De ytre skallene til alle elementer unntatt edle gasser, er UFULLSTENDIGE og i ferd med kjemisk interaksjon er de FERDIG.

Kjemisk binding dannet på grunn av eksterne elektroner elektroniske skall, men det utføres på forskjellige måter.

Det er tre hovedtyper av kjemiske bindinger:

Kovalent binding og dens varianter: polar og ikke-polar kovalent binding;

Ionebinding;

Metallkobling.

Ionebinding

En ionisk kjemisk binding er en binding dannet på grunn av den elektrostatiske tiltrekningen av kationer til anioner.

En ionisk binding oppstår mellom atomer som har skarpt forskjellige elektronegativitetsverdier fra hverandre, så elektronparet som danner bindingen er sterkt partisk mot ett av atomene, slik at det kan anses å tilhøre atomet til dette elementet.

Elektronegativitet er evnen til atomer kjemiske elementer tiltrekke dine egne og andres elektroner.

Ionebindingens natur, struktur og egenskaper ioniske forbindelser forklart fra posisjonen til den elektrostatiske teorien om kjemiske bindinger.

Dannelse av kationer: M 0 - n e - = M n+

Dannelse av anioner: HeM 0 + n e - = HeM n-

For eksempel: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

Når metallisk natrium brenner i klor som følge av oksidativt -gjenopprettingsreaksjon Det dannes kationer av det sterkt elektropositive grunnstoffet natrium og anioner av det sterkt elektronegative grunnstoffet klor.

Konklusjon: en ionisk kjemisk binding dannes mellom metall- og ikke-metallatomer som er svært forskjellige i elektronegativitet.

For eksempel: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2, etc.

Kovalente upolare og polare bindinger

En kovalent binding er bindingen av atomer ved bruk av felles (delt mellom dem) elektronpar.

Kovalent upolar binding

La oss vurdere forekomsten av en kovalent ikke-polar binding ved å bruke eksemplet på dannelsen av et hydrogenmolekyl fra to hydrogenatomer. Denne prosessen er allerede typisk kjemisk reaksjon, fordi fra ett stoff (atomært hydrogen) dannes et annet - molekylært hydrogen. Eksternt skilt Den energiske "fordelen" av denne prosessen er utgivelsen stor mengde varme.

Elektronskallene til hydrogenatomer (med ett s-elektron for hvert atom) smelter sammen til en felles elektronsky (molekylær orbital), der begge elektronene «tjener» kjernene, uavhengig av om det er «vår» kjerne eller «fremmed». Det nye elektronskallet ligner det ferdige elektronskallet til inertgassen helium av to elektroner: 1s 2.

I praksis mer enn enkle måter. For eksempel foreslo den amerikanske kjemikeren J. Lewis i 1916 å betegne elektroner med prikker ved siden av elementenes symboler. En prikk representerer ett elektron. I dette tilfellet er dannelsen av et hydrogenmolekyl fra atomer skrevet som følger:

La oss vurdere bindingen av to kloratomer 17 Cl (kjerneladning Z = 17) til et diatomisk molekyl fra synspunktet om strukturen til elektronskallene til klor.

Det ytre elektroniske nivået av klor inneholder s 2 + p 5 = 7 elektroner. Siden elektronene på lavere nivåer ikke tar del i kjemisk interaksjon, betegner vi bare elektronene på det ytre tredje nivået med prikker. Disse ytre elektronene (7 stykker) kan ordnes i form av tre elektronpar og ett uparet elektron.

Etter å ha kombinert de uparrede elektronene til to atomer til et molekyl, oppnås et nytt elektronpar:

I dette tilfellet befinner hvert av kloratomene seg omgitt av en OCTET av elektroner. Dette kan lett sees ved å sirkle rundt et hvilket som helst av kloratomene.

En kovalent binding dannes bare av et par elektroner plassert mellom atomer. Det kalles et delt par. De gjenværende elektronparene kalles ensomme par. De fyller skjellene og er ikke med på å binde.

Atomer danner kjemiske bindinger som et resultat av å dele nok elektroner til å oppnå en elektronisk konfigurasjon som ligner på den komplette elektronisk konfigurasjon atomer av edle grunnstoffer.

I følge Lewis-teorien og oktettregelen kan kommunikasjon mellom atomer ikke nødvendigvis utføres av ett, men av to eller til og med tre delte par, hvis det kreves av oktettregelen. Slike bindinger kalles dobbelt- og trippelbindinger.

For eksempel kan oksygen danne et diatomisk molekyl med en oktett av elektroner fra hvert atom bare når to delte par er plassert mellom atomene:

Nitrogenatomer (2s 2 2p 3 på det siste skallet) er også bundet til et diatomisk molekyl, men for å organisere en oktett av elektroner må de ordne tre delte par mellom seg:

Konklusjon: en kovalent upolar binding oppstår mellom atomer med samme elektronegativitet, det vil si mellom atomer av samme kjemiske element - et ikke-metall.

For eksempel: i molekyler er H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 en kovalent upolar binding.

Kovalent binding

En polar kovalent binding inntar en mellomposisjon mellom ren kovalent binding og ionebinding. Akkurat som ionisk, kan det bare oppstå mellom to atomer av forskjellige typer.

Som et eksempel kan du vurdere dannelsen av vann i reaksjonen mellom hydrogen (Z = 1) og oksygen (Z = 8) atomer. For å gjøre dette er det praktisk å først skrive elektroniske formler for de ytre skallene av hydrogen (1s 1) og oksygen (...2s 2 2p 4).

Det viser seg at for dette er det nødvendig å ta nøyaktig to hydrogenatomer per ett oksygenatom. Imidlertid er naturen slik at oksygenatomets akseptoregenskaper er høyere enn hydrogenatomets (årsakene til dette vil bli diskutert litt senere). Derfor er bindingselektronparene i Lewis-formelen for vann litt forskjøvet mot kjernen til oksygenatomet. Bindingen i et vannmolekyl er polar kovalent, og partielle positive og negative ladninger vises på atomene.

Konklusjon: en kovalent polar binding oppstår mellom atomer med forskjellig elektronegativitet, det vil si mellom atomer av forskjellige kjemiske elementer - ikke-metaller.

For eksempel: i molekylene HCl, H 2 S, NH 3, P 2 O 5, CH 4 - en kovalent polar binding.

Strukturelle formler

For tiden er det vanlig å avbilde elektronpar (det vil si kjemiske bindinger) mellom atomer med streker. Hver strek er et delt elektronpar. I dette tilfellet ser molekylene som allerede er kjent for oss slik ut:

Formler med bindestreker mellom atomer kalles strukturformler. Oftere i strukturformler representerer ikke ensomme elektronpar

Strukturformler er veldig gode for å skildre molekyler: de viser tydelig hvordan atomer er koblet til hverandre, i hvilken rekkefølge, med hvilke bindinger.

Et bindende elektronpar i Lewis-formler er det samme som en strek i strukturformler.

Dobbelt- og trippelbindinger har vanlig navn- flere tilkoblinger. Nitrogenmolekylet sies også å ha en bindingsrekkefølge på tre. I et oksygenmolekyl er bindingsrekkefølgen to. Bindingsrekkefølgen i hydrogen- og klormolekyler er den samme. Hydrogen og klor har ikke lenger en multippel, men en enkel binding.

Bindingsrekkefølge er antall delte delte par mellom to bundne atomer. En tilkoblingsrekkefølge høyere enn tre forekommer ikke.

Fang svaret.
1. a) i S2-molekylet er bindingen kovalent upolar, fordi det er dannet av atomer av samme grunnstoff. Tilknytningsformasjonen vil være som følger:
Svovelelement hovedundergruppe Gruppe VI. Dens atomer har
6 elektroner i det ytre skallet. Uparede elektroner vil være:
8-6 = 2.

La oss betegne de ytre elektronene

eller
S=S
b) i K2O-molekylet er bindingen ionisk, fordi det er dannet av atomer av grunnstoffer
ment av metall og ikke-metall.
Kalium er et element i gruppe I i hovedundergruppen, et metall. Atomet hans


Oksygen er et element i hovedundergruppen til gruppe VI, et ikke-metall. Hans
Det er lettere for et atom å akseptere 2 elektroner, som ikke er nok til å fullføre nivået, enn å gi fra seg 6 elektroner:


ioner, er det lik 2(2∙1). For at kaliumatomer skal gi fra seg 2 elektroner, må de ta 2, slik at oksygenatomer kan akseptere 2 elektroner, bare 1 atom er nødvendig:

c) i H2S-molekylet er bindingen kovalent polar, fordi hun er utdannet
atomer av grunnstoffer med forskjellig EO. Tilkoblingsskjemaet vil være som følger:
Svovel er et element i hovedundergruppen til gruppe VI. Dens atomer har
6 elektroner i det ytre skallet. Uparede elektroner vil være: 8-6=2.
Hydrogen er et element i hovedundergruppen i gruppe 1. Dens atomer inneholder
1 elektron per ytre skall. Ett elektron er uparet (for et hydrogenatom er to-elektronnivået fullstendig).

La oss betegne de ytre elektronene:

eller

Vanlige elektronpar flyttes til svovelatomet, da det er mer elektrisk
trippel negativ

1. a) i N2-molekylet er bindingen kovalent upolar, fordi det er dannet av atomer av samme grunnstoff. Tilknytningsformasjonsskjemaet er som følger:

5 elektroner i det ytre skallet. Uparede elektroner: 8-5 = 3.
La oss betegne de ytre elektronene:

eller

eller

b) i Li3N-molekylet er bindingen ionisk, fordi det er dannet av atomer av grunnstoffer
ment av metall og ikke-metall.
Litium er et element i hovedundergruppen av gruppe I, et metall. Atomet hans
Det er lettere å gi bort 1 elektron enn å akseptere de manglende 7:

Nitrogen er et element i hovedundergruppen til gruppe V, et ikke-metall. Atomet hans
det er lettere å akseptere de 3 elektronene som mangler før ferdigstillelse ytre nivå enn å gi fra seg fem elektroner fra det ytre nivået:

La oss finne det minste felles multiplum mellom ladningene som ble dannet
Xia-ioner, det er lik 3(3 1). For at litiumatomer skal gi fra seg 3 elektroner, trengs 3 atomer, for at nitrogenatomer skal akseptere 3 elektroner, trengs bare ett atom:

c) i NCI3-molekylet er bindingen kovalent polar, fordi hun er utdannet
atomer av ikke-metalliske elementer med forskjellige betydninger EO. Tilknytningsformasjonsskjemaet er som følger:
Nitrogen er et element i hovedundergruppen til gruppe V. Dens atomer har
5 elektroner i det ytre skallet. Uparede elektroner vil være: 8-5=3.
Klor er et element i hovedundergruppen VII gruppe. Dens atomer inneholder
7 elektroner per ytre skall. 1 elektron forblir uparet.

La oss betegne de ytre elektronene:

Vanlige elektronpar flyttes til nitrogenatomet, da det er mer elektrisk
trippel negativ:

Kjemisk binding

Alle interaksjoner som fører til forening kjemiske partikler(atomer, molekyler, ioner osv.) til stoffer deles inn i kjemiske bindinger og intermolekylære bindinger (intermolekylære interaksjoner).

Kjemiske bindinger- bindes direkte mellom atomer. Det er ioniske, kovalente og metalliske bindinger.

Intermolekylære bindinger- forbindelser mellom molekyler. Dette er hydrogenbindinger, ione-dipolbindinger (på grunn av dannelsen av denne bindingen, for eksempel oppstår dannelsen av et hydreringsskall av ioner), dipol-dipol (på grunn av dannelsen av denne bindingen, kombineres molekyler av polare stoffer for eksempel i flytende aceton), etc.

Ionebinding- en kjemisk binding dannet på grunn av den elektrostatiske tiltrekningen av motsatt ladede ioner. I binære forbindelser(sammensetninger av to elementer) det dannes i tilfellet når størrelsene på de bundne atomene avviker sterkt fra hverandre: noen atomer er store, andre er små - det vil si at noen atomer lett gir fra seg elektroner, mens andre har en tendens til å akseptere dem (vanligvis er dette atomer av elementer som danner typiske metaller og atomer av elementer som danner typiske ikke-metaller); elektronegativiteten til slike atomer er også veldig forskjellig.
Ionebinding er ikke-retningsbestemt og ikke-mettet.

Kovalent binding- en kjemisk binding som oppstår på grunn av dannelsen av et felles elektronpar. En kovalent binding dannes mellom små atomer med samme eller lignende radier. Forutsetning- tilstedeværelsen av uparrede elektroner i begge bundne atomer (utvekslingsmekanisme) eller et ensomt par i ett atom og en fri orbital i det andre (donor-akseptormekanisme):

EN)	H·+·H H:H	H-H	H 2	(ett delt elektronpar; H er monovalent);
b)		NN	N 2	(tre delte elektronpar; N er treverdig);
V)		H-F	HF	(ett delt elektronpar; H og F er monovalente);
G)			NH4+	(fire delte elektronpar; N er fireverdig)

Basert på antall delte elektronpar deles kovalente bindinger inn i
• enkel (enkel)- ett par elektroner,
• dobbelt- to par elektroner,
• tredobler- tre par elektroner.

Dobbelt- og trippelbindinger kalles multippelbindinger.

I henhold til fordelingen av elektrontetthet mellom de bundne atomene, er en kovalent binding delt inn i ikke-polar Og polar. Ikke-polar binding dannes mellom identiske atomer, polare - mellom forskjellige.

Elektronegativitet- et mål på evnen til et atom i et stoff til å tiltrekke seg vanlige elektronpar.
Elektronparene av polare bindinger forskyves mot mer elektronegative elementer. Selve forskyvningen av elektronpar kalles bindingspolarisering. De partielle (overskytende) ladningene som dannes under polarisering er betegnet med + og -, for eksempel: .

Basert på arten av overlappingen av elektronskyer ("orbitaler"), er en kovalent binding delt inn i -binding og -binding.
-En binding dannes på grunn av direkte overlapping av elektronskyer (langs den rette linjen som forbinder atomkjernene), -en binding dannes på grunn av lateral overlapping (på begge sider av planet som atomkjernene ligger i).

En kovalent binding er retningsbestemt og mettbar, så vel som polariserbar.
Hybridiseringsmodellen brukes til å forklare og forutsi den gjensidige retningen til kovalente bindinger.

Hybridisering atomorbitaler og elektroniske skyer- den antatte justeringen av atomorbitaler i energi, og elektronskyer i form når et atom danner kovalente bindinger.
De tre vanligste typene hybridisering er: sp-, sp 2 og sp 3-hybridisering. For eksempel:
sp-hybridisering - i molekyler C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (lineær struktur);
sp 2-hybridisering - i molekyler C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (flat trekantet form);
sp 3-hybridisering - i molekyler CCl 4, SiH 4, CH 4 (tetraedrisk form); NH3 (pyramideformet); H 2 O (vinkelform).

Metallkobling- en kjemisk binding dannet ved å dele valenselektronene til alle bundne atomer i en metallkrystall. Som et resultat dannes en enkelt elektronsky av krystallen, som lett beveger seg under påvirkning av elektrisk spenning- derav den høye elektriske ledningsevnen til metaller.
En metallisk binding dannes når atomene som bindes er store og derfor har en tendens til å gi fra seg elektroner. Enkle stoffer med metallbinding er metaller (Na, Ba, Al, Cu, Au, etc.), komplekse stoffer er intermetalliske forbindelser (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8, etc.).
Metallbindingen har ikke retning eller metning. Det er også bevart i metallsmelter.

Hydrogenbinding- en intermolekylær binding dannet på grunn av delvis aksept av et elektronpar fra et svært elektronegativt atom av et hydrogenatom med en stor positiv partiell ladning. Det dannes i tilfeller der ett molekyl inneholder et atom med et ensomt elektronpar og høy elektronegativitet (F, O, N), og det andre inneholder et hydrogenatom bundet av en svært polar binding til et av slike atomer. Eksempler på intermolekylære hydrogenbindinger:

H—O—H OH 2, H—O—H NH 3, H—O—H F—H, H—F H—F.

Intramolekylære hydrogenbindinger finnes i polypeptidmolekyler, nukleinsyrer, proteiner osv.

Et mål på styrken til enhver binding er bindingsenergien.
Kommunikasjonsenergi- energien som kreves for å bryte en gitt kjemisk binding i 1 mol av et stoff. Måleenheten er 1 kJ/mol.

Energiene til ioniske og kovalente bindinger er av samme størrelsesorden, energien til hydrogenbindinger er en størrelsesorden mindre.

Energien til en kovalent binding avhenger av størrelsen på de bundne atomene (bindingslengden) og av bindingens mangfold. Jo mindre atomer og jo større bindingsmangfold, jo større er energien.

Ionebindingsenergien avhenger av størrelsen på ionene og deres ladninger. Jo mindre ioner og jo større ladning, jo større bindingsenergi.

Stoffets struktur

I henhold til type struktur er alle stoffer delt inn i molekylær Og ikke-molekylær. Mellom organisk materiale molekylære stoffer dominerer blant uorganiske stoffer, ikke-molekylære stoffer dominerer.

Basert på type kjemisk binding deles stoffer inn i stoffer med kovalente bindinger, stoffer med ioniske bindinger (ioniske stoffer) og stoffer med metalliske bindinger (metaller).

Stoffer med kovalente bindinger kan være molekylære eller ikke-molekylære. Dette påvirker deres fysiske egenskaper betydelig.

Molekylære stoffer består av molekyler knyttet sammen av svake intermolekylære bindinger, disse inkluderer: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 og andre enkle stoffer; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, organiske polymerer og mange andre stoffer. Disse stoffene har ikke høy styrke, de har lave temperaturer smelting og koking, ikke utfør elektrisk strøm, noen av dem er løselige i vann eller andre løsemidler.

Ikke-molekylære stoffer med kovalente bindinger eller atomiske stoffer (diamant, grafitt, Si, SiO 2, SiC og andre) danner svært sterke krystaller (med unntak av lagdelt grafitt), de er uløselige i vann og andre løsemidler, har høye temperaturer smelter og koker, de fleste av dem leder ikke elektrisk strøm (bortsett fra grafitt, som er elektrisk ledende, og halvledere - silisium, germanium, etc.)

Alle ioniske stoffer er naturlig ikke-molekylære. Dette er faste, ildfaste stoffer, løsninger og smelter som leder elektrisk strøm. Mange av dem er løselige i vann. Det skal bemerkes at i ioniske stoffer, hvis krystaller består av komplekse ioner, er det også kovalente bindinger, for eksempel: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-), osv. Atomene som utgjør komplekse ioner er forbundet med kovalente bindinger.

Metaller (stoffer med metalliske bindinger) svært forskjellige i deres fysiske egenskaper. Blant dem er det flytende (Hg), veldig myke (Na, K) og veldig harde metaller (W, Nb).

Karakteristisk fysiske egenskaper metaller er deres høye elektriske ledningsevne (i motsetning til halvledere, den avtar med økende temperatur), høy varmekapasitet og duktilitet (for rene metaller).

I fast tilstand er nesten alle stoffer sammensatt av krystaller. I henhold til type struktur og type kjemisk binding, krystaller (" krystallgitter") delt på atomisk(krystaller Ikke molekylære stoffer med en kovalent binding), ionisk(krystaller av ioniske stoffer), molekylær(krystaller av molekylære stoffer med kovalente bindinger) og metall(krystaller av stoffer med en metallisk binding).

Oppgaver og tester om emnet "Tema 10. "Kjemisk binding. Materiens struktur."

• Typer kjemisk binding - Oppbygning av materie karakter 8–9

  Leksjoner: 2 oppgaver: 9 prøver: 1

Alternativ 1

1. Velg kjemiske elementer - metaller og skriv ned symbolene deres: fosfor, kalsium, bor, litium, magnesium, nitrogen.

2. Identifiser et kjemisk grunnstoff med et elektronisk diagram av et atom

3. Bestem type binding i stoffene: natriumklorid NaCl, hydrogen H₂, hydrogenklorid HCl.

4. Tegn et bindingsdannelsesdiagram for ett av stoffene angitt i oppgave 3.

Alternativ 2

1. Velg kjemiske elementer - ikke-metaller og skriv ned symbolene deres: natrium, hydrogen, svovel, oksygen, aluminium, karbon.

2. Skriv ned diagrammet elektronisk struktur karbonatom.

3. Bestem type binding i stoffene: natriumfluorid NaF, klor Cl2, hydrogenfluorid HF.

4. Tegn et bindingsdannelsesdiagram for to av de 3 stoffene som er angitt i oppgaven.

Alternativ 3

1. Ordne tegnene til de kjemiske elementene: Br, F, I, Cl i økende rekkefølge ikke-metalliske egenskaper. Forklar svaret ditt.

2. Fullfør diagrammet over den elektroniske strukturen til atomet
Bestem det kjemiske elementet, antall protoner og nøytroner i atomkjernen.

3. Bestem hvilke typer kjemiske bindinger og skriv ned dannelsesskjemaene for stoffer: magnesiumklorid MgCl₂, fluor F₂, hydrogensulfid H₂S.

Alternativ 4

1. Ordne tegnene til de kjemiske elementene: Li, K, Na, Mg i rekkefølge etter økende metalliske egenskaper. Forklar svaret ditt.

2. I henhold til det elektroniske diagrammet av atomet bestemme det kjemiske elementet, antall protoner og nøytroner i kjernen.

3. Bestem typen kjemisk binding og skriv ned skjemaene for deres dannelse for stoffer: kalsiumklorid CaCl₂, nitrogen N₂, vann H₂O.