av atomer av to forskjellige ikke-metaller. Siden elektronegativiteten til forskjellige atomer alltid er forskjellig, er det delte elektronparet i et molekyl partisk mot det mer elektronegative elementet, i dette tilfellet oksygen. Dermed er bindingen i NO-molekylet polar kovalent.
Hydrogenbromid består også av diatomiske molekyler som består av hydrogen- og bromatomer. Det delte elektronparet som danner H-Br-bindingen forskyves mot det mer elektronegative bromatomet. Den kjemiske bindingen i HBr-molekylet er også polar kovalent.
Natriumjodid er et stoff med ionisk struktur dannet av et metallkation og et jodidanion. Bindingen i NaI-molekylet dannes ved overføring av et elektron fra 3 s-orbitaler av natriumatomet (natriumatomet omdannes til et kation) til underfylte 5 s-orbital av jodatomet (jodatomet blir til et anion). Denne kjemiske bindingen kalles ionisk.
Oppgave nr. 3
Velg to stoffer hvis molekyler danner hydrogenbindinger fra listen.
- 1. C2H6
- 2. C2H5OH
- 3.H2O
- 4. CH 3 OCH 3
- 5. CH 3 COCH 3
Skriv ned numrene til de valgte forbindelsene i svarfeltet.
Svar: 23
Forklaring:
Hydrogenbindinger oppstår i stoffer med molekylstruktur som inneholder kovalente bindinger H-O, H-N, H-F. De. kovalente bindinger av et hydrogenatom med atomer av tre kjemiske elementer med høyest elektronegativitet.
Dermed er det åpenbart hydrogenbindinger mellom molekyler:
2) alkoholer
3) fenoler
4) karboksylsyrer
5) ammoniakk
6) primære og sekundære aminer
7) flussyre
Oppgave nr. 4
Velg to forbindelser med ioniske kjemiske bindinger fra listen som følger med.
- 1.PCl 3
- 2.CO2
- 3. NaCl
- 4.H2S
- 5. MgO
Skriv ned numrene til de valgte forbindelsene i svarfeltet.
Svar: 35
Forklaring:
I de aller fleste tilfeller kan en konklusjon om tilstedeværelsen av en ionisk type binding i en forbindelse trekkes fra det faktum at de strukturelle enhetene til stoffet samtidig inkluderer atomer av et typisk metall og atomer av et ikke-metall.
Basert på denne funksjonen fastslår vi at det er en ionisk binding i forbindelser nummerert 3 (NaCl) og 5 (MgO).
Merk*
I tillegg til karakteristikken ovenfor, kan tilstedeværelsen av en ionisk binding i en forbindelse sies hvis dens strukturelle enhet inneholder et ammoniumkation (NH 4 +) eller dets organiske analoger - alkylammoniumkationer RNH 3 +, dialkylammonium R 2 NH 2 +, trialkylammoniumkationer R3NH+ eller tetraalkylammoniumR4N+, hvor R er et hydrokarbonradikal. For eksempel forekommer den ioniske typen binding i forbindelsen (CH 3) 4 NCl mellom kationet (CH 3) 4+ og kloridionet Cl −.
Oppgave nr. 5
Velg to stoffer med samme type struktur fra listen.
4) bordsalt
Skriv ned numrene til de valgte forbindelsene i svarfeltet.
Svar: 23
Oppgave nr. 8
Fra den foreslåtte listen velger du to stoffer med ikke-molekylær struktur.
2) oksygen
3) hvitt fosfor
5) silisium
Skriv ned numrene til de valgte forbindelsene i svarfeltet.
Svar: 45
Oppgave nr. 11
Fra den foreslåtte listen velger du to stoffer hvis molekyler inneholder en dobbeltbinding mellom karbon- og oksygenatomer.
3) formaldehyd
4) eddiksyre
5) glyserin
Skriv ned numrene til de valgte forbindelsene i svarfeltet.
Svar: 34
Oppgave nr. 14
Velg to stoffer med ioniske bindinger fra listen som følger med.
1) oksygen
3) karbonmonoksid (IV)
4) natriumklorid
5) kalsiumoksid
Skriv ned numrene til de valgte forbindelsene i svarfeltet.
Svar: 45
Oppgave nr. 15
Fra listen som følger med, velg to stoffer med samme type krystallgitter som en diamant.
1) silika SiO 2
2) natriumoksid Na 2 O
3) karbonmonoksid CO
4) hvit fosfor P 4
5) silisium Si
Skriv ned numrene til de valgte forbindelsene i svarfeltet.
Svar: 15
Oppgave nr. 20
Fra listen som vises, velg to stoffer hvis molekyler har én trippelbinding.
- 1. HCOOH
- 2.HCOH
- 3. C2H4
- 4. N 2
- 5. C2H2
Skriv ned numrene til de valgte forbindelsene i svarfeltet.
Svar: 45
Forklaring:
For å finne det riktige svaret, la oss tegne strukturformlene til forbindelsene fra listen presentert:
Dermed ser vi at det er en trippelbinding i nitrogen- og acetylenmolekyler. De. riktige svar 45
Oppgave nr. 21
Fra den foreslåtte listen velger du to stoffer hvis molekyler inneholder en kovalent ikke-polar binding.
1. Alkaliske jordmetaller er5) til s-elementer
6) til p-elementer
7) til d-elementer
8) til f - elementer
2. Hvor mange elektroner inneholder atomer av jordalkalimetaller på det ytre energinivået?
1) En 2) to 3) tre 4) fire
3. I kjemiske reaksjoner utviser aluminiumatomer
3) Oksiderende egenskaper 2) sure egenskaper
4) 3) restaurerende egenskaper 4) grunnleggende egenskaper
4. Samspillet mellom kalsium og klor er en reaksjon
1) Dekomponering 2) forbindelse 3) substitusjon 4) bytte
5. Molekylvekten til natriumbikarbonat er:
1) 84 2) 87 3) 85 4) 86
3. Hvilket atom er tyngre - jern eller silisium - og hvor mye?4. Bestem de relative molekylvektene til enkle stoffer: hydrogen, oksygen, klor, kobber, diamant (karbon). Husk hvilke av dem som består av diatomiske molekyler, og hvilke av atomer.
5.beregn de relative molekylmassene til følgende forbindelser: karbondioksid CO2 svovelsyre H2SO4 sukker C12H22O11 etylalkohol C2H6O marmor CaCPO3
6.I hydrogenperoksid er det ett hydrogenatom for hvert oksygenatom. Bestem formelen for hydrogenpreoksid hvis det er kjent at dens relative molekylvekt er 34. Hva er masseforholdet mellom hydrogen og oksygen i denne forbindelsen?
7. Hvor mange ganger er et karbondioksidmolekyl tyngre enn et oksygenmolekyl?
Vennligst hjelp meg, oppgave i 8. klasse.
"Kjemisk binding" er energien til ødeleggelse av gitteret til ioner _Ekul = Uresh. Grunnprinsipper for MO-metoden. Typer overlapping av atomære AOer. binding og antibinding MO-er med en kombinasjon av atomorbitaler s og s pz og pz px og px. H?C? C?H. ? - Frastøtingskoeffisient. Qeff =. Ao. Grunnleggende teorier om kjemisk binding.
"Typer kjemiske bindinger" - Stoffer med ioniske bindinger danner et ionisk krystallgitter. Atomer. Elektronegativitet. Kommunal utdanningsinstitusjon Lyceum nr. 18 kjemilærer Kalinina L.A. Ioner. For eksempel: Na1+ og Cl1-, Li1+ og F1-Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) . Hvis e - legges til, blir ionet negativt ladet. Atomrammen har høy styrke.
"The Life of Mendeleev" - 18. juli ble D.I. Mendeleev uteksaminert fra Tobolsk gymnasium. 9. august 1850 - 20. juni 1855 mens han studerte ved Pedagogisk Hovedinstitutt. "Hvis du ikke kjenner navn, vil kunnskapen om ting dø" K. Liney. Liv og arbeid til D.I. Mendeleev. Ivan Pavlovich Mendeleev (1783 - 1847), far til forskeren. Oppdagelsen av den periodiske loven.
"Typer kjemiske bindinger" - H3N. Al2O3. Materiens struktur." H2S. MgO. H2. Cu. Mg S.CS2. I. Skriv ned formlene til stoffene: 1.c.N.S. 2.s K.P.S. 3. med I.S. K.N.S. NaF. C.K.P.S. Bestem typen kjemisk binding. Hvilket av molekylene tilsvarer skjemaet: A A?
"Mendeleev" - Dobereiners triader av elementer. Gasser. Arbeid. Liv og vitenskapelig bragd. Periodisk system for grunnstoffer (lang form). Newlands "Law of Octaves" Vitenskapelig aktivitet. Løsninger. En ny fase av livet. Den andre versjonen av Mendeleevs system av elementer. En del av L. Meyers elementtabell. Oppdagelsen av den periodiske lov (1869).
"The Life and Work of Mendeleev" - Ivan Pavlovich Mendeleev (1783 - 1847), vitenskapsmannens far. 1834, 27. januar (6. februar) - D.I. Mendeleev ble født i byen Tobolsk, i Sibir. 1907, 20. januar (2. februar) D.I. Mendeleev døde av hjertelammelse. DI. Menedeleev (Sør-Kasakhstan-regionen, Shymkent by). Industri. Den 18. juli 1849 ble D.I. Mendeleev uteksaminert fra Tobolsk gymnasium.
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.
Styrken til en binding 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 til 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;