Hva er karakteristisk for en kovalent binding. Typer kjemiske bindinger: ioniske, kovalente, metalliske

En kovalent binding er den vanligste typen kjemisk binding som oppstår når den samhandler med samme eller lignende elektronegativitetsverdier.

En kovalent binding er en binding mellom atomer ved bruk av delte elektronpar.

Siden oppdagelsen av elektronet har det blitt gjort mange forsøk på å utvikle en elektronisk teori om kjemisk binding. De mest vellykkede var verkene til Lewis (1916), som foreslo å vurdere dannelsen av en binding som en konsekvens av utseendet til elektronpar som er felles for to atomer. For å gjøre dette gir hvert atom samme antall elektroner og prøver å omgi seg med en oktett eller dublett av elektroner, karakteristisk for den eksterne elektroniske konfigurasjonen av inerte gasser. Grafisk er dannelsen av kovalente bindinger på grunn av uparrede elektroner i henhold til Lewis-metoden avbildet ved bruk av prikker som indikerer de ytre elektronene til atomet.

Dannelse av en kovalent binding i henhold til Lewis-teorien

Mekanismen for dannelse av en kovalent binding

Hovedtegnet på en kovalent binding er tilstedeværelsen av et felles elektronpar som tilhører begge kjemisk sammenkoblede atomer, siden tilstedeværelsen av to elektroner i virkningsfeltet til to kjerner er energetisk gunstigere enn tilstedeværelsen av hvert elektron i feltet av sin egen kjerne. Fremveksten av et felles elektronpar av bindinger kan skje gjennom forskjellige mekanismer, oftere gjennom utveksling, og noen ganger gjennom donor-akseptor.

I henhold til prinsippet om utvekslingsmekanismen for dannelsen av en kovalent binding, forsyner hvert av de interagerende atomene det samme antall elektroner med antiparallelle spinn til dannelsen av en binding. For eksempel:

Det generelle opplegget for dannelse av en kovalent binding: a) ved utvekslingsmekanismen; b) i henhold til donor-akseptor-mekanismen

I henhold til donor-akseptor-mekanismen oppstår en to-elektronbinding under interaksjonen mellom ulike partikler. En av dem er donor MEN: har et ikke-delt elektronpar (det vil si en som tilhører bare ett atom), og den andre er en akseptor PÅ har en ledig orbital.

En partikkel som gir en to-elektronbinding (et ikke-delt elektronpar) kalles en donor, og en partikkel med en fri orbital som aksepterer dette elektronparet kalles en akseptor.

Mekanismen for dannelse av en kovalent binding på grunn av en to-elektronsky av ett atom og en ledig orbital til et annet kalles donor-akseptormekanismen.

Donor-akseptorbindingen kalles ellers semipolar, siden en delvis effektiv positiv ladning δ+ oppstår på donoratomet (på grunn av at dets udelte elektronpar har avviket fra det), og en delvis effektiv negativ ladning δ- oppstår på akseptoratomet (på grunn av det faktum at det er et skift i retningen av det udelte elektronparet til giveren).

Et eksempel på en enkel elektronpardonor er H-ionet. — , som har et udelt elektronpar. Som et resultat av tilsetningen av et negativt hydridion til et molekyl hvis sentralatom har en fri orbital (angitt som en tom kvantecelle i diagrammet), for eksempel ВН 3 , dannes et komplekst kompleksion ВН 4 — med negativ ladning (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4] -):

Elektronparakseptoren er et hydrogenion, eller ganske enkelt et proton H+. Dens tilknytning til et molekyl hvis sentrale atom har et udelt elektronpar, for eksempel til NH 3, fører også til dannelsen av et komplekst ion NH 4+, men med en positiv ladning:

Valensbindingsmetode

Først kvantemekanisk teori om kovalent binding ble opprettet av Heitler og London (i 1927) for å beskrive hydrogenmolekylet, og ble deretter brukt av Pauling på polyatomiske molekyler. Denne teorien kalles valensbindingsmetode, hvis hovedpoeng kan oppsummeres som følger:

• hvert par atomer i et molekyl holdes sammen av ett eller flere delte elektronpar, med elektronorbitalene til de interagerende atomene overlappende;
• bindingsstyrke avhenger av graden av overlapping av elektronorbitaler;
• betingelsen for dannelsen av en kovalent binding er antiretningen til elektronspinnene; på grunn av dette oppstår en generalisert elektronorbital med den høyeste elektrontettheten i det indre nukleære rommet, noe som sikrer tiltrekning av positivt ladede kjerner til hverandre og er ledsaget av en reduksjon i systemets totale energi.

Hybridisering av atomorbitaler

Til tross for at elektroner av s-, p- eller d-orbitaler, som har forskjellige former og forskjellige orienteringer i rommet, deltar i dannelsen av kovalente bindinger, er disse bindingene likeverdige i mange forbindelser. For å forklare dette fenomenet ble begrepet "hybridisering" introdusert.

Hybridisering er prosessen med å blande og justere orbitaler i form og energi, der elektrontetthetene til orbitaler med lignende energier omfordeles, som et resultat av at de blir ekvivalente.

De viktigste bestemmelsene i teorien om hybridisering:

1. Under hybridisering endres den opprinnelige formen og orbitalene gjensidig, mens nye, hybridiserte orbitaler dannes, men med samme energi og samme form, som ligner en uregelmessig åttefigur.
2. Antall hybridiserte orbitaler er lik antall utgangsorbitaler involvert i hybridisering.
3. Orbitaler med lignende energier (s- og p-orbitaler til det ytre energinivået og d-orbitaler til det ytre eller foreløpige nivået) kan delta i hybridisering.
4. Hybridiserte orbitaler er mer langstrakte i retning av dannelse av kjemiske bindinger og gir derfor bedre overlapping med orbitalene til naboatomet, som et resultat blir det sterkere enn de individuelle ikke-hybride orbitalene dannet på grunn av elektroner.
5. På grunn av dannelsen av sterkere bindinger og en mer symmetrisk fordeling av elektrontettheten i molekylet, oppnås en energigevinst, som mer enn kompenserer for energiforbruket som kreves for hybridiseringsprosessen.
6. Hybridiserte orbitaler må være orientert i rommet på en slik måte at de sikrer maksimal gjensidig adskillelse fra hverandre; i dette tilfellet er frastøtningsenergien den minste.
7. Typen hybridisering bestemmes av typen og antall utgangsorbitaler og endrer størrelsen på bindingsvinkelen, samt den romlige konfigurasjonen av molekylene.

Formen av hybridiserte orbitaler og valensvinkler (geometriske vinkler mellom symmetriaksene til orbitalene) avhengig av hybridiseringstype: a) sp-hybridisering; b) sp2-hybridisering; c) sp3-hybridisering

Under dannelsen av molekyler (eller individuelle fragmenter av molekyler), forekommer oftest følgende typer hybridisering:

Generelt opplegg for sp-hybridisering

Bindinger som er dannet med deltakelse av elektroner fra sp-hybridiserte orbitaler er også plassert i en vinkel på 180 0, noe som fører til en lineær form av molekylet. Denne typen hybridisering observeres i halogenidene til elementer fra den andre gruppen (Be, Zn, Cd, Hg), hvis atomer i valenstilstanden har uparrede s- og p-elektroner. Den lineære formen er også karakteristisk for molekylene til andre grunnstoffer (0=C=0,HC≡CH), der bindinger dannes av sp-hybridiserte atomer.

Skjema for sp 2 hybridisering av atomorbitaler og en flat trekantet form av molekylet, som skyldes sp 2 hybridisering av atomorbitaler

Denne typen hybridisering er mest typisk for molekyler av p-elementer i den tredje gruppen, hvis atomer i en eksitert tilstand har en ekstern elektronisk struktur ns 1 np 2, hvor n er nummeret på perioden der elementet befinner seg. Så i molekylene til ВF 3 , BCl 3 , AlF 3 og i andre dannes bindinger på grunn av sp 2 -hybridiserte orbitaler til sentralatomet.

Opplegg for sp 3 hybridisering av atomorbitaler

Plassering av de hybridiserte orbitalene til sentralatomet i en vinkel på 109 0 28` forårsaker den tetraedriske formen til molekylene. Dette er veldig typisk for mettede forbindelser av firverdig karbon CH 4 , CCl 4 , C 2 H 6 og andre alkaner. Eksempler på forbindelser av andre grunnstoffer med en tetraedrisk struktur på grunn av sp 3-hybridisering av valensorbitalene til sentralatomet er ioner: BH 4 - , BF 4 - , PO 4 3- , SO 4 2- , FeCl 4 - .

Generelt opplegg for sp 3d hybridisering

Denne typen hybridisering er oftest funnet i ikke-metallhalogenider. Et eksempel er strukturen til fosforklorid PCl 5, under dannelsen av hvilken fosforatomet (P ... 3s 2 3p 3) først går inn i en eksitert tilstand (P ... 3s 1 3p 3 3d 1), og deretter gjennomgår s 1 p 3 d-hybridisering - fem ett-elektron-orbitaler blir ekvivalente og orienterer seg med sine langstrakte ender til hjørnene av den mentale trigonale bipyramiden. Dette bestemmer formen til PCl 5-molekylet, som dannes når fem s 1 p 3 d-hybridiserte orbitaler overlapper med 3p orbitaler med fem kloratomer.

1. sp - Hybridisering. Når én s-i kombineres med én p-orbitaler, oppstår to sp-hybridiserte orbitaler, plassert symmetrisk i en vinkel på 180 0 .
2. sp 2 - Hybridisering. Kombinasjonen av en s- og to p-orbitaler fører til dannelsen av sp 2 -hybridiserte bindinger lokalisert i en vinkel på 120 0, så molekylet har form av en vanlig trekant.
3. sp 3 - Hybridisering. Kombinasjonen av fire orbitaler - en s- og tre p fører til sp 3 - hybridisering, der fire hybridiserte orbitaler er symmetrisk orientert i rommet til de fire toppunktene til tetraederet, det vil si i en vinkel på 109 0 28 `.
4. sp 3 d - Hybridisering. Kombinasjonen av en s-, tre p- og en d-orbitaler gir sp 3 d-hybridisering, som bestemmer den romlige orienteringen til fem sp 3 d-hybridiserte orbitaler til toppunktene til den trigonale bipyramiden.
5. Andre typer hybridisering. Når det gjelder sp 3 d 2-hybridisering, er seks sp 3 d 2-hybridiserte orbitaler rettet mot toppunktene til oktaederet. Orienteringen av de syv orbitalene til toppunktene til den femkantede bipyramiden tilsvarer sp 3 d 3-hybridiseringen (eller noen ganger sp 3 d 2 f) av valensorbitalene til det sentrale atomet i molekylet eller komplekset.

Metoden for hybridisering av atomorbitaler forklarer den geometriske strukturen til et stort antall molekyler, men ifølge eksperimentelle data blir molekyler med litt forskjellige bindingsvinkler oftere observert. For eksempel, i CH 4, NH 3 og H 2 O molekyler, er de sentrale atomene i sp 3 hybridisert tilstand, så man kan forvente at bindingsvinklene i dem er lik tetraedriske (~ 109,5 0). Det er eksperimentelt fastslått at bindingsvinkelen i CH 4-molekylet faktisk er 109,5 0 . I NH 3- og H 2 O-molekyler avviker imidlertid verdien av bindingsvinkelen fra den tetraedriske: den er 107,3 ​​0 i NH 3-molekylet og 104,5 0 i H 2 O-molekylet. Slike avvik forklares av tilstedeværelsen av et udelt elektronpar ved nitrogen- og oksygenatomene. En to-elektron orbital, som inneholder et ikke-delt elektronpar, på grunn av sin økte tetthet, frastøter én-elektron valens orbitaler, noe som fører til en reduksjon i bindingsvinkelen. Ved nitrogenatomet i NH 3-molekylet, av fire sp 3-hybridiserte orbitaler, danner tre ett-elektron-orbitaler bindinger med tre H-atomer, og den fjerde orbitalen inneholder et ikke-delt elektronpar.

Et ubundet elektronpar, som okkuperer en av de sp 3 -hybridiserte orbitalene rettet mot toppunktene til tetraederet, frastøter en-elektronorbitaler, forårsaker en asymmetrisk fordeling av elektrontettheten som omgir nitrogenatomet, og som et resultat komprimerer bindingen vinkel til 107,3 ​​0 . Et lignende bilde av reduksjonen i bindingsvinkelen fra 109,5 0 til 107 0 som et resultat av virkningen av det ikke-delte elektronparet til N-atomet er også observert i NCl 3-molekylet.

Avvik av bindingsvinkelen fra tetraedrikken (109,5 0) i molekylet: a) NH3; b) NCI3

Ved oksygenatomet i H 2 O-molekylet har fire sp 3-hybridiserte orbitaler to ett-elektron- og to to-elektron-orbitaler. Ett-elektron-hybridiserte orbitaler deltar i dannelsen av to bindinger med to H-atomer, og to to-elektronpar forblir udelte, det vil si at de bare tilhører H-atomet. Dette øker asymmetrien i elektrontetthetsfordelingen rundt O-atomet og reduserer bindingsvinkelen sammenlignet med den tetraedriske en til 104,5 0 .

Følgelig påvirker antallet ubundne elektronpar av sentralatomet og deres plassering i hybridiserte orbitaler den geometriske konfigurasjonen av molekyler.

Kjennetegn på en kovalent binding

En kovalent binding har et sett med spesifikke egenskaper som definerer dens spesifikke egenskaper eller egenskaper. Disse, i tillegg til egenskapene som allerede er ansett som "bindingsenergi" og "bindingslengde", inkluderer: bindingsvinkel, metning, retningsbestemmelse, polaritet og lignende.

1. Valensvinkel- dette er vinkelen mellom tilstøtende bindingsakser (det vil si betingede linjer trukket gjennom kjernene til kjemisk sammenkoblede atomer i et molekyl). Verdien av bindingsvinkelen avhenger av arten av orbitalene, typen hybridisering av sentralatomet, påvirkningen av ikke-delte elektronpar som ikke deltar i dannelsen av bindinger.

2. Metning. Atomer har evnen til å danne kovalente bindinger, som for det første kan dannes i henhold til utvekslingsmekanismen på grunn av de uparrede elektronene til et ikke-eksitert atom og på grunn av de uparrede elektronene som oppstår som et resultat av eksitasjonen av det, og for det andre, iht. giver-akseptor-mekanismen. Imidlertid er det totale antallet bindinger et atom kan danne begrenset.

Metning er evnen til et atom i et element til å danne et visst, begrenset antall kovalente bindinger med andre atomer.

Så den andre perioden, som har fire orbitaler på det ytre energinivået (en s- og tre p-), danner bindinger, hvis antall ikke overstiger fire. Atomer av elementer fra andre perioder med et stort antall orbitaler på det ytre nivået kan danne flere bindinger.

3. Orientering. Ifølge metoden skyldes den kjemiske bindingen mellom atomer overlapping av orbitaler, som med unntak av s-orbitaler har en viss orientering i rommet, noe som fører til retningen til den kovalente bindingen.

Orienteringen av en kovalent binding er et slikt arrangement av elektrontettheten mellom atomer, som bestemmes av den romlige orienteringen til valensorbitalene og sikrer deres maksimale overlapping.

Siden elektroniske orbitaler har forskjellige former og forskjellige orienteringer i rommet, kan deres gjensidige overlapping realiseres på forskjellige måter. Avhengig av dette skilles σ-, π- og δ-bindinger.

En sigmabinding (σ-binding) er en overlapping av elektronorbitaler der den maksimale elektrontettheten er konsentrert langs en tenkt linje som forbinder to kjerner.

En sigmabinding kan dannes av to s-elektroner, ett s- og ett p-elektron, to p-elektroner eller to d-elektroner. En slik σ-binding er preget av tilstedeværelsen av en region med overlappende elektronorbitaler, den er alltid enkel, det vil si at den er dannet av bare ett elektronpar.

En rekke former for romlig orientering av "rene" orbitaler og hybridiserte orbitaler tillater ikke alltid muligheten for overlappende orbitaler på bindingsaksen. Overlappingen av valensorbitaler kan forekomme på begge sider av bindingsaksen - den såkalte "laterale" overlappingen, som oftest oppstår under dannelsen av π-bindinger.

Pi-binding (π-binding) er overlappingen av elektronorbitaler, der den maksimale elektrontettheten er konsentrert på begge sider av linjen som forbinder atomkjernene (dvs. fra bindingsaksen).

En pi-binding kan dannes ved samspillet mellom to parallelle p-orbitaler, to d-orbitaler eller andre kombinasjoner av orbitaler hvis akser ikke sammenfaller med bindingsaksen.

Skjemaer for dannelse av π-bindinger mellom betingede A- og B-atomer i den laterale overlappingen av elektronorbitaler

4. Multiplisitet. Denne egenskapen bestemmes av antall vanlige elektronpar som binder atomer. En kovalent binding i multiplisitet kan være enkel (enkel), dobbel og trippel. En binding mellom to atomer som bruker ett felles elektronpar kalles en enkeltbinding (enkel), to elektronpar - en dobbeltbinding, tre elektronpar - en trippelbinding. Så i hydrogenmolekylet H 2 er atomene forbundet med en enkeltbinding (H-H), i oksygenmolekylet O 2 - dobbelt (B \u003d O), i nitrogenmolekylet N 2 - trippel (N≡N). Av spesiell betydning er mangfoldet av bindinger i organiske forbindelser - hydrokarboner og deres derivater: i etan C 2 H 6 oppstår en enkeltbinding (C-C) mellom C-atomer, i etylen C 2 H 4 - dobbel (C \u003d C) i acetylen C2H2 - trippel (C ≡ C)(C≡C).

Multiplisiteten av bindingen påvirker energien: med en økning i mangfoldet øker styrken. En økning i multiplisiteten fører til en reduksjon i den indre nukleære avstanden (bindingslengden) og en økning i bindingsenergien.

Multiplisitet av bindinger mellom karbonatomer: a) enkelt σ-binding i etan H3C-CH3; b) dobbelt σ + π-binding i etylen H2C = CH2; c) trippel σ+π+π-binding i acetylen HC≡CH

5. Polaritet og polariserbarhet. Elektrontettheten til en kovalent binding kan være lokalisert annerledes i det indre nukleære rommet.

Polaritet er en egenskap ved en kovalent binding, som bestemmes av plasseringen av elektrontettheten i det indre nukleære rommet i forhold til de tilkoblede atomene.

Avhengig av plasseringen av elektrontettheten i det indre nukleære rommet, skilles polare og ikke-polare kovalente bindinger. En ikke-polar binding er en slik binding der den vanlige elektronskyen er plassert symmetrisk i forhold til kjernene til de tilkoblede atomene og tilhører begge atomene like mye.

Molekyler med denne typen bindinger kalles ikke-polare eller homonukleære (det vil si de som inkluderer atomer av ett element). En ikke-polar binding vises som regel i homonukleære molekyler (H 2, Cl 2, N 2, etc.) eller, mer sjelden, i forbindelser dannet av atomer av elementer med nære elektronegativitetsverdier, for eksempel karborundum SiC. En polar (eller heteropolar) binding er en binding der den vanlige elektronskyen er asymmetrisk og forskjøvet til ett av atomene.

Molekyler med en polar binding kalles polare, eller heteronukleære. I molekyler med en polar binding skifter det generaliserte elektronparet mot atomet med høyere elektronegativitet. Som et resultat vises en viss delvis negativ ladning (δ-), som kalles effektiv, på dette atomet, og et atom med lavere elektronegativitet har en delvis positiv ladning av samme størrelse, men motsatt i fortegn (δ+). For eksempel er det eksperimentelt fastslått at den effektive ladningen på hydrogenatomet i hydrogenkloridmolekylet HCl er δH=+0,17, og på kloratomet δCl=-0,17 av den absolutte elektronladningen.

For å bestemme i hvilken retning elektrontettheten til en polar kovalent binding vil skifte, er det nødvendig å sammenligne elektronene til begge atomene. For å øke elektronegativiteten er de vanligste kjemiske elementene plassert i følgende rekkefølge:

Polare molekyler kalles dipoler - systemer der tyngdepunktene til positive ladninger av kjerner og negative ladninger av elektroner ikke faller sammen.

En dipol er et system som er en samling av topunkts elektriske ladninger, like store og motsatte i fortegn, plassert i en viss avstand fra hverandre.

Avstanden mellom attraksjonssentrene kalles lengden på dipolen og er betegnet med bokstaven l. Polariteten til et molekyl (eller binding) er kvantitativt karakterisert ved dipolmomentet μ, som for et diatomisk molekyl er lik produktet av lengden på dipolen og verdien av elektronladningen: μ=el.

I SI-enheter måles dipolmomentet i [C × m] (Coulomb-meter), men oftere bruker de off-system-enheten [D] (debye): 1D = 3,33 10 -30 C × m. Verdien av dipolmomentene til kovalente molekyler varierer innen 0-4 D, og ​​ioniske - 4-11D. Jo lengre dipollengde, jo mer polart er molekylet.

En felles elektronsky i et molekyl kan fortrenges av et eksternt elektrisk felt, inkludert feltet til et annet molekyl eller ion.

Polariserbarhet er en endring i polariteten til en binding som et resultat av forskyvningen av elektronene som danner bindingen under påvirkning av et eksternt elektrisk felt, inkludert kraftfeltet til en annen partikkel.

Polariserbarheten til et molekyl avhenger av mobiliteten til elektroner, som er jo sterkere jo større avstand fra kjernene er. I tillegg avhenger polariserbarheten av retningen til det elektriske feltet og av elektronskyenes evne til å deformeres. Under påvirkning av et eksternt felt blir ikke-polare molekyler polare, og polare molekyler blir enda mer polare, det vil si at en dipol induseres i molekylene, som kalles en redusert eller indusert dipol.

Skjema for dannelsen av en indusert (redusert) dipol fra et ikke-polart molekyl under påvirkning av kraftfeltet til en polar partikkel - en dipol

I motsetning til permanente, oppstår induserte dipoler bare under påvirkning av et eksternt elektrisk felt. Polarisering kan forårsake ikke bare polariserbarheten til bindingen, men også dens brudd, der overgangen av det bindende elektronparet til et av atomene skjer og negativt og positivt ladede ioner dannes.

Polariteten og polariserbarheten til kovalente bindinger bestemmer reaktiviteten til molekyler med hensyn til polare reagenser.

Egenskaper til forbindelser med kovalent binding

Stoffer med kovalente bindinger er delt inn i to ulike grupper: molekylære og atomære (eller ikke-molekylære), som er mye mindre enn molekylære.

Molekylære forbindelser under normale forhold kan være i ulike aggregeringstilstander: i form av gasser (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), flyktige væsker (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) eller faste krystallinske stoffer, hvorav de fleste, selv med svært svak oppvarming, er i stand til å raskt smelte og sublimere lett (S 8, P 4, I 2, sukker C 12 H 22 O 11, "tørris" CO 2).

De lave smelte-, sublimerings- og kokepunktene til molekylære stoffer forklares av de svært svake kreftene til intermolekylær interaksjon i krystaller. Det er derfor molekylære krystaller ikke er preget av høy styrke, hardhet og elektrisk ledningsevne (is eller sukker). Dessuten har stoffer med polare molekyler høyere smelte- og kokepunkter enn de med ikke-polare molekyler. Noen av dem er løselige i eller andre polare løsningsmidler. Og stoffer med ikke-polare molekyler, tvert imot, oppløses bedre i ikke-polare løsningsmidler (benzen, karbontetraklorid). Så jod, hvis molekyler er ikke-polare, oppløses ikke i polart vann, men oppløses i ikke-polar CCl 4 og lavpolar alkohol.

Ikke-molekylære (atomare) stoffer med kovalente bindinger (diamant, grafitt, silisium Si, kvarts SiO 2, karborundum SiC og andre) danner ekstremt sterke krystaller, med unntak av grafitt, som har en lagdelt struktur. For eksempel er krystallgitteret til diamant et vanlig tredimensjonalt rammeverk der hvert sp 3 hybridiserte karbonatom er koblet til fire nærliggende C-atomer med σ-bindinger. Faktisk er hele diamantkrystallen ett enormt og veldig sterkt molekyl. Silisiumkrystaller Si, som er mye brukt i radioelektronikk og elektronikk, har en lignende struktur. Hvis vi erstatter halvparten av C-atomene i diamant med Si-atomer uten å forstyrre rammestrukturen til krystallen, får vi en krystall av karborundum - silisiumkarbid SiC - et veldig hardt stoff som brukes som slipemateriale. Og hvis et O-atom settes inn mellom hvert to Si-atomer i krystallgitteret til silisium, dannes krystallstrukturen til kvarts SiO 2 - også et veldig fast stoff, en rekke som også brukes som et slipende materiale.

Krystaller av diamant, silisium, kvarts og lignende i struktur er atomkrystaller, de er enorme "supermolekyler", så deres strukturelle formler kan ikke avbildes i sin helhet, men bare som et separat fragment, for eksempel:

Krystaller av diamant, silisium, kvarts

Ikke-molekylære (atomære) krystaller, som består av atomer av ett eller to elementer forbundet med kjemiske bindinger, tilhører ildfaste stoffer. Høye smeltetemperaturer skyldes behovet for å bruke en stor mengde energi for å bryte sterke kjemiske bindinger under smelting av atomkrystaller, og ikke svak intermolekylær interaksjon, som i tilfellet med molekylære stoffer. Av samme grunn smelter ikke mange atomkrystaller ved oppvarming, men brytes ned eller går umiddelbart over i en damptilstand (sublimering), for eksempel sublimerer grafitt ved 3700 o C.

Ikke-molekylære stoffer med kovalente bindinger er uløselige i vann og andre løsningsmidler, de fleste av dem leder ikke elektrisk strøm (bortsett fra grafitt, som har elektrisk ledningsevne, og halvledere - silisium, germanium, etc.).

kovalent binding

Kjennetegn ved en kjemisk binding. Hybridisering.

FOREDRAG №3. Kjemisk binding og struktur av molekyler. Valence.

Bare noen få kjemiske elementer under naturlige forhold er i en monatomisk tilstand (for eksempel inerte gasser). Frie atomer av andre grunnstoffer danner mer komplekse systemer - molekyler med mer stabile elektroniske konfigurasjoner. Dette fenomenet kalles dannelsen av en kjemisk binding.

kjemisk forbindelse - dette er samspillet mellom to eller flere atomer, som et resultat av at det dannes et kjemisk stabilt to- eller polyatomisk system. Dannelsen av en kjemisk binding er ledsaget av en reduksjon i den totale energien til systemet.

Teorien om kjemisk binding er basert på ideer om elektroniske interaksjoner. De mest stabile (sterke) elektrongruppene er de ferdige ytre elektronlagene av atomer av inerte gasser (to-elektron for helium og åtte-elektron for andre edelgasser). De ufullstendige ytre elektronlagene til alle andre elementer er ustabile, og når slike atomer kombineres med andre atomer, omorganiseres deres elektroniske skall. En kjemisk binding dannes av valenselektroner, men utføres på forskjellige måter.

Valence kalles elektroner som deltar i dannelsen av kjemiske bindinger, hovedsakelig er dette elektroner på siste eller nest siste energinivå.

Det finnes flere typer kjemiske bindinger: ioniske, metalliske, kovalente og hydrogen.

Det enkleste eksemplet på en kovalent binding er dannelsen av et hydrogenmolekyl. Hydrogenatomer har et elektronskall av ett uparet s-elektron, dvs. ett elektron mangler for å fullføre nivået. Når hydrogenatomer nærmer seg hverandre opp til en viss avstand, samhandler elektroner med antiparallelle spinn med formasjonen generell elektronpar. Et felles elektronpar dannes som et resultat av delvis overlapping av s-orbitaler, og i dette tilfellet skapes den største tettheten i området med overlappende orbitaler.

Bindingen av atomer ved hjelp av delte elektronpar kalles kovalent.

Et molekyl med en kovalent binding kan skrives i form av to formler: elektronisk (et elektron er indikert med en prikk) og strukturelt (et delt elektronpar er indikert med en søyle).

1. Lenkelengde er avstanden mellom atomkjernene. Uttrykt i nm. En kjemisk binding er sterkere jo kortere den er. Imidlertid er målet for bindingsstyrke dens energi.

2. Bond energi - dette er mengden energi som frigjøres under dannelsen av en kjemisk binding, og derfor er dette arbeidet som må brukes på å bryte bindingen. Uttrykt i kJ/mol. Bindingsenergien øker med avtagende bindingslengde.

3. Under metthet forstå atomers evne til å danne et begrenset antall kovalente bindinger. For eksempel kan et hydrogenatom, som har ett uparet elektron, danne én binding, og et eksitert karbonatom kan ikke danne mer enn fire bindinger. På grunn av metningen av bindingene har molekylene en viss sammensetning. Imidlertid, selv med mettede kovalente bindinger, kan mer komplekse molekyler dannes i henhold til donor-akseptor-mekanismen.

4. mangfold bestemt av antall vanlige elektronpar mellom atomer, dvs. antall kjemiske bindinger. I det betraktede hydrogenmolekylet, så vel som i molekylene av fluor og klor, utføres bindingen mellom atomer på grunn av ett elektronpar, en slik binding kalles enkelt. I et oksygenmolekyl dobbelt, og i nitrogenmolekylet - trippel.

Dessuten kan en kovalent binding være av to typer:

1) Hvis elektronskyer overlapper i retning av en rett linje som forbinder atomkjernene (dvs. langs kommunikasjonsakser ), kalles en slik kovalent binding sigma binding . Kovalente sigmabindinger dannes av overlappende orbitaler: s-s (hydrogenmolekyl), s-p (hydrogenklorid) og p-p (klormolekyl).

2) Hvis p-orbitaler rettet vinkelrett på bindingsaksen overlapper, dannes det to overlappingsområder på begge sider av bindingsaksen og en slik binding kalles pi-binding .

Til tross for at energien til en pi-binding er mindre enn sigma, er den totale energien til en dobbel, og enda mer en trippelbinding, høyere enn en enkelt.

5. Polaritet bindinger bestemmes av plasseringen av et felles elektronpar, hvis det er fordelt i rommet symmetrisk i forhold til kjernene til begge atomer, kalles en slik kovalent binding ikke-polar . Et eksempel er diatomiske molekyler som består av atomer av samme grunnstoff, dvs. enkle stoffer.

I tilfellet polar kovalent binding , molekylet er dannet av atomer av forskjellige elementer og elektronskyen til bindingen, i dette tilfellet, flyttes til atomet med en høyere relativ elektronegativitet. For eksempel, under dannelsen av HCl-molekylet, blir det vanlige elektronparet forskjøvet til kloratomet, siden det har en større EO.

EO- dette er evnen til grunnstoffenes atomer til å tiltrekke vanlige elektronpar til seg selv. Et atom mer enn et EO-element får en effektiv negativ ladning d-, og det andre atomet får en effektiv positiv ladning d+. Som et resultat er det dipol. Målingen av bindingens polaritet er elektrisk dipolmoment .

6. Orientering kovalent binding bestemmer den romlige strukturen til molekyler, dvs. deres geometriske form. Retningsgraden er kvantifisert valensvinkel er vinkelen mellom kjemiske bindinger. Kovalente bindinger dannet av multivalente atomer har alltid en romlig orientering.

I tillegg til egenskapene som er felles for enhver kjemisk binding (energi, lengde), har en kovalent binding ytterligere funksjoner: multiplisitet, metning, direktivitet, konjugering, polaritet og polariserbarhet.

mangfold

En, to eller tre kovalente bindinger kan dannes mellom de tilkoblede atomene.

Multiplisiteten (eller rekkefølgen) av en kovalent binding er preget av antall vanlige elektronpar mellom de tilkoblede atomene.

Et elektronpar mellom atomer er representert med en forbindelseslinje - valentinslag.

I nærvær av ett elektronpar mellom de tilkoblede atomene snakker de om en enkel (vanlig eller enkelt) kovalent binding.

For eksempel, i molekylene H 2 , F 2 , HF, H 2 O, NH 3 , CH 4 , CH 3 CH 3 eller komplekse ioner OH - , + , 2- , 2+ er alle bindinger mellom atomer vanlige og er σ- obligasjoner.

Hvis de sammenkoblede atomene har to eller tre felles elektronpar, er det henholdsvis en dobbel eller trippel kovalent binding mellom dem, mens en binding nødvendigvis er en σ-binding, resten er π-bindinger.

Eksempler er molekyler eller polyatomære ioner, hvor det er flere (dobbelt- eller trippel)bindinger mellom atomer: N≡N (nitrogen), H 2 C=CH 2 (etylen), H 2 C=O (formaldehyd), HC≡CH ( acetylen), O=N-O-, C≡N- (cyanid-ion).

Med en økning i mangfoldet av en kovalent binding, reduseres lengden og styrken øker:

Imidlertid er en økning i energien til en kovalent binding, som kan sees fra de gitte verdiene, ikke proporsjonal med en økning i dens mangfold, noe som indikerer en forskjell i energiene til σ- og π-bindingene, og E σ > E π . Dette skyldes det faktum at effektiviteten til overlappende atomorbitaler i dannelsen av en σ-molekylær orbital er høyere enn i dannelsen av en π-molekylær orbital.

Metningsevne

Hvert atom er i stand til å danne et visst antall kovalente bindinger, takket være hvilke molekylene har en viss sammensetning: H 2, H 2 O, PCl 5, CH 4.

Antall mulige kovalente bindinger dannet av et gitt atom avhenger av antall uparrede elektroner ved det ytre energinivået til atomet i bakken og eksiterte tilstander under utvekslingsmekanismen, og også av antall frie orbitaler på de ytre nivåene i giver-akseptor staten.

Når man bestemmer antall kovalente bindinger som et atom av et gitt element kan danne ved utvekslingsmekanismen, bør det tas i betraktning at når et atom går over i en eksitert tilstand, kan antallet uparrede elektroner øke som et resultat av depairing av noen elektronpar og overgang av elektroner til høyere energiundernivåer. Hvis energien som brukes på eksitasjonen av atomet er liten, kan den kompenseres av energien til den dannede kjemiske bindingen, og den eksiterte tilstanden til atomet stabiliseres.

Et lite energiforbruk er ledsaget av overganger av elektroner til høyere energiundernivåer innenfor nivået. Overgangene til elektroner fra energiundernivåene på ett nivå til undernivåene på et annet nivå krever mye energi, så de eksiterte tilstandene til atomene til elementene i de tre første periodene av det periodiske systemet av kjemiske elementer av D. I. Mendeleev, oppstår som et resultat av slike overganger, kan ikke stabiliseres av kjemiske bindinger.

La oss bestemme valensene 1 av atomene til elementene i den første og andre perioden av det periodiske systemet av kjemiske elementer i bakken og eksiterte tilstander.

Hydrogenatomet har ett elektron, så valensen er alltid I.

I et heliumatom opptar to elektroner l s- orbital. Nedbrytingen og overgangen til et av disse elektronene til et høyere energinivå krever mye energi, så heliumatomet er kjemisk inert.

Valensene til litiumatomene Li, nitrogen N, oksygen O, fluor F og neon Ne er lik antall uparrede elektroner i grunntilstanden, siden depairing av elektronpar av atomer til disse elementene bare er mulig når et elektron passerer til et høyere energinivå:

Fra de ovennevnte skjemaene med elektroniske formler kan det sees at valensen til litiumatomet er I, nitrogen - III, oksygen - II, fluor - I, neon - 0. I atomene til beryllium Be, bor B og karbon C , elektronpar kan depareres og elektroner kan overføres fra 2 s- undernivå til ledige orbitaler 2 R- undernivå.

Overgangen til et høyere energiundernivå innenfor nivået krever ikke et stort energiforbruk, og det kan kompenseres ved dannelse av en kjemisk binding. Og derfor utføres slike overganger under betingelsene for vanlige kjemiske reaksjoner. Derfor er valensene II, III og IV, iboende i henholdsvis Be-, B- og C-atomene i eksitert tilstand, mer karakteristiske enn valensene I og II til henholdsvis B- og C-atomene, som er bestemt med antall uparrede R- elektroner i grunntilstanden:

Fra den tredje perioden, atomene R- elementer ved eksitasjon av eksterne elektroner s- og R- undernivåer kan flytte til ledige d- sublevel, som forårsaker en økning i antall mulige kjemiske bindinger. Dette forklarer evnen til fosforatomene P til å danne fem kjemiske bindinger (PCl 5), svovelatomene S - fire (SO 2) eller seks (SO 3), og kloratomene Cl - tre, fem og til og med syv (den s.k. utvidelse av oktetten skjer ):

I de fleste tilfeller, når en binding dannes, deles elektronene til de bundne atomene. Denne typen kjemisk binding kalles en kovalent binding (prefikset "co-" på latin betyr kompatibilitet, "valens" - har kraft). Bindingselektronene er hovedsakelig lokalisert i rommet mellom de bundne atomene. På grunn av tiltrekningen av atomkjernene til disse elektronene, dannes en kjemisk binding. Dermed er en kovalent binding en kjemisk binding som oppstår på grunn av en økning i elektrontetthet i området mellom kjemisk bundne atomer.

Den første teorien om den kovalente bindingen tilhører den amerikanske fysikalske kjemikeren G.-N. Lewis. I 1916 foreslo han at bindingene mellom to atomer utføres av et par elektroner, med et åtte-elektronskall som vanligvis dannes rundt hvert atom (oktettregelen).

En av de essensielle egenskapene til en kovalent binding er dens metning. Med et begrenset antall ytre elektroner i områdene mellom kjernene, dannes et begrenset antall elektronpar nær hvert atom (og følgelig antall kjemiske bindinger). Det er dette tallet som er nært knyttet til begrepet valensen til et atom i et molekyl (valens er det totale antallet kovalente bindinger dannet av et atom). En annen viktig egenskap ved en kovalent binding er dens orientering i rommet. Dette er manifestert i omtrent samme geometriske struktur av kjemiske partikler med lignende sammensetning. Et trekk ved den kovalente bindingen er også dens polariserbarhet.

For å beskrive en kovalent binding brukes hovedsakelig to metoder, basert på ulike tilnærminger for å løse Schrödinger-ligningen: metoden for molekylære orbitaler og metoden for valensbindinger. For tiden brukes metoden for molekylære orbitaler nesten utelukkende i teoretisk kjemi. Imidlertid gir metoden for valensbindinger, til tross for den store kompleksiteten i beregninger, en mer visuell representasjon av dannelsen og strukturen til kjemiske partikler.

Kovalente bindingsparametere

Settet med atomer som danner en kjemisk partikkel skiller seg betydelig fra settet med frie atomer. Dannelsen av en kjemisk binding fører spesielt til en endring i atomradiusene og deres energi. Det er også en omfordeling av elektrontettheten: sannsynligheten for å finne elektroner i rommet mellom de bundne atomene øker.

Kjemisk bindingslengde

Når en kjemisk binding dannes, nærmer atomer seg alltid - avstanden mellom dem er mindre enn summen av radiene til isolerte atomer:

r(A−B) r(A) + r(B)

Radiusen til et hydrogenatom er 53 pm, den til et fluoratom er 71 pm, og avstanden mellom atomkjernene i et HF-molekyl er 92 pm:

Den indre nukleære avstanden mellom kjemisk bundne atomer kalles den kjemiske bindingslengden.

I mange tilfeller kan bindingslengden mellom atomer i et molekyl av et stoff forutses ved å vite avstandene mellom disse atomene i andre kjemikalier. Bindingslengden mellom karbonatomer i diamant er 154 pm, mellom halogenatomer i et klormolekyl - 199 pm. Halvsummen av avstander mellom karbon- og kloratomer beregnet fra disse dataene er 177 pm, som sammenfaller med den eksperimentelt målte bindingslengden i CCl 4-molekylet. Samtidig er dette ikke alltid tilfelle. For eksempel er avstanden mellom hydrogen- og bromatomer i diatomiske molekyler henholdsvis 74 og 228 pm. Det aritmetiske gjennomsnittet av disse tallene er 151 pm, men den faktiske avstanden mellom atomene i et hydrogenbromidmolekyl er 141 pm, det vil si merkbart mindre.

Avstanden mellom atomer reduseres betydelig med dannelsen av flere bindinger. Jo høyere bindingsmultiplisitet, jo kortere interatomisk avstand.

Lengder på noen enkle og flere bindinger

Valensvinkler

Retningen til kovalente bindinger er preget av valensvinkler - vinklene mellom linjene som forbinder de bundne atomene. Den grafiske formelen til en kjemisk partikkel inneholder ikke informasjon om bindingsvinkler. For eksempel, i SO 4 2− sulfationet er bindingsvinklene mellom svovel–oksygenbindinger 109,5 o , og i tetraklorpalladationet 2− 90 o . Kombinasjonen av bindingslengder og bindingsvinkler i en kjemisk partikkel bestemmer dens romlige struktur. For å bestemme bindingsvinkler brukes eksperimentelle metoder for å studere strukturen til kjemiske forbindelser. Valensvinkler kan estimeres teoretisk basert på den elektroniske strukturen til en kjemisk partikkel.

Kovalent bindingsenergi

En kjemisk forbindelse dannes fra individuelle atomer bare hvis den er energetisk gunstig. Hvis tiltrekningskreftene seier over frastøtende krefter, avtar den potensielle energien til de samvirkende atomene, ellers øker den. På en viss avstand (lik bindingslengden r 0) denne energien er minimal.

Således, når en kjemisk binding dannes, frigjøres energi, og når den brytes, absorberes energi. Energi E 0 , nødvendig for å skille atomene og fjerne dem fra hverandre i en avstand der de ikke samhandler, kalles bindende energi. For diatomiske molekyler er bindingsenergien definert som energien for dissosiasjon av et molekyl til atomer. Det kan måles eksperimentelt.

I et hydrogenmolekyl er bindingsenergien numerisk lik energien som frigjøres under dannelsen av et H 2 -molekyl fra H-atomer:

H + H \u003d H 2 + 432 kJ

Den samme energien må brukes for å bryte H-H-bindingen:

H 2 \u003d H + H - 432 kJ

For polyatomiske molekyler er denne verdien betinget og tilsvarer energien til en slik prosess der en gitt kjemisk binding forsvinner, mens alle de andre forblir uendret. Hvis det er flere like bindinger (for eksempel for et vannmolekyl som inneholder to oksygen-hydrogenbindinger), kan energien deres beregnes ved å bruke Hess' lov. Verdiene av energien til dekomponering av vann til enkle stoffer, så vel som energiene til dissosiasjonen av hydrogen og oksygen til atomer er kjent:

2H20 \u003d 2H2 + O2; 484 kJ/mol

H 2 \u003d 2H; 432 kJ/mol

O 2 \u003d 2O; 494 kJ/mol

Gitt at to vannmolekyler inneholder 4 bindinger, er oksygen-hydrogenbindingsenergien:

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

I molekyler med sammensetning AB n den suksessive løsrivelsen av B-atomer er ledsaget av visse (ikke alltid identiske) energiforbruk. For eksempel varierer energiverdiene (kJ/mol) for suksessiv eliminering av hydrogenatomer fra et metanmolekyl betydelig:

	427		368		519		335
CH 4	→	CH 3	→	CH 2	→	CH	→	FRA

I dette tilfellet er A–B-bindingsenergien definert som gjennomsnittsverdien av energien som brukes på alle stadier:

CH4 \u003d C + 4H; 1649 kJ/mol

E(С−Н) = 1649 / 4 = 412 kJ/mol

Jo høyere energi en kjemisk binding har, desto sterkere binding.. Bindingen anses som sterk eller sterk hvis energien overstiger 500 kJ/mol (for eksempel 942 kJ/mol for N 2), svak - hvis energien er mindre enn 100 kJ/mol (for eksempel 69 kJ/mol for NO 2). Hvis det frigjøres en energi på mindre enn 15 kJ/mol under interaksjonen mellom atomer, anses det at det ikke dannes en kjemisk binding, men en intermolekylær interaksjon observeres (for eksempel 2 kJ/mol for Xe 2). Bindingsstyrken avtar vanligvis med økende bindingslengde.

En enkeltbinding er alltid svakere enn flere bindinger - doble og trippel - mellom de samme atomene.

Energier av noen enkle og flere bindinger

Polariteten til en kovalent binding

Polariteten til en kjemisk binding avhenger av forskjellen i elektronegativiteten til bindingsatomene.

Elektronegativitet er en betinget verdi som karakteriserer evnen til et atom i et molekyl til å tiltrekke seg elektroner. Hvis bindingselektronene i et diatomisk molekyl A–B tiltrekkes sterkere til B-atomet enn til A-atomet, anses B-atomet for å være mer elektronegativt.

Elektronegativitetsskalaen ble brukt av L. Pauling for kvantitative egenskaper ved atomers evne til å polarisere kovalente bindinger. For en kvantitativ beskrivelse av elektronegativitet, i tillegg til termokjemiske data, brukes også data om geometrien til molekyler (Sanderson-metoden) eller spektrale egenskaper (Gordy-metoden). Allred- og Rochov-skalaen er også mye brukt, der den effektive kjerneladningen og den atomære kovalente radiusen brukes i beregningen. Metoden foreslått av den amerikanske fysikalske kjemikeren R. Mulliken (1896-1986) har den klareste fysiske betydningen. Han definerte elektronegativiteten til et atom som halvparten av summen av dets elektronaffinitet og ioniseringspotensial. Elektronegativitetsverdier basert på Mulliken-metoden og utvidet til et bredt spekter av forskjellige objekter kalles absolutte.

Fluor har den høyeste elektronegativitetsverdien. Det minst elektronegative grunnstoffet er cesium. Jo høyere forskjellen er mellom elektronegativiteten til to atomer, jo mer polar er den kjemiske bindingen mellom dem.

Avhengig av hvordan omfordelingen av elektrontetthet skjer under dannelsen av en kjemisk binding, skilles flere typer av den. Det begrensende tilfellet av kjemisk bindingspolarisering er den fullstendige overgangen til et elektron fra ett atom til et annet. I dette tilfellet dannes det to ioner, mellom hvilke det oppstår en ionisk binding. For at to atomer skal danne en ionisk binding, må elektronegativiteten deres være svært forskjellig. Hvis elektronegativiteten til atomene er like (når molekyler dannes fra identiske atomer), kalles bindingen ikke-polar kovalent. Oftest funnet polar kovalent binding - det dannes mellom alle atomer som har forskjellige verdier av elektronegativitet.

Kvantifisere polaritet("ioniske") bindinger kan tjene som de effektive ladningene til atomer. Den effektive ladningen til et atom karakteriserer forskjellen mellom antall elektroner som tilhører et gitt atom i en kjemisk forbindelse og antall elektroner i et fritt atom. Et atom av et mer elektronegativt element tiltrekker seg elektroner sterkere. Derfor er elektronene nærmere ham, og han får en negativ ladning, som kalles effektiv, og partneren hans har den samme positive ladningen. Hvis elektronene som danner en binding mellom atomer tilhører dem, er de effektive ladningene null. I ioniske forbindelser må de effektive ladningene falle sammen med ladningene til ionene. Og for alle andre partikler har de mellomverdier.

Den beste metoden for å estimere ladningene til atomer i et molekyl er å løse bølgeligningen. Dette er imidlertid bare mulig i nærvær av et lite antall atomer. Kvalitativt kan ladningsfordelingen estimeres ved hjelp av elektronegativitetsskalaen. Ulike eksperimentelle metoder brukes også. For diatomiske molekyler kan polariteten til bindingen karakteriseres og de effektive ladningene til atomene kan bestemmes basert på måling av dipolmomentet:

μ = q r,

hvor q er ladningen til dipolen, som er lik den effektive ladningen for et diatomisk molekyl, r− internnukleær avstand.

Bindingsdipolmomentet er en vektormengde. Det er rettet fra den positivt ladede delen av molekylet til dens negative del. Basert på måling av dipolmomentet ble det funnet at i HCl-molekylet har hydrogenatomet en positiv ladning på +0,2 brøkdeler av elektronladningen, og kloratomet har en negativ ladning på -0,2. Derfor er H-Cl-bindingen ionisk med 20%. Og Na-Cl-bindingen er 90% ionisk.

1. Romlig orientering. Hvis elektronskyer overlapper i retning av en rett linje som forbinder atomkjernene, kalles en slik forbindelse s-binding(s–s overlapper H 2 , р–рCl 2 , s–рHC1).

Når p-orbitalene rettet vinkelrett på bindingsaksen overlapper, dannes to overlappende områder på begge sider av bindingsaksen. En slik kovalent binding kalles en p-binding. For eksempel, i et nitrogenmolekyl er atomene forbundet med en s-binding og to p-bindinger.

Retningen til bindingen bestemmer den romlige strukturen til molekylene, dvs. deres form, og er preget av tilstedeværelsen av en strengt definert vinkel mellom bindingene. For eksempel er vinkelen mellom s-bindinger i et vannmolekyl 104,5°.

2. Kommunikasjonspolaritet bestemmes av asymmetrien i fordelingen av den vanlige elektronskyen langs bindingsaksen.

Hvis vanlige elektronpar er lokalisert symmetrisk i forhold til begge kjernene, kalles en slik kovalent binding ikke-polar.

Hvis vanlige elektronpar flyttes til et av atomene (de er plassert asymmetrisk i forhold til kjernene til forskjellige atomer), kalles en slik kovalent binding polar.

I tilfellet når elektronparet er forskjøvet mot et mer elektronegativt atom, faller ikke sentrene (+) og (-) av ladningene sammen, og et system (elektrisk dipol) oppstår med to like store, men motsatte i tegnladninger , avstanden mellom hvilke ( l) kalles dipollengden. Mål på polaritet til molekyler er dipol elektrisk moment m, lik produktet av den absolutte verdien av elektronladningen
(q = 1,6 × 10 –19 C) per dipollengde l:

m = q× l.

Enheten av m er debye D, 1 D = 3,33×10 -30 C×m.

Trening. Dipollengden til HCl-molekylet er 2,2×10 –9 cm.Regn ut det elektriske momentet til dipolen.

2,2×10 -9 cm = 2,2×10 -11 m

m = 1,6 × 10 -19 × 2,2 × 10 -11 = 3,52 × 10 -30 C × m = 3,52 × 10 -30 / 3,33 × 10 -30 = 1,06 D.

3. mangfold kovalent binding bestemmes av antall delte elektronpar som forbinder atomer. Bindingen mellom to atomer som bruker ett elektronpar kalles enkel(bindinger H - C1, C - H, H - O, etc.). Kommunikasjon ved hjelp av to elektronpar kalles dobbelt(etylen H 2 C \u003d CH 2) , ved hjelp av tre elektronpar trippel(nitrogen N N, acetylen H - C C - H).

4.Lenkelengde er likevektsavstanden mellom atomkjernene. Bindingslengden uttrykkes i nanometer (nm). 1 nm = 10 -9 m. Jo kortere bindingslengde, desto sterkere kjemisk binding.

5. Bond energi er lik det arbeidet som må brukes for å bryte forbindelsen. Uttrykk bindingsenergien i kilojoule per mol (kJ/mol). Bindingsenergien øker med en reduksjon i bindingslengden og med en økning i bindingsmangfoldet. Prosessen med bindingsdannelse fortsetter med frigjøring av energi (eksoterm prosess), og prosessen med å bryte båndet - med absorpsjon av energi (endoterm prosess).

Hybridisering

Hybridisering– justering av orbitaler i form og energi.

Sp hybridisering

Tenk på eksemplet med berylliumhydrid BeH 2 . Den elektroniske strukturen til Be-atomet i normaltilstand er 1s 2 2s 2 . Et berylliumatom kan samhandle med hydrogenatomer bare i en eksitert tilstand (s ® p-overgang).

Vær - 1s 2 2s 1 2p 1

De to bindingene som dannes må være forskjellige i energi, siden dannelsen av den ene er assosiert med overlappingen av to s-orbitaler, den andre
sverm - s- og p-orbitaler. Da må også hydrogenatomene i molekylet være kjemisk ulik: det ene er mer mobilt og reaktivt enn det andre. Eksperimentelt er dette ikke tilfelle - begge hydrogenatomene er energimessig likeverdige. For å forklare dette fenomenet har J.K. Slater og L. Pauling foreslo at "når man tolker og beregner vinklene mellom bindinger og bindingslengden, er det tilrådelig å erstatte bindinger som er nær energimessig med et likt antall energisk ekvivalente bindinger." Forbindelsene som oppstår på denne måten er hybride.

Dermed er en s- og en p-orbital av berylliumatomet erstattet av to energisk ekvivalente sp-orbitaler plassert i en vinkel på 180° til hverandre, dvs. molekylet har en lineær struktur.

sp 2 hybridisering

Tenk på eksemplet med et borhydrid ВН 3-molekyl. Den elektroniske strukturen til boratomet i normaltilstand er B-1s 2 2s 2 2p 1. Det kan bare danne en kovalent binding. Tre kovalente bindinger for boratomet er karakteristiske bare i eksitert tilstand B* – 1s 2 2s 1 2p 2

En binding dannet ved overlapping av to s-orbitaler av B- og H-atomene skiller seg ikke energisk fra de to andre, dannet av overlappingen av s- og p-orbitalene. Tre sp 2 -hybride orbitaler plassert i en vinkel på 120 ca til hverandre, molekylet har en flat struktur. Et lignende bilde er typisk for alle fireatommolekyler dannet av tre sp 2 hybridbindinger, for eksempel for borklorid (BCl 3).

sp 3 hybridisering

Tenk på eksemplet med metan CH 4 . I normaltilstand kan et karbonatom med den elektroniske strukturen 1s 2 2s 2 2p 2 kun gi to kovalente bindinger. I en eksitert tilstand er den i stand til å være tetravalent med en elektronisk struktur på 1s 2 2s 1 2p 3.

En s- og tre p-orbitaler av karbonatomet blir hybrid, og det dannes fire sp 3 -hybride, energisk ekvivalente orbitaler. Metanmolekylet får en tetraedrisk struktur. I midten av tetraederet, hvor alle toppunktene er geometrisk ekvivalente, er det et karbonatom og hydrogenatomer ved dets toppunkter. Vinkelen mellom bindingene er 109 ca. 28¢.

Samspillskreftene mellom molekyler kalles van der Waals eller intermolekylære. Denne interaksjonen skyldes elektrostatisk tiltrekning mellom individuelle molekyler og er preget av følgende egenskaper:

Den virker på relativt store avstander, og overskrider betydelig størrelsen på selve molekylene;

Den er preget av lav energi, derfor svekkes den betydelig med økende temperatur;

Det er ikke-mettbart, det vil si at interaksjonen mellom dette molekylet og det andre utelukker ikke en lignende effekt i forhold til det tredje, fjerde, etc.

Med en økning i relative molare masser øker kreftene til intermolekylær interaksjon, og som et resultat øker smelte- og kokepunktene til stoffer.

Trening. Beregn forskjellen i elektronegativiteten til atomene ΔEO for O–H- og O–Mg-bindingene i Mg(OH) 2-forbindelsen og bestem hvilken av disse bindingene som er mer polar. EO(H) = 2,1 eV, EO(O) = 3,5 eV, EO(Mg) = 1,2 eV.

Løsning:

ΔEO(O–H) = 3,5 – 2,1 = 1,4; ΔEO(O–Mg) = 3,5 – 1,2 = 2,3.

Dermed er Mg–O-bindingen mer polar.

Når forbindelser dannes fra grunnstoffer som er svært forskjellige i elektronegativitet (typiske metaller og typiske ikke-metaller), blir de vanlige elektronparene fullstendig forskjøvet til et mer elektronegativt atom. For eksempel, under forbrenning av natrium i klor, pares det uparrede 3s-elektronet til natriumatomet med 3p-elektronet til kloratomet. Det delte elektronparet er fullstendig forskjøvet til kloratomet (Δχ(Cl) = 2,83 eV, Δχ(Cl) = 0,93 eV). For at en ionisk binding skal oppstå, er det nødvendig:

1. Tilstedeværelsen av et atom med en uttalt tendens til å donere et elektron med dannelse av et positivt ladet ion (kation), dvs. med lav EI. Ioniseringspotensialet er energien som må brukes for å fjerne det første elektronet fra den ytre bane. Jo lavere ioniseringspotensialet er, desto lettere mister atomet elektroner, desto mer uttalt er de metalliske egenskapene til elementet. Ioniseringspotensialet øker i løpet av en periode fra venstre til høyre, avtar fra topp til bunn.

Prosessen med å donere elektroner kalles oksidasjon.

2. Tilstedeværelsen av et atom med en uttalt tendens til å feste et elektron med dannelse av negativt ladede ioner (anioner), dvs. med et stort SE. Prosessen med å legge til elektroner kalles reduksjon.

Cl + e ® Cl –

Typiske ioniske forbindelser dannes ved kombinasjon av metallatomer i hovedundergruppene i gruppene I og II med atomer av ikke-metaller i hovedundergruppen til gruppe VII (NaCl, KF, CaCl 2).

Det er ingen skarp grense mellom ioniske og kovalente bindinger. I gassfasen kjennetegnes stoffer av en rent kovalent polar binding, men de samme stoffene i fast tilstand kjennetegnes av en ionisk binding.