De viktigaste egenskaperna hos en bindning inkluderar: längd, polaritet, dipolmoment, mättnad, riktning, styrka och mångfald av bindningen.
Länklängd– är avståndet mellan kärnorna av atomer i en molekyl. Bindningslängden bestäms av storleken på kärnorna och graden av överlappning av elektronmolnen.
Bindningslängden i HF är 0,92∙10 -10, i HCl – 1,28∙10 -10 m Ju kortare dess längd, desto starkare är den kemiska bindningen.
Bond angle (Bond angle) kalla vinkeln mellan imaginära linjer som passerar genom kärnorna av kemiskt bundna atomer. ∟HOH=104 0,5; ∟H2S=92,20; ∟H2Se =91 0,0.
Den viktigaste egenskapen hos en kemisk bindning är energi, definierar det styrka.
Styrkan hos en bindning kännetecknas kvantitativt av energin som går åt för att bryta den och mäts i kJ per 1 mol ämne.
Därför kännetecknas bindningsstyrkan kvantitativt av sublimeringsenergin E subl. ämnen och energi för dissociation av en molekyl till atomer E diss. . Sublimeringsenergi hänvisar till den energi som går åt för att övergå ett ämne från ett fast till ett gasformigt tillstånd. För diatomiska molekyler är bindningsenergin lika med energin för dissociation av molekylen i två atomer.
Till exempel E diss. (och därför E St.) i H2-molekylen är 435 kJ/mol. I F 2-molekylen = 159 kJ/mol, i N 2-molekylen = 940 kJ/mol.
För inte diatomiska, utan polyatomiska molekyler av typ AB n, den genomsnittliga bindningsenergin
genom ABn=A+nB.
Till exempel energin som absorberas under processen
lika med 924 kJ/mol.
Kommunikationsenergi
EOH = = = = 462 kJ/mol.
Slutsatser om molekylers struktur och ett ämnes struktur dras utifrån de resultat som erhållits med olika metoder. I det här fallet används den erhållna informationen inte bara om bindningslängder och energier, bindningsvinklar, utan även andra egenskaper hos ämnet, såsom magnetiska, optiska, elektriska, termiska och andra.
Uppsättningen av experimentellt erhållna data om materiens struktur kompletterar och generaliserar resultaten av kvantkemiska beräkningsmetoder som använder konceptet med den kvantmekaniska teorin om kemisk bindning. Kemisk bindning tros primärt förmedlas av valenselektroner. För s- och p-element är valenselektronerna elektronerna i det yttre skiktets orbitaler, och för d-element är elektronerna s-orbitalerna i det yttre skiktet och d-orbitalerna i det för-yttre skiktet. .
Den kemiska bindningens natur.
En kemisk bindning bildas endast om, när atomer närmar sig varandra, den totala energin i systemet (E kin. + E pot.) minskar.
Låt oss överväga arten av en kemisk bindning med hjälp av exemplet med den molekylära vätejonen H 2 +. (Det erhålls genom att bestråla vätemolekyler med H 2 elektroner; i en gasurladdning). För ett så enkelt molekylärt system är Schrödinger-ekvationen mest exakt löst.
I vätejonen H 2 + rör sig en elektron i fältet av två kärnor - protoner. Avståndet mellan kärnorna är 0,106 nm, bindningsenergin (dissociation till H-atomer och H+-jon) är 255,7 kJ/mol. Det vill säga att partikeln är hållbar.
I molekyljonen H 2 + finns det två typer av elektrostatiska krafter - attraktionskraften för en elektron till båda kärnorna och repulsionskraften mellan kärnorna. Den frånstötande kraften manifesterar sig mellan de positivt laddade kärnorna HA + och HA +, vilket kan representeras i form av följande figur. 3. Den frånstötande kraften tenderar att trycka isär kärnorna från varandra.
Ris. 3. Repulsionskraften (a) och attraktionen (b) mellan två kärnor, som uppstår när de närmar sig varandra på avstånd i storleksordningen atomer.
Attraktionskrafter verkar mellan den negativt laddade elektronen e− och de positivt laddade kärnorna H+ och H+. En molekyl bildas om resultatet av attraktions- och repulsionskrafterna är noll, det vill säga den ömsesidiga repulsionen av kärnor måste kompenseras av attraktionen av elektronen till kärnorna. Sådan kompensation beror på platsen för elektronen e - i förhållande till kärnorna (fig. 3 b och c). Det som här avses är inte elektronens position i rymden (som inte går att bestämma), utan sannolikheten att hitta elektronen i rymden. Plats för elektrondensitet i rymden, motsvarande fig. 3.b) främjar konvergensen av kärnor, och motsvarande Fig. 3.c) – avstötning av kärnor, eftersom i detta fall attraktionskrafterna är riktade i en riktning och avstötningen av kärnor inte kompenseras. Det finns alltså en bindande region, när elektrontätheten är fördelad mellan kärnorna, och en antibindande eller antibindande region, när elektrontätheten är fördelad bakom kärnorna.
Om en elektron kommer in i bindningsområdet bildas en kemisk bindning. Om elektronen faller in i antibindningsområdet bildas inte en kemisk bindning.
Beroende på arten av elektrondensitetsfördelningen i bindningsområdet särskiljs tre huvudtyper av kemiska bindningar: kovalenta, joniska och metalliska. Dessa bindningar förekommer inte i sin rena form, och vanligtvis finns en kombination av dessa typer av bindningar i föreningar.
Typer av anslutningar.
Inom kemin särskiljs följande typer av bindningar: kovalent, jonisk, metallisk, vätebindning, van der Waals-bindning, donator-acceptorbindning, dativbindning.
Kovalent bindning
När en kovalent bindning bildas delar atomer elektroner med varandra. Ett exempel på en kovalent bindning är den kemiska bindningen i Cl 2-molekylen. Lewis (1916) föreslog först att i en sådan bindning delar var och en av de två kloratomerna en av sina yttre elektroner med den andra kloratomen. För att överlappa atomära orbitaler måste två atomer komma så nära varandra som möjligt. Ett delat elektronpar bildar en kovalent bindning. Dessa elektroner upptar samma orbital, och deras snurr är riktade i motsatta riktningar.
Således åstadkoms en kovalent bindning genom att dela elektroner från olika atomer som ett resultat av parning av elektroner med motsatta spinn.
Kovalent bindning är en vanlig typ av bindning. Kovalenta bindningar kan förekomma inte bara i molekyler utan också i kristaller. Det förekommer mellan identiska atomer (i molekyler av H 2, Cl 2, diamant) och mellan olika atomer (i molekyler av H 2 O, NH 3 ...)
Mekanism för kovalent bindning
Låt oss överväga mekanismen med hjälp av exemplet på bildandet av H2-molekylen.
H+H=H2, ∆H=-436 kJ/mol
Kärnan i en fri väteatom är omgiven av ett sfäriskt symmetriskt elektronmoln bildat av en 1s-elektron. När atomer närmar sig ett visst avstånd överlappar deras elektronmoln (orbitaler) delvis (Fig. 4).
Ris. 4. Mekanismen för bindningsbildning i en vätemolekyl.
Om de väteatomer som närmar sig före beröring har ett avstånd mellan kärnorna på 0,106 nm, är detta avstånd 0,074 nm efter att elektronmolnen överlappar varandra.
Som ett resultat uppstår ett molekylärt tvåelektronmoln mellan kärnornas centra, som har en maximal elektrondensitet i utrymmet mellan kärnorna. En ökning av den negativa laddningstätheten mellan kärnor gynnar en kraftig ökning av attraktionskrafterna mellan kärnor, vilket leder till frigöring av energi. Ju större överlappning av elektronorbitaler är, desto starkare är den kemiska bindningen. Som ett resultat av bildandet av en kemisk bindning mellan två väteatomer når var och en av dem den elektroniska konfigurationen av en ädelgasatom - helium.
Det finns två metoder som förklarar, ur en kvantmekanisk synvinkel, bildandet av området för överlappning av elektronmoln respektive bildandet av en kovalent bindning. En av dem kallas BC (valensbindningar)-metoden, den andra MO (molekylära orbitaler).
Valensbindningsmetoden beaktar överlappningen av atomära orbitaler för ett utvalt atompar. I MO-metoden betraktas molekylen som en helhet och fördelningen av elektrondensitet (från en elektron) sprids över hela molekylen. Från positionen för MO 2H i H 2 är anslutna på grund av attraktionen av kärnor till elektronmolnet som ligger mellan dessa kärnor.
Illustration av en kovalent bindning
Anslutningar skildras på olika sätt:
1). Använder elektroner som prickar
I detta fall visas bildandet av en vätemolekyl av diagrammet
N∙ + N∙ → N: N
2). Att använda kvadratiska celler (orbitaler), som att placera två elektroner med motsatta spinn i en molekylär kvantcell
Detta diagram visar att den molekylära energinivån är lägre än de ursprungliga atomnivåerna, vilket betyder att ämnets molekylära tillstånd är mer stabilt än atomären.
3). En kovalent bindning representeras av en linje
Till exempel H – N. Denna linje symboliserar ett elektronpar.
Om en kovalent bindning (ett gemensamt elektronpar) uppstår mellan atomer, kallas det enda, om fler, så en multipel dubbel(två vanliga elektronpar), trippel-(tre vanliga elektronpar). En enkelbindning representeras av en linje, en dubbelbindning av två linjer och en trippelbindning av tre linjer.
Strecket mellan atomerna visar att de har ett generaliserat elektronpar.
Klassificering av kovalenta bindningar
Beroende på överlappningsriktningen för elektronmoln, urskiljs σ-, π-, δ-bindningar. σ-bindningen uppstår när elektronmoln överlappar varandra längs axeln som förbinder kärnorna av interagerande atomer.
Exempel på σ-bindningar:
Ris. 5. Bildning av en σ-bindning mellan s-, p-, d- elektroner.
Ett exempel på bildandet av en σ-bindning när s-s-moln överlappar varandra observeras i vätemolekylen.
π-bindningen uppstår när elektronmolnen på vardera sidan av axeln överlappar varandra och förbinder atomernas kärnor.
Ris. 6. Bildning av π-bindning mellan p-, d- elektroner.
δ-koppling uppstår när två d-elektronmoln placerade i parallella plan överlappar varandra. δ-bindningen är mindre stark än π-bindningen, och π-bindningen är mindre stark än σ-bindningen.
Egenskaper för kovalenta bindningar
A). Polaritet.
Det finns två typer av kovalenta bindningar: opolära och polära.
I fallet med en opolär kovalent bindning är elektronmolnet som bildas av ett gemensamt elektronpar fördelat i rymden symmetriskt i förhållande till atomkärnorna. Ett exempel är diatomiska molekyler som består av atomer av ett grundämne: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2. Deras elektronpar tillhör båda atomerna lika mycket.
I fallet med en polär bindning förskjuts elektronmolnet som bildar bindningen mot atomen med högre relativ elektronegativitet.
Exempel är följande molekyler: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3, etc. Överväg bildningen av en HCl-molekyl, som kan representeras av följande diagram
Elektronparet förskjuts till kloratomen, eftersom den relativa elektronegativiteten för kloratomen (2,83) är större än den för väteatomen (2,1).
b). Mättnadsförmåga.
Atomers förmåga att delta i bildandet av ett begränsat antal kovalenta bindningar kallas mättnaden av en kovalent bindning. Mättnaden av kovalenta bindningar beror på det faktum att endast elektroner från externa energinivåer, det vill säga ett begränsat antal elektroner, deltar i kemiska interaktioner.
V) . Fokus och kovalent bindningshybridisering.
En kovalent bindning kännetecknas av riktning i rymden. Detta förklaras av det faktum att elektronmoln har en viss form och deras maximala överlappning är möjlig vid en viss rumslig orientering.
Riktningen för en kovalent bindning bestämmer den geometriska strukturen hos molekyler.
Till exempel, för vatten har den en triangulär form.
Ris. 7. Rumslig struktur hos en vattenmolekyl.
Det har experimentellt fastställts att i en vattenmolekyl H 2 O är avståndet mellan väte- och syrekärnorna 0,096 nm (96 pm). Vinkeln mellan linjerna som passerar genom kärnorna är 104,5 0. Sålunda har vattenmolekylen en vinkelform och dess struktur kan uttryckas i form av den presenterade figuren.
Hybridisering
Som experimentella och teoretiska studier (Slater, Pauling) visar, under bildningen av vissa föreningar, såsom BeCl 2, BeF 2, BeBr 2, beskrivs tillståndet för valenselektronerna hos en atom i en molekyl inte av ren s-, p-, d-vågsfunktioner, men genom deras linjära kombinationer . Sådana blandade strukturer kallas hybridorbitaler, och blandningsprocessen kallas hybridisering.
Som kvantkemiska beräkningar visar är blandning av en atoms s- och p-orbitaler en process som är gynnsam för bildandet av en molekyl. I detta fall frigörs mer energi än vid bildandet av bindningar som involverar rena s- och p-orbitaler. Därför leder hybridiseringen av en atoms elektroniska orbitaler till en stor minskning av systemets energi och följaktligen en ökning av molekylens stabilitet. Den hybridiserade orbitalen är mer långsträckt på ena sidan av kärnan än på den andra. Därför kommer elektrontätheten i området för överlappning av hybridmolnet att vara större än elektrontätheten i området för överlappning av s- och p-orbitaler separat, vilket resulterar i vilken bindning som bildas av elektronerna i hybriden orbital kännetecknas av större styrka.
Flera typer av hybridtillstånd förekommer. När s- och p-orbitaler hybridiserar (kallad sp-hybridisering) uppstår två hybridorbitaler som ligger i en vinkel på 180 0 i förhållande till varandra. I detta fall bildas en linjär struktur. Denna konfiguration (struktur) är känd för de flesta alkaliska jordartsmetallhalider (till exempel BeX 2, där X = Cl, F, Br), dvs. Bindningsvinkeln är 180 0 C.
Ris. 8. sp-hybridisering
En annan typ av hybridisering, kallad sp 2-hybridisering (bildad av en s och två p-orbitaler), leder till bildandet av tre hybridorbitaler, som ligger i en vinkel på 120 0 mot varandra. I detta fall bildas en trigonal struktur av molekylen (eller en vanlig triangel) i rymden. Sådana strukturer är kända för föreningarna BX3 (X=Cl, F, Br).
Ris. 9. sp 2 -hybridisering.
Inte mindre vanligt är sp 3 hybridisering, som bildas av en s- och tre p-orbitaler. I det här fallet bildas fyra hybridorbitaler, orienterade i rymden symmetriskt till tetraederns fyra hörn, det vill säga de är belägna i en vinkel på 109 0 28 ". Denna rumsliga position kallas tetraedrisk. Denna struktur är känd för molekyler NH 3, H 2 O och i allmänhet för element av II-perioden Schematiskt kan dess utseende i rymden visas i följande figur
Ris. 10. Rumsligt arrangemang av bindningar i ammoniakmolekylen,
projiceras på ett plan.
Bildandet av tetraedriska bindningar på grund av sp 3-hybridisering kan representeras enligt följande (fig. 11):
Ris. 11. Bildning av tetraedriska bindningar under sp 3 hybridisering.
Bildandet av tetraedriska bindningar under sp3-hybridisering med exemplet med en CCl4-molekyl visas i fig. 12.
Fig. 12. Bildning av tetraedriska bindningar under sp 3 - hybridisering till CCl 4-molekyler
Hybridisering berör inte bara s- och p-orbitaler. För att förklara de stereokemiska elementen i III och efterföljande perioder finns det ett behov av att konstruera hybridorbitaler samtidigt inklusive s-, p-, d-orbitaler.
Ämnen med kovalenta bindningar inkluderar:
1. Organiska föreningar;
2. fasta och flytande ämnen i vilka bindningar bildas mellan par av halogenatomer, samt mellan par av väte-, kväve- och syreatomer, till exempel H2;
3. grundämnen i grupp VI (till exempel spiralkedjor av tellur), grundämnen i grupp V (till exempel arsenik), grundämnen i grupp IV (diamant, kisel, germanium).
4. föreningar som följer 8-N-regeln (såsom InSb, CdS, GaAs, CdTe), när deras beståndsdelar finns i grupperna II-VI, III-V i det periodiska systemet.
I fasta ämnen med kovalenta bindningar kan olika kristallstrukturer bildas för samma ämne, vars bindningsenergi är nästan densamma. Till exempel kan strukturen av ZnS vara kubisk (zincblende) eller hexagonal (wurtzite). Arrangemanget av de närmaste grannarna i zinkblandning och wurtzite är detsamma, och den enda och lilla skillnaden i energierna för dessa två strukturer bestäms av arrangemanget av atomerna bredvid de närmaste. Denna förmåga hos vissa ämnen kallas allotropi eller polymorfism. Ett annat exempel på allotropi är kiselkarbid, som har ett antal polytyper av olika strukturer från rent kubisk till hexagonal. Dessa många kristallina modifikationer av ZnS, SiC existerar vid rumstemperatur.
Jonbindning
Jonbindning är en elektrostatisk attraktionskraft mellan joner med laddningar av motsatt tecken (dvs + och -).
Idén om jonisk bindning bildades på grundval av idéerna från V. Kossel. Han föreslog (1916) att när två atomer interagerar ger en upp och den andra accepterar elektroner. Således bildas en jonbindning genom överföring av en eller flera elektroner från en atom till en annan. Till exempel, i natriumklorid, bildas en jonbindning genom överföring av en elektron från en natriumatom till en kloratom. Som ett resultat av denna överföring bildas en natriumjon med en laddning av +1 och en kloridjon med en laddning av -1. De attraheras av varandra av elektrostatiska krafter och bildar en stabil molekyl. Elektronöverföringsmodellen som föreslagits av Kossel tillåter en att förklara bildandet av sådana föreningar som litiumfluorid, kalciumoxid och litiumoxid.
De mest typiska jonföreningarna består av metallkatjoner som tillhör grupperna I och II i det periodiska systemet och anjoner av icke-metalliska grundämnen som tillhör grupperna VI och VII.
Hur lätt det är att bilda en jonisk förening beror på hur lätt det är att bilda katjoner och anjoner. Lättheten att bilda är högre, desto lägre joniseringsenergi har de atomdonerande elektronerna (elektrondonatorn), och atomen som adderar elektroner (elektronacceptorn) har en högre affinitet för elektronen. Elektronaffinitetär ett mått på en atoms förmåga att få en elektron. Det kvantifieras som förändringen i energi som uppstår när en mol enkelladdade anjoner bildas från en mol atomer. Detta är det så kallade "första elektronaffinitetskonceptet". Den andra elektronaffiniteten är energiförändringen som uppstår när en mol dubbelladdade anjoner bildas av en mol enkelladdade anjoner. Dessa begrepp, det vill säga joniseringsenergi och elektronaffinitet, relaterar till gasformiga ämnen och är egenskaper hos atomer och joner i gasformigt tillstånd. Men man bör komma ihåg att de flesta joniska föreningar är mest stabila i fast tillstånd. Denna omständighet förklaras av förekomsten av ett kristallgitter i dem i fast tillstånd. En fråga uppstår. Varför är jonföreningar trots allt mer stabila i form av kristallgitter, och inte i gasformigt tillstånd? Svaret på denna fråga är beräkningen av energin hos kristallgittret, baserat på den elektrostatiska modellen. Utöver detta är denna beräkning också ett test av teorin om jonbindning.
För att beräkna energin hos ett kristallgitter är det nödvändigt att bestämma det arbete som måste läggas på att förstöra kristallgittret med bildandet av gasformiga joner. För att utföra beräkningen används idén om krafterna för attraktion och avstötning. Uttrycket för den potentiella energin för växelverkan mellan enkelladdade joner erhålls genom att summera attraktionsenergin och repulsionsenergin
E = E in + E ut (1).
Energin från Coulomb-attraktionen av joner med motsatta tecken tas som Äta, till exempel Na + och Cl - för NaCl-föreningen
E inkommande = -e 2 /4πε 0 r (2),
eftersom fördelningen av elektronisk laddning i ett fyllt elektronskal är sfäriskt symmetrisk. På grund av avstötningen som uppstår på grund av Pauli-principen när anjonens och katjonens fyllda skal överlappar varandra, är avståndet till vilket jonerna kan närma sig begränsat. Den frånstötande energin förändras snabbt med internt kärnavstånd och kan skrivas som följande två ungefärliga uttryck:
E ott = A/r n (n≈12) (3)
E ott = B∙exp(-r/ρ) (4),
där A och B är konstanter, r är avståndet mellan joner, ρ är en parameter (karakteristisk längd).
Det bör noteras att inget av dessa uttryck motsvarar den komplexa kvantmekaniska processen som leder till repulsion.
Trots den ungefärliga karaktären hos dessa formler gör de det möjligt att ganska exakt beräkna och följaktligen beskriva den kemiska bindningen i molekylerna av sådana joniska föreningar som NaCl, KCl, CaO.
Eftersom det elektriska fältet hos en jon har sfärisk symmetri (Fig. 13), har en jonbindning, till skillnad från en kovalent bindning, ingen riktning. Interaktionen mellan två motsatt laddade joner kompenseras av repulsiva krafter endast i den riktning som förbinder jonkärnornas centra i andra riktningar, kompensation av jonernas elektriska fält sker inte. Därför kan de interagera med andra joner. Sålunda är jonbindningen inte mättbar.
Ris. 13. Sfärisk symmetri av det elektrostatiska fältet
motsatsdebiterade avgifter.
På grund av att jonbindningar inte är riktade och omättade är det energimässigt mest fördelaktigt när varje jon är omgiven av det maximala antalet joner av motsatt tecken. På grund av detta är den mest föredragna formen av existens av en jonisk förening en kristall. Till exempel, i en NaCl-kristall har varje katjon sex anjoner som sina närmaste grannar.
Endast vid höga temperaturer i gasform existerar joniska föreningar i form av oassocierade molekyler.
I joniska föreningar beror koordinationstalet inte på atomernas specifika elektroniska struktur, som i kovalenta föreningar, utan bestäms av förhållandet mellan jonernas storlek. Med ett förhållande av joniska radier i intervallet 0,41 - 0,73 observeras oktaedrisk koordination av joner, med ett förhållande på 0,73-1,37 - kubisk koordination, etc.
Sålunda, under normala förhållanden, är joniska föreningar kristallina ämnen. Konceptet med tvåjoniska molekyler, till exempel NaCL, CsCl, gäller inte för dem. Varje kristall består av ett stort antal joner.
En jonbindning kan representeras som en begränsande polär bindning, för vilken den effektiva laddningen av atomen är nära enhet. För en rent kovalent opolär bindning är atomernas effektiva laddning noll. I verkliga ämnen är rent joniska och rent kovalenta bindningar sällsynta. De flesta föreningar har en bindningskaraktär mellan icke-polär kovalent och polär jonisk. Det vill säga, i dessa föreningar är den kovalenta bindningen delvis jonisk till sin natur. Naturen hos joniska och kovalenta bindningar i verkliga ämnen visas i figur 14.
Ris. 14. Bindningens joniska och kovalenta karaktär.
Andelen jonisk karaktär av en bindning kallas graden av jonicitet. Det kännetecknas av de effektiva laddningarna av atomer i en molekyl. Graden av jonicitet ökar med ökande skillnad i elektronegativitet hos de atomer som bildar den.
Metallanslutning
I metallatomer hålls de yttre valenselektronerna mycket svagare än i icke-metallatomer. Detta orsakar förlust av anslutning mellan elektroner och enskilda atomer under en tillräckligt lång tidsperiod och deras socialisering. En socialiserad ensemble av externa elektroner bildas. Förekomsten av ett sådant elektroniskt system leder till uppkomsten av krafter som håller positiva metalljoner i ett nära tillstånd, trots deras laddning med samma namn. Denna bindning kallas metallisk. En sådan bindning är endast karakteristisk för metall och finns i ämnets fasta och flytande tillstånd. En metallbindning är en typ av kemisk bindning. Den bygger på socialiseringen av externa elektroner, som förlorar sin förbindelse med atomen och därför kallas fria elektroner (fig. 15).
Ris. 15. Metallanslutning.
Förekomsten av en metallisk bindning bekräftas av följande fakta. Alla metaller har hög värmeledningsförmåga och hög elektrisk ledningsförmåga, vilket säkerställs av närvaron av fria elektroner. Dessutom bestämmer samma omständighet metallers goda reflektionsförmåga för ljusbestrålning, deras lyster och opacitet, höga duktilitet och positiv temperaturkoefficient för elektriskt motstånd.
Stabiliteten hos kristallgittret av metaller kan inte förklaras av sådana typer av bindningar som joniska och kovalenta. Jonbindning mellan metallatomer belägna på platserna för kristallgittret är omöjligt, eftersom de har samma laddning. Kovalent bindning mellan metallatomer är också osannolik, eftersom varje atom har 8 till 12 närmaste grannar, och bildandet av kovalenta bindningar med så många delade elektronpar är okänd.
Metallstrukturer kännetecknas av det faktum att de har ett ganska sällsynt arrangemang av atomer (internukleära avstånd är stora) och ett stort antal närmaste grannar för varje atom i kristallgittret. Tabell 1 visar tre typiska metallstrukturer.
Tabell 1
Egenskaper för strukturerna hos de tre vanligaste metallerna
Vi ser att varje atom deltar i bildandet av ett stort antal bindningar (till exempel med 8 atomer). Ett så stort antal bindningar (med 8 eller 12 atomer) kan inte lokaliseras samtidigt i rymden. Anslutningen måste utföras på grund av resonansen av vibrationsrörelsen hos de externa elektronerna i varje atom, som ett resultat av vilket kollektiviseringen av alla externa elektroner i kristallen sker med bildandet av en elektrongas. I många metaller, för att bilda en metallisk bindning, räcker det att ta en elektron från varje atom. Detta är exakt vad som observeras för litium, som bara har en elektron i sitt yttre skal. En litiumkristall är ett gitter av Li+-joner (sfärer med en radie på 0,068 nm) omgivet av elektrongas.
Ris. 16. Olika typer av kristallin packning: a-hexagonal tät packning; b - ansiktscentrerad kubisk packning; c-kroppscentrerad kubisk packning.
Det finns likheter mellan metalliska och kovalenta bindningar. Det ligger i det faktum att båda typerna av bindningar är baserade på delning av valenselektroner. En kovalent bindning förbinder dock bara två intilliggande atomer, och de delade elektronerna är i omedelbar närhet av de bundna atomerna. I en metallisk bindning deltar flera atomer i att dela valenselektroner.
Således är konceptet med en metallisk bindning oupplösligt kopplat till idén om metaller som en samling positivt laddade jonkärnor med stora gap mellan jonerna fyllda med elektrongas, medan systemet på makroskopisk nivå förblir elektriskt neutralt.
Förutom de typer av kemiska bindningar som diskuterats ovan, finns det andra typer av bindningar som är intermolekylära: vätebindning, van der Waals-interaktion, donator-acceptor-interaktion.
Donator-acceptor interaktion av molekyler
Mekanismen för bildandet av en kovalent bindning på grund av två-elektronmolnet av en atom och den fria orbitalen i en annan kallas donator-acceptor. En atom eller partikel som tillhandahåller ett tvåelektronmoln för kommunikation kallas en donator. En atom eller partikel med en fri orbital som accepterar detta elektronpar kallas en acceptor.
Huvudtyper av intermolekylära interaktioner. Vätebindning
Mellan valensmättade molekyler, på avstånd som överstiger partikelstorleken, kan elektrostatiska krafter av intermolekylär attraktion uppträda. De kallas van der Waals-styrkor. Van der Waals-interaktionen existerar alltid mellan tätt placerade atomer, men spelar en viktig roll endast i frånvaro av starkare bindningsmekanismer. Denna svaga interaktion med en karakteristisk energi på 0,2 eV/atom sker mellan neutrala atomer och mellan molekyler. Namnet på interaktionen är associerat med namnet van der Waals, eftersom det var han som först föreslog att tillståndsekvationen, med hänsyn till den svaga interaktionen mellan gasmolekyler, beskriver egenskaperna hos verkliga gaser mycket bättre än ekvationen för tillståndet för en idealgas. Men karaktären av denna attraktiva kraft förklarades först 1930 av London. För närvarande klassificeras följande tre typer av interaktioner som van der Waals-attraktion: orienterande, induktiv och dispersiv (London-effekten). Energin hos van der Waals attraktion bestäms av summan av orienterande, induktiva och dispersionsinteraktioner.
E inkommande = E eller + E ind + E disp (5).
Orienteringsväxelverkan (eller dipol-dipol-växelverkan) sker mellan polära molekyler, som när de närmar sig vänder sig (orienterar) mot varandra med motsatta poler så att den potentiella energin i molekylsystemet blir minimal. Ju större dipolmomentet för molekylerna μ och ju mindre avståndet l är mellan dem, desto mer signifikant är energin för orienteringsinteraktion:
E eller = -(μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),
där ε 0 är den elektriska konstanten.
Induktiv interaktion är förknippad med processerna för polarisering av molekyler av omgivande dipoler. Det är mer signifikant, ju högre polariserbarhet α för en opolär molekyl och desto större dipolmoment μ för en polär molekyl
E ind = -(αμ 2)/ (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7).
Polariserbarheten α för en opolär molekyl kallas deformationell, eftersom den är associerad med deformationen av partikeln, medan μ karakteriserar förskjutningen av elektronmolnet och kärnorna i förhållande till deras tidigare positioner.
Dispersionsinteraktion (London-effekten) förekommer i alla molekyler, oavsett deras struktur och polaritet. På grund av den momentana oöverensstämmelsen mellan tyngdpunkterna för laddningarna från elektronmolnet och kärnorna, bildas en momentan dipol, som inducerar momentana dipoler i andra partiklar. Rörelsen av momentana dipoler blir konsekvent. Som ett resultat upplever närliggande partiklar ömsesidig attraktion. Energin för dispersionsinteraktion beror på joniseringsenergin E I och polariserbarheten hos molekylerna α
E disp = - (E I ∙ E I 2) ∙ a 1 a 2 / (E I 1 + E I 2) 16 (8).
Vätebindningen är mellanliggande mellan valens och intermolekylära interaktioner. Vätebindningsenergin är låg, 8–80 kJ/mol, men högre än van der Waals interaktionsenergi. Vätebindning är karakteristisk för vätskor som vatten, alkoholer och syror och orsakas av en positivt polariserad väteatom. Små storlekar och frånvaron av inre elektroner tillåter en väteatom som finns i en vätska i vilken förening som helst att ingå i ytterligare interaktion med en negativt polariserad atom av en annan eller samma molekyl som inte är kovalent bunden till den
A 5- - H 5+…. A 5- - H 5+.
Det vill säga en association av molekyler uppstår. Föreningen av molekyler leder till en minskning av flyktigheten, en ökning av kokpunkten och förångningsvärmen och en ökning av vätskors viskositet och dielektriska konstant.
Vatten är ett särskilt lämpligt ämne för vätebindning eftersom dess molekyl har två väteatomer och två ensamma par på syreatomen. Detta bestämmer molekylens höga dipolmoment (μ D = 1,86 D) och förmågan att bilda fyra vätebindningar: två som en protondonator och två som en protonacceptor
(H 2 O….N – O…H 2 O) 2 gånger.
Det är känt från experiment att med en förändring i molekylvikt i serien av väteföreningar av element från den tredje och efterföljande perioder, ökar kokpunkten. Om detta mönster appliceras på vatten, bör dess kokpunkt inte vara 100 0 C, utan 280 0 C. Denna motsägelse bekräftar förekomsten av en vätebindning i vatten.
Experiment har visat att molekylära föreningar bildas i flytande och speciellt i fast vatten. Is har ett tetraedriskt kristallgitter. I mitten av tetraedern finns en syreatom av en vattenmolekyl vid de fyra hörnen finns det syreatomer av angränsande molekyler, som är förbundna med sina närmaste grannar. I flytande vatten förstörs vätebindningar delvis, och i dess struktur finns en dynamisk jämvikt mellan molekylära associater och fria molekyler.
Valensbindningsmetod
Teorin om valensbindningar eller lokaliserade elektronpar antar att varje par av atomer i en molekyl hålls samman av ett eller flera delade elektronpar. I valensbindningsteorin är en kemisk bindning lokaliserad mellan två atomer, det vill säga den är två-center och två-elektron.
Valensbindningsmetoden är baserad på följande grundläggande principer:
Varje par av atomer i en molekyl hålls samman av ett eller flera delade elektronpar;
En enkel kovalent bindning bildas av två elektroner med antiparallella spinn belägna på valensorbitalerna hos de bindande atomerna;
När en bindning bildas överlappar elektronernas vågfunktioner, vilket leder till en ökning av elektrontätheten mellan atomer och en minskning av systemets totala energi;
Kemisk bindning.
Övningar.
1. Bestäm typen av kemisk bindning i följande ämnen:
Ämne | Fosforklorid | Svavelsyra | |||
Kommunikationstyp | |||||
Ämne | Bariumoxid | ||||
Kommunikationstyp |
2. Betona ämnen i vilka MELLAN molekyler finns vätebindning:
svaveldioxid; is; ozon; etanol; eten; ättiksyra; vätefluorid.
3. Hur påverkar de bindningslängd, styrka och polaritet- atomradier, deras elektronegativitet, bindningsmångfald?
A) Ju större radier atomer som bildar en bindning, alltså länklängd _______
b) Ju högre mångfald (enkel, dubbel eller trippel) bindningar, så dess styrka ____________________
V) Desto större är skillnaden i elektronegativitet mellan två atomer, bindningens polaritet ____________
4. Jämföra längd, styrka och polaritet för bindningar i molekyler:
a) bindningslängd: HCl ___HBr
b) bindningsstyrka PH3_______NH3
c) polariteten för CCl4-bindningen ______CH4
d) bindningsstyrka: N2 _______O2
e) bindningslängd mellan kolatomer i eten och acetylen: __________
f) polaritet för bindningar i NH3_________H2O
Tester. A4. Kemisk bindning.
1. Valensen av en atom är
1) antalet kemiska bindningar som bildas av en given atom i en förening
2) oxidationstillstånd för atomen
3) antalet elektroner som ges eller tagits emot
4) antalet elektroner som saknas för att erhålla elektronkonfigurationen för närmaste inerta gas
S. När en kemisk bindning bildas frigörs alltid energi
B. Energin för en dubbelbindning är mindre än energin för en enkelbindning.
1) endast A är sant 2) endast B är sant 3) båda bedömningarna är korrekta 4) båda bedömningarna är felaktiga
3. I ämnen som bildas genom att kombinera identisk atomer, kemisk bindning
1) jonisk 2) kovalent polär 3) väte 4) kovalent opolär
4. Föreningar med en kovalent polär och kovalent opolär bindning är respektive
1) vatten och svavelväte 2) kaliumbromid och kväve
5. På grund av det delade elektronparet bildas en kemisk bindning i föreningen
1) KI 2) HBr 3) Li2O 4) NaBr
6. Välj ett par ämnen där alla bindningar är kovalenta:
1) NaCl, HCl 2) CO2, BaO 3) CH3Cl, CH3Na 4) SO2, NO2
7. Ett ämne med en polär kovalent bindning har formeln
1) KCl 2) HBr 3) P4 4) CaCl2
8. Förening med en jonisk kemisk bindning
1) fosforklorid 2) kaliumbromid 3) kväveoxid (II) 4) barium
9. I ammoniak och bariumklorid är den kemiska bindningen resp
1) jonisk och kovalent polär 2) kovalent icke-polär och jonisk 3) kovalent polär och jonisk 4) kovalent opolär och metallisk
10. Ämnen med en kovalent polär bindning är
1) svaveloxid (IV) 2) syre 3) kalciumhydrid 4) diamant
11. Vilken serie listar ämnen med endast kovalenta polära bindningar:
1) CH4 H2 Cl2 2) NH3 HBr CO2 3) PCl3 KCl CCl4 4) H2S SO2 LiF
12. Vilken serie listar ämnen med endast jonbindningar:
1) F2O LiF SF4 2) PCl3 NaCl CO2 3) KF Li2O BaCl2 4) CaF2 CH4 CCl4
13. En förening med en jonbindning bildas när man interagerar
1) CH4 och O2 2) NH3 och HCl 3) C2H6 och HNO3 4) SO3 och H2O
14. I vilket ämne är alla kemiska bindningar kovalenta opolära?
1) Diamant 2) Kolmonoxid (IV) 3) Guld 4) Metan
15. Förbindelsen som bildas mellan element med serienummer 15 och 53
1) jonisk 2) metall
3) kovalent icke-polär 4) kovalent polär
16. Vätebindning bildas mellan molekyler
1) etan 2) bensen 3) väte 4) etanol
17. Vilket ämne innehåller vätebindningar?
1) Svavelväte 2) Is 3) Vätebromid 4) Bensen
18. Vilket ämne innehåller både joniska och kovalenta kemiska bindningar?
1) Natriumklorid 2) Väteklorid 3) Natriumsulfat 4) Fosforsyra
19. Den kemiska bindningen i molekylen har en mer uttalad jonkaraktär
1) litiumbromid 2) kopparklorid 3) kalciumkarbid 4) kaliumfluorid
20. Tre vanliga elektronpar bildar en kovalent bindning i molekylen 1) kväve 2) vätesulfid 3) metan 4) klor
21. Hur många elektroner är involverade i bildandet av kemiska bindningar i en vattenmolekyl?4) 18
22. Molekylen innehåller fyra kovalenta bindningar: 1) CO2 2) C2H4 3) P4 4) C3H4
23. Antalet bindningar i molekyler ökar i en serie
1) CHCl3, CH4 2) CH4, SO3 3) CO2, CH4 4) SO2, NH3
24. I vilken förening bildas en kovalent bindning mellan atomer? genom donator-acceptor-mekanism? 1) KCl 2) CCl4 3) NH4Cl 4) CaCl2
25. Vilken av följande molekyler kräver minst energi för att brytas ner till atomer? 1) HI 2) H2 3) O2 4) CO
26. Ange den molekyl i vilken bindningsenergin är högst:
1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F
27. Ange den molekyl i vilken den kemiska bindningen är starkast:
1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI
28. Ange en serie som kännetecknas av en ökning av längden på en kemisk bindning
1)O2, N2, F2, Cl2 2)N2, O2, F2, Cl2 3)F2, N2, O2, Cl2 4)N2, O2, Cl2, F2
29. Längden på E-O-bindningen ökar i serien
1) kiseloxid (IV), koloxid (IV)
2) svavel(IV)oxid, tellur(IV)oxid
3) strontiumoxid, berylliumoxid
4) svaveloxid(IV), kolmonoxid(IV)
30. I serien förekommer CH4 – SiH4 öka
1) bindningsstyrka 2) oxidativa egenskaper
3) bindningslängder 4) bindningspolariteter
31. I vilken rad är molekylerna ordnade efter ökande polaritet för bindningar?
1) HF, HCl, HBr 2) H2Se, H2S, H2O 3) NH3, PH3, AsH3 4) CO2, CS2, CSe2
32. Den mest polära kovalenta bindningen i en molekyl är:
1) CH4 2) CF4 3) CCl4 4) CBr4
33.Ange serien i vilken polariteten ökar:
1)AgF, F2, HF 2)Cl2, HCl, NaCl 3)CuO, CO, O2 4) KBr, NaCl, KF
Kovalent kemisk bindning, dess varianter och mekanismer för bildning. Egenskaper för kovalenta bindningar (polaritet och bindningsenergi). Jonbindning. Metallanslutning. Vätebindning.
1. I ammoniak och bariumklorid är den kemiska bindningen resp
1) jonisk och kovalent polär
2) kovalent polär och jonisk
3) kovalent opolär och metallisk
4) kovalent opolär och jonisk
2. Ämnen med endast jonbindningar listas i följande serier:
1) F2, CCl4, KS1
2) NaBr, Na2O, KI
3. En förening med en jonbindning bildas genom interaktion
3) C2H6 och HNO3
4. I vilken serie har alla ämnen en polär kovalent bindning?
1) HCl, NaCl. Cl2
4) NaBr. HBr. CO
5. I vilka serier finns formlerna för ämnen med endast kovalent polär
1) C12, NO2, HC1
6. Kovalent opolär bindning är karakteristisk för
1) C12 2) SO3 3) CO 4) SiO2
7. Ett ämne med en polär kovalent bindning är
1) C12 2) NaBr 3) H2S 4) MgCl2
8. Ett ämne med en kovalent bindning är
1) CaC12 2) MgS 3) H2S 4) NaBr
9. Ett ämne med en kovalent opolär bindning har formeln
1) NH3 2) Cu 3) H2S 4) I2
10. Ämnen med opolära kovalenta bindningar är
1) vatten och diamant
2) väte och klor
3) koppar och kväve
4) brom och metan
11. En kemisk bindning bildas mellan atomer med samma relativa elektronegativitet
2) kovalent polär
3) kovalent opolär
4) väte
12. Kovalenta polära bindningar är karakteristiska för
1) KCl 2) HBr 3) P4 4) CaCl2
13. Ett kemiskt grundämne i vars atom elektronerna är fördelade mellan skikten enligt följande: 2, 8, 8, 2 bildar en kemisk bindning med väte
1) kovalent polär
2) kovalent opolär
4) metall
14. I vilket ämnes molekyl har bindningen mellan kolatomer längst längd?
1) acetylen 2) etan 3) eten 4) bensen
15. Tre vanliga elektronpar bildar en kovalent bindning i en molekyl
2) vätesulfid
16. Vätebindningar bildas mellan molekyler
1) dimetyleter
2) metanol
3) etylen
4) etylacetat
17. Bindningspolariteten är mest uttalad i molekylen
1) HI 2) HC1 3) HF 4) NVg
18. Ämnen med opolära kovalenta bindningar är
1) vatten och diamant
2) väte och klor
3) koppar och kväve
4) brom och metan
19. Vätebindning är inte typisk för ämnet
1) H2O 2) CH4 3) NH3 4) CH3OH
20. En kovalent polär bindning är karakteristisk för var och en av de två ämnen vars formler är
2) CO2 och K2O
4) CS2 och RS15
21. Den svagaste kemiska bindningen i en molekyl
1) fluor 2) klor 3) brom 4) jod
22. Vilket ämne har den längsta kemiska bindningen i sin molekyl?
1) fluor 2) klor 3) brom 4) jod
23. Vart och ett av ämnena som anges i serien har kovalenta bindningar:
1) C4H10, NO2, NaCl
2) CO, CuO, CH3Cl
4) C6H5NO2, F2, CC14
24. Vart och ett av ämnena som anges i serien har en kovalent bindning:
1) CaO, C3H6, S8
2) Fe. NaNO3, CO
3) N2, CuCO3, K2S
4) C6H5N02, SO2, CHC13
25. Vart och ett av ämnena som anges i serien har en kovalent bindning:
1) C3H4, NO, Na2O
2) CO, CH3C1, PBr3
3) P203, NaHS04, Cu
4) C6H5NO2, NaF, CC14
26. Vart och ett av ämnena som anges i serien har kovalenta bindningar:
1) C3Ha, NO2, NaF
2) KS1, CH3Cl, C6H12O6
3) P205, NaHS04, Ba
4) C2H5NH2, P4, CH3OH
27. Bindningspolaritet är mest uttalad i molekyler
1) vätesulfid
3) fosfin
4) väteklorid
28. I vilket ämnes molekyl är de kemiska bindningarna starkast?
29. Bland ämnena NH4Cl, CsCl, NaNO3, PH3, HNO3 - antalet föreningar med jonbindningar är lika
30. Bland ämnena (NH4)2SO4, Na2SO4, CaI2, I2, CO2 - antalet föreningar med en kovalent bindning är lika med
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
Varje atom har ett visst antal elektroner.
När atomer går in i kemiska reaktioner donerar, får eller delar elektroner, vilket uppnår den mest stabila elektroniska konfigurationen. Konfigurationen med lägst energi (som i ädelgasatomer) visar sig vara den mest stabila. Detta mönster kallas "oktettregeln" (Fig. 1).
Ris. 1.
Denna regel gäller för alla typer av anslutningar. Elektroniska kopplingar mellan atomer tillåter dem att bilda stabila strukturer, från de enklaste kristallerna till komplexa biomolekyler som i slutändan bildar levande system. De skiljer sig från kristaller i sin kontinuerliga ämnesomsättning. Samtidigt fortskrider många kemiska reaktioner enligt mekanismerna elektronisk överföring, som spelar en avgörande roll i energiprocesser i kroppen.
En kemisk bindning är den kraft som håller samman två eller flera atomer, joner, molekyler eller någon kombination av dessa.
Naturen hos en kemisk bindning är universell: det är en elektrostatisk attraktionskraft mellan negativt laddade elektroner och positivt laddade kärnor, bestäms av konfigurationen av elektronerna i det yttre skalet av atomer. En atoms förmåga att bilda kemiska bindningar kallas valens, eller oxidationstillstånd. Konceptet med valenselektroner- elektroner som bildar kemiska bindningar, det vill säga ligger i orbitaler med högst energi. Följaktligen kallas det yttre skalet på atomen som innehåller dessa orbitaler valensskal. För närvarande är det inte tillräckligt att indikera närvaron av en kemisk bindning, men det är nödvändigt att klargöra dess typ: jonisk, kovalent, dipol-dipol, metallisk.
Den första typen av anslutning ärjonisk förbindelse
Enligt Lewis och Kossels elektroniska valensteori kan atomer uppnå en stabil elektronisk konfiguration på två sätt: för det första genom att förlora elektroner, bli katjoner, för det andra, förvärva dem, förvandlas till anjoner. Som ett resultat av elektronöverföring, på grund av den elektrostatiska attraktionskraften mellan joner med laddningar av motsatta tecken, bildas en kemisk bindning, kallad av Kossel " elektrovalent"(kallas nu jonisk).
I detta fall bildar anjoner och katjoner en stabil elektronisk konfiguration med ett fyllt yttre elektronskal. Typiska jonbindningar bildas av katjoner T- och II-grupper i det periodiska systemet och anjoner av icke-metalliska element i grupperna VI och VII (16 respektive 17 undergrupper, kalkogener Och halogener). Bindningarna av joniska föreningar är omättade och icke-riktade, så de behåller möjligheten till elektrostatisk interaktion med andra joner. I fig. Figurerna 2 och 3 visar exempel på jonbindningar som motsvarar Kossel-modellen för elektronöverföring.
Ris. 2.
Ris. 3. Jonbindning i en molekyl av bordssalt (NaCl)
Här är det lämpligt att påminna om några egenskaper som förklarar beteendet hos ämnen i naturen, i synnerhet överväga idén om syror Och skäl.
Vattenlösningar av alla dessa ämnen är elektrolyter. De ändrar färg olika indikatorer. Verkningsmekanismen för indikatorer upptäcktes av F.V. Ostwald. Han visade att indikatorer är svaga syror eller baser, vars färg skiljer sig åt i de odissocierade och dissocierade tillstånden.
Baser kan neutralisera syror. Alla baser är inte lösliga i vatten (till exempel är vissa organiska föreningar som inte innehåller OH-grupper olösliga, i synnerhet, trietylamin N(C 2 H 5) 3); lösliga baser kallas alkalier.
Vattenlösningar av syror genomgår karakteristiska reaktioner:
a) med metalloxider - med bildning av salt och vatten;
b) med metaller - med bildning av salt och väte;
c) med karbonater - med bildning av salt, CO 2 och N 2 O.
Syrors och basers egenskaper beskrivs av flera teorier. I enlighet med teorin om S.A. Arrhenius, en syra är ett ämne som dissocierar för att bilda joner N+ , medan basen bildar joner HAN- . Denna teori tar inte hänsyn till förekomsten av organiska baser som inte har hydroxylgrupper.
I enlighet med proton Enligt Brønsteds och Lowrys teori är en syra ett ämne som innehåller molekyler eller joner som donerar protoner ( givare protoner), och en bas är ett ämne som består av molekyler eller joner som accepterar protoner ( accepterare protoner). Observera att i vattenlösningar finns vätejoner i hydratiserad form, det vill säga i form av hydroniumjoner H3O+ . Denna teori beskriver reaktioner inte bara med vatten och hydroxidjoner, utan även de som utförs i frånvaro av ett lösningsmedel eller med ett icke-vattenhaltigt lösningsmedel.
Till exempel i reaktionen mellan ammoniak N.H. 3 (svag bas) och väteklorid i gasfasen, fast ammoniumklorid bildas, och i en jämviktsblandning av två ämnen finns det alltid 4 partiklar, varav två är syror och de andra två är baser:
Denna jämviktsblandning består av två konjugerade par av syror och baser:
1)N.H. 4+ och N.H. 3
2) HCl Och Cl ‑
Här, i varje konjugatpar, skiljer sig syran och basen med en proton. Varje syra har en konjugerad bas. En stark syra har en svag konjugerad bas och en svag syra har en stark konjugerad bas.
Brønsted-Lowry-teorin hjälper till att förklara vattnets unika roll för biosfärens liv. Vatten, beroende på ämnet som interagerar med det, kan uppvisa egenskaperna hos antingen en syra eller en bas. Till exempel, i reaktioner med vattenhaltiga lösningar av ättiksyra, är vatten en bas, och i reaktioner med vattenhaltiga lösningar av ammoniak är det en syra.
1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Här donerar en ättiksyramolekyl en proton till en vattenmolekyl;
2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + HAN- . Här accepterar en ammoniakmolekyl en proton från en vattenmolekyl.
Sålunda kan vatten bilda två konjugerade par:
1) H2O(syra) och HAN- (konjugerad bas)
2) H3O+ (syra) och H2O(konjugerad bas).
I det första fallet donerar vatten en proton, och i det andra accepterar det den.
Denna egenskap kallas amfiprotonism. Ämnen som kan reagera som både syror och baser kallas amfotär. Sådana ämnen finns ofta i den levande naturen. Aminosyror kan till exempel bilda salter med både syror och baser. Därför bildar peptider lätt koordinationsföreningar med de närvarande metalljonerna.
Således är en karakteristisk egenskap hos en jonbindning den fullständiga rörelsen av bindningselektronerna till en av kärnorna. Det betyder att det mellan jonerna finns ett område där elektrontätheten är nästan noll.
Den andra typen av anslutning ärkovalent förbindelse
Atomer kan bilda stabila elektroniska konfigurationer genom att dela elektroner.
En sådan bindning bildas när ett elektronpar delas en i taget från alla atom. I detta fall är de delade bindningselektronerna lika fördelade mellan atomerna. Exempel på kovalenta bindningar inkluderar homonukleär diatomisk molekyler H 2 , N 2 , F 2. Samma typ av koppling finns i allotroper O 2 och ozon O 3 och för en polyatomisk molekyl S 8 och även heteronukleära molekyler väteklorid HCl, koldioxid CO 2, metan CH 4, etanol MED 2 N 5 HAN svavelhexafluorid SF 6, acetylen MED 2 N 2. Alla dessa molekyler delar samma elektroner, och deras bindningar är mättade och riktade på samma sätt (fig. 4).
Det är viktigt för biologer att dubbel- och trippelbindningar har minskade kovalenta atomradier jämfört med en enkelbindning.
Ris. 4. Kovalent bindning i en Cl 2 molekyl.
Joniska och kovalenta typer av bindningar är två extremfall av de många befintliga typerna av kemiska bindningar, och i praktiken är de flesta bindningar mellanliggande.
Föreningar av två grundämnen belägna i motsatta ändar av samma eller olika perioder av det periodiska systemet bildar övervägande jonbindningar. När grundämnen rör sig närmare varandra inom en period minskar den joniska naturen hos deras föreningar och den kovalenta karaktären ökar. Till exempel bildar halogeniderna och oxiderna av grundämnen på vänster sida av det periodiska systemet övervägande jonbindningar ( NaCl, AgBr, BaS04, CaCO3, KNO3, CaO, NaOH), och samma sammansättningar av element på höger sida av tabellen är kovalenta ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4 fenol C6H5OH glukos C6H12O6 etanol C2H5OH).
Den kovalenta bindningen har i sin tur ytterligare en modifikation.
I polyatomära joner och i komplexa biologiska molekyler kan båda elektronerna bara komma från en atom. Det heter givare elektronpar. En atom som delar detta elektronpar med en donator kallas acceptor elektronpar. Denna typ av kovalent bindning kallas samordning (donator-acceptor, ellerdativ) kommunikation(Fig. 5). Denna typ av bindning är viktigast för biologi och medicin, eftersom kemin hos de d-element som är viktigast för ämnesomsättningen till stor del beskrivs av koordinationsbindningar.
Fikon. 5.
Som regel fungerar metallatomen i en komplex förening som en acceptor för ett elektronpar; tvärtom, i joniska och kovalenta bindningar är metallatomen en elektrondonator.
Kärnan i den kovalenta bindningen och dess variation - koordinationsbindningen - kan klargöras med hjälp av en annan teori om syror och baser som föreslås av GN. Lewis. Han utvidgade något det semantiska konceptet för termerna "syra" och "bas" enligt Brønsted-Lowry-teorin. Lewis teori förklarar karaktären av bildandet av komplexa joner och ämnens deltagande i nukleofila substitutionsreaktioner, det vill säga i bildandet av CS.
Enligt Lewis är en syra ett ämne som kan bilda en kovalent bindning genom att acceptera ett elektronpar från en bas. En Lewis-bas är ett ämne som har ett ensamt elektronpar, som genom att donera elektroner bildar en kovalent bindning med Lewis-syra.
Det vill säga, Lewis teori utökar utbudet av syra-bas-reaktioner även till reaktioner där protoner inte deltar alls. Dessutom är protonen själv, enligt denna teori, också en syra, eftersom den är kapabel att acceptera ett elektronpar.
Därför, enligt denna teori, är katjonerna Lewis-syror och anjonerna är Lewis-baser. Ett exempel skulle vara följande reaktioner:
Det noterades ovan att uppdelningen av ämnen i joniska och kovalenta är relativ, eftersom fullständig elektronöverföring från metallatomer till acceptoratomer inte sker i kovalenta molekyler. I föreningar med jonbindningar är varje jon i det elektriska fältet av joner med motsatt tecken, så de är ömsesidigt polariserade och deras skal deformeras.
Polariserbarhet bestäms av jonens elektroniska struktur, laddning och storlek; för anjoner är den högre än för katjoner. Den högsta polariserbarheten bland katjoner är för katjoner med större laddning och mindre storlek, till exempel, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Har en stark polariserande effekt N+ . Eftersom påverkan av jonpolarisering är tvåvägs, förändrar den avsevärt egenskaperna hos de föreningar de bildar.
Den tredje typen av anslutning ärdipol-dipol förbindelse
Utöver de listade kommunikationstyperna finns det även dipol-dipol intermolekylär interaktioner, även kallade van der Waals .
Styrkan hos dessa interaktioner beror på molekylernas natur.
Det finns tre typer av interaktioner: permanent dipol - permanent dipol ( dipol-dipol attraktion); permanent dipol - inducerad dipol ( induktion attraktion); momentan dipol - inducerad dipol ( spridande attraktion eller Londonstyrkor; ris. 6).
Ris. 6.
Endast molekyler med polära kovalenta bindningar har ett dipol-dipolmoment ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl) och bindningsstyrkan är 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10-30 coulomb meter - C × m).
Inom biokemi finns det en annan typ av samband - väte anslutning, vilket är ett begränsande fall dipol-dipol attraktion. Denna bindning bildas av attraktionen mellan en väteatom och en liten elektronegativ atom, oftast syre, fluor och kväve. Med stora atomer som har liknande elektronegativitet (som klor och svavel) är vätebindningen mycket svagare. Väteatomen kännetecknas av en betydande egenskap: när bindningselektronerna dras bort, exponeras dess kärna - protonen - och är inte längre skyddad av elektroner.
Därför förvandlas atomen till en stor dipol.
En vätebindning, till skillnad från en van der Waals-bindning, bildas inte bara under intermolekylära interaktioner, utan också inom en molekyl - intramolekylärt vätebindning. Vätebindningar spelar en viktig roll i biokemin, till exempel för att stabilisera strukturen av proteiner i form av en a-helix, eller för bildandet av en dubbelspiral av DNA (Fig. 7).
Fig. 7.
Väte- och van der Waals-bindningar är mycket svagare än joniska, kovalenta och koordinationsbindningar. Energin för intermolekylära bindningar anges i tabellen. 1.
Tabell 1. Energi av intermolekylära krafter
Notera: Graden av intermolekylära interaktioner reflekteras av entalpin för smältning och avdunstning (kokning). Jonföreningar kräver betydligt mer energi för att separera joner än för att separera molekyler. Entalpin för smältning av joniska föreningar är mycket högre än för molekylära föreningar.
Den fjärde typen av anslutning ärmetallanslutning
Slutligen finns det en annan typ av intermolekylära bindningar - metall: anslutning av positiva joner i ett metallgitter med fria elektroner. Denna typ av samband förekommer inte i biologiska föremål.
Från en kort genomgång av bindningstyper blir en detalj tydlig: en viktig parameter för en metallatom eller jon - en elektrondonator, såväl som en atom - en elektronacceptor, är dess storlek.
Utan att gå in på detaljer, noterar vi att atomernas kovalenta radier, metallernas jonradier och van der Waals-radien för interagerande molekyler ökar när deras atomnummer ökar i grupper i det periodiska systemet. I det här fallet är värdena på jonradierna de minsta och van der Waals-radierna är de största. Som regel, när man rör sig nedåt i gruppen, ökar radierna för alla element, både kovalenta och van der Waals.
Av största vikt för biologer och läkare är samordning(donator-acceptor) bindningar som anses av koordinationskemi.
Medicinsk biooorganiska ämnen. G.K. Barashkov