Typer av kemiska bindningar. Kovalent kemisk bindning Polaritet och bindningsenergi för kovalent bindning

Längden på kovalent bindning kalla avståndet mellan kärnorna av atomer som bildar en bindning. Längden på bindningen är direkt relaterad till atomens radie - ju större den är, desto längre bindning.

Värden för kovalenta radier för vissa atomer (pm; 10 -12 m):

• H = 30 pm;
• F = 58;
• O=73;
• N = 75;
• C = 77;
• Cl = 99;
• S = 103;
• P = 110;
• Si = 118;
• Al = 130.

I symmetriska molekyler (H 2, F 2, Cl 2 ...) kallas halva bindningslängden kovalent radie. Genom att känna till den kovalenta radien är det mycket lätt att beräkna längden på den kovalenta bindningen i molekylen. Till exempel, längden på den kovalenta bindningen av HF-molekylen = 30 + 58 = 88 pm.

2. Kovalent bindningsenergi

Under kovalent bindningsenergi(uttryckt i kcal/mol eller kJ/mol) syftar vanligtvis på den energi som krävs för att bryta en bindning (när en kovalent bindning bildas frigörs energi, när den bryts absorberas den). Ju högre bindningsenergi, desto starkare bindning.

Energin hos en bindning beror på dess längd - ju längre bindningen är i en molekyl, desto lättare är det att bryta den (förbruka mindre energi).

Bindningsenergier för vissa molekyler (kJ/mol):

• H2 = 453 (bindningslängd = 60 pm);
• Cl2 = 242 (198 pm);
• HCl = 431 (129 pm).

3. Polaritet för kovalent bindning

Denna egenskap visar platsen för elektronparet av två atomer som bildar en bindning. Graden av polaritet för en bindning beror på elektronegativiteten hos de atomer som bildar bindningen (ju högre den är, desto större polaritet har bindningen). En mer polär kovalent bindning har ett delat elektronpar som förskjuts mer mot den mer elektronegativa atomen (se begreppet elektronegativitet).

Elektronegativitet är ett tabellvärde som bestäms med hjälp av Paulling-skalan. Det är mycket viktigare att inte veta elektronegativiteten för själva atomen, utan skillnaden mellan dessa värden i molekylen - vilken av atomerna som är mer elektronegativ och vilken som är mindre.

Polariteten för en kovalent bindning kvantifieras med hjälp av dipolmoment(µ), medan ett system med två ekvivalenta, men motsatta i tecken, laddningar kallas dipol.

Det är mycket viktigt att skilja mellan dipolmomentet för en kovalent bindning (dess polaritet) och dipolmomentet för molekylen som helhet. I enkla diatomiska molekyler är dessa två parametrar lika. En helt annan bild observeras i komplexa molekyler, där molekylens dipolmoment är summan av vektorerna för dipolmoment för individuella bindningar.

4. Polariserbarhet av kovalenta bindningar

Polariserbarhet återspeglar i vilken grad elektroner kan röra sig under påverkan av ett externt elektriskt fält som genereras av joner eller andra polära molekyler.

Polariserbarheten för en kovalent bindning är direkt proportionell mot dess längd, vilket i allmänhet är logiskt - ju längre en elektron är från kärnan i en atom, desto svagare attraheras den av den, och därför är det lättare att skifta när utsatt för yttre påverkan. Allteftersom bindningslängden ökar, ökar dess polariserbarhet, vilket i sin tur leder till en ökning av syrornas styrka (till exempel är jodvätesyra starkare än fluorvätesyra).

Polariserbarhet och bindningspolaritet är omvänt beroende storheter: en mindre polär bindning är mer polariserad och vice versa.

5. Mättnad av kovalenta bindningar

Mättnad är förmågan hos en atom att bilda ett visst antal kovalenta bindningar - alla "oparade" elektroner i atomen tenderar att delta i bildandet av en bindning. Till exempel har en väteatom bara en oparad elektron, medan en kväveatom har tre. Av denna anledning kommer den mest stabila kemiska föreningen att vara NH 3, men inte NH eller NH 2.

6. Riktning av kovalent bindning

Riktning karakteriserar den rumsliga orienteringen av en kovalent bindning i förhållande till andra bindningar i molekylen. I molekyler upplever elektronerna i kovalenta bindningar och fria elektronpar ständigt ömsesidig repulsion, vilket resulterar i att de kovalenta bindningarna är ordnade så att bindningsvinkeln mellan dem motsvarar principen om minsta repulsion mellan elektroner (till exempel i en vattenmolekyl bindningsvinkeln är 104,5°).

7. Mångfald av kovalenta bindningar

I vissa fall kan inte en utan två (dubbelbindning) eller tre (trippelbindning) delade elektronpar (så kallade multipelbindningar) uppträda mellan atomer.

En dubbelkovalent bindning bildas av atomer som har två oparade elektroner; trippel - för atomer med tre oparade elektroner (se Multipelbindningar).

Som framgår av tabellen nedan är en kvävemolekyl ungefär 7 gånger "starkare" än en fluormolekyl.

Tabell över beroendet av längden och styrkan av en kovalent bindning på dess mångfald.

Definition

En kovalent bindning är en kemisk bindning som bildas av atomer som delar sina valenselektroner. En förutsättning för bildandet av en kovalent bindning är överlappningen av atomorbitaler (AO) i vilka valenselektronerna finns. I det enklaste fallet leder överlappningen av två AO till bildandet av två molekylära orbitaler (MO): en bindande MO och en antibindande (antibindande) MO. De delade elektronerna är placerade på den lägre energibindningen MO:

Utbildningskommunikation

Kovalent bindning (atombindning, homeopolär bindning) - en bindning mellan två atomer på grund av elektrondelning av två elektroner - en från varje atom:

A. + B. -> A: B

Av denna anledning är det homeopolära förhållandet riktat. Elektronparet som utför bindningen tillhör de båda bundna atomerna samtidigt, till exempel:

Typer av kovalenta bindningar

Det finns tre typer av kovalenta kemiska bindningar, som skiljer sig åt i mekanismen för deras bildande:

1. Enkel kovalent bindning. För sin bildning ger varje atom en oparad elektron. När en enkel kovalent bindning bildas förblir atomernas formella laddningar oförändrade. Om atomerna som bildar en enkel kovalent bindning är desamma, så är de verkliga laddningarna för atomerna i molekylen också desamma, eftersom atomerna som bildar bindningen lika mycket äger ett delat elektronpar, kallas en sådan bindning en icke-polär kovalent obligation. Om atomerna är olika, så bestäms graden av innehav av ett delat elektronpar av skillnaden i atomernas elektronegativitet, en atom med högre elektronegativitet har ett par bindningselektroner i större utsträckning, och därför är det sant laddning har negativt tecken, en atom med lägre elektronegativitet får samma laddning, men med positivt tecken.

Sigma (σ)-, pi (π)-bindningar är en ungefärlig beskrivning av typerna av kovalenta bindningar i molekyler av organiska föreningar; σ-bindningen kännetecknas av det faktum att elektronmolnets densitet är maximal längs axeln som förbinder atomernas kärnor. När en π-bindning bildas uppstår den så kallade laterala överlappningen av elektronmoln, och elektronmolnets densitet är maximal "över" och "under" σ-bindningsplanet. Ta till exempel eten, acetylen och bensen.

I etylenmolekylen C 2 H 4 finns en dubbelbindning CH 2 = CH 2, dess elektroniska formel: H:C::C:H. Kärnorna i alla etenatomer är belägna i samma plan. De tre elektronmolnen i varje kolatom bildar tre kovalenta bindningar med andra atomer i samma plan (med vinklar mellan dem på ungefär 120°). Molnet av den fjärde valenselektronen i kolatomen ligger ovanför och under molekylens plan. Sådana elektronmoln av båda kolatomerna, som delvis överlappar över och under molekylens plan, bildar en andra bindning mellan kolatomerna. Den första, starkare kovalenta bindningen mellan kolatomer kallas en σ-bindning; den andra, svagare kovalenta bindningen kallas en π-bindning.

I en linjär acetylenmolekyl

N-S≡S-N (N: S::: S: N)

det finns σ-bindningar mellan kol- och väteatomer, en σ-bindning mellan två kolatomer och två π-bindningar mellan samma kolatomer. Två π-bindningar är belägna ovanför σ-bindningens verkningssfär i två inbördes vinkelräta plan.

Alla sex kolatomer i den cykliska bensenmolekylen C 6 H 6 ligger i samma plan. Det finns σ-bindningar mellan kolatomer i ringens plan; Varje kolatom har samma bindningar med väteatomer. Kolatomer spenderar tre elektroner för att göra dessa bindningar. Moln av fjärde valenselektroner av kolatomer, formade som åttasiffror, är placerade vinkelrätt mot bensenmolekylens plan. Varje sådant moln överlappar lika mycket elektronmolnen hos angränsande kolatomer. I en bensenmolekyl bildas inte tre separata π-bindningar, utan ett enda π-elektronsystem med sex elektroner, gemensamt för alla kolatomer. Bindningarna mellan kolatomerna i bensenmolekylen är exakt desamma.

En kovalent bindning bildas som ett resultat av delning av elektroner (för att bilda gemensamma elektronpar), vilket sker under överlappningen av elektronmoln. Bildandet av en kovalent bindning involverar elektronmoln av två atomer. Det finns två huvudtyper av kovalenta bindningar:

• En kovalent opolär bindning bildas mellan icke-metallatomer av samma kemiska element. Enkla ämnen, till exempel O 2, har ett sådant samband; N2; C 12.
• En polär kovalent bindning bildas mellan atomer av olika icke-metaller.

se även

Litteratur

• "Chemical Encyclopedic Dictionary", M., "Soviet Encyclopedia", 1983, s.264.

Wikimedia Foundation. 2010.

• Big Polytechnic Encyclopedia

KEMISK BINDNING, mekanismen genom vilken atomer förenas för att bilda molekyler. Det finns flera typer av sådana bindningar, baserade antingen på attraktionen av motsatta laddningar, eller på bildandet av stabila konfigurationer genom utbyte av elektroner... ... Vetenskaplig och teknisk encyklopedisk ordbok

Kemisk bindning- KEMISK BINDNING, växelverkan mellan atomer, som orsakar deras kombination till molekyler och kristaller. De krafter som verkar under bildandet av en kemisk bindning är huvudsakligen elektriska till sin natur. Bildandet av en kemisk bindning åtföljs av en omstrukturering... ... Illustrerad encyklopedisk ordbok

Den ömsesidiga attraktionen av atomer, vilket leder till bildandet av molekyler och kristaller. Det är vanligt att säga att det i en molekyl eller i en kristall finns kemiska strukturer mellan angränsande atomer. Valensen av en atom (som diskuteras mer i detalj nedan) visar antalet bindningar... Stora sovjetiska encyklopedien

kemisk bindning- ömsesidig attraktion av atomer, vilket leder till bildandet av molekyler och kristaller. Valensen av en atom visar antalet bindningar som bildas av en given atom med närliggande. Termen "kemisk struktur" introducerades av akademiker A. M. Butlerov i... ... Encyclopedic Dictionary of Metallurgy

En jonbindning är en stark kemisk bindning som bildas mellan atomer med stor skillnad i elektronegativitet, där det delade elektronparet helt överförs till atomen med högre elektronegativitet. Ett exempel är sammansättningen CsF... Wikipedia

Kemisk bindning är ett fenomen av interaktion mellan atomer orsakat av överlappning av elektronmoln av bindande partiklar, vilket åtföljs av en minskning av systemets totala energi. Termen "kemisk struktur" introducerades först av A. M. Butlerov 1861... ... Wikipedia

Det är ytterst sällsynt att kemiska ämnen består av enskilda, obesläktade atomer av kemiska grundämnen. Under normala förhållanden har endast ett litet antal gaser som kallas ädelgaser denna struktur: helium, neon, argon, krypton, xenon och radon. Oftast består kemiska ämnen inte av isolerade atomer, utan av deras kombinationer i olika grupper. Sådana associationer av atomer kan vara några få, hundratals, tusentals eller till och med fler atomer. Den kraft som håller dessa atomer i sådana grupper kallas kemisk bindning.

Med andra ord kan vi säga att en kemisk bindning är en växelverkan som ger kopplingen av enskilda atomer till mer komplexa strukturer (molekyler, joner, radikaler, kristaller, etc.).

Anledningen till bildandet av en kemisk bindning är att energin i mer komplexa strukturer är mindre än den totala energin hos de enskilda atomerna som bildar den.

Så, i synnerhet, om interaktionen mellan atomerna X och Y producerar en molekyl XY, betyder detta att den inre energin hos molekylerna av detta ämne är lägre än den inre energin hos de individuella atomerna från vilka den bildades:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Av denna anledning, när kemiska bindningar bildas mellan enskilda atomer, frigörs energi.

Elektroner i det yttre elektronskiktet med den lägsta bindningsenergin med kärnan, kallas valens. Till exempel, i bor är dessa elektroner av den andra energinivån - 2 elektroner per 2 s- orbitaler och 1 av 2 sid-orbitaler:

När en kemisk bindning bildas tenderar varje atom att få den elektroniska konfigurationen av ädelgasatomer, d.v.s. så att det finns 8 elektroner i dess yttre elektronskikt (2 för element från den första perioden). Detta fenomen kallas oktettregeln.

Det är möjligt för atomer att uppnå elektronkonfigurationen för en ädelgas om enstaka atomer initialt delar några av sina valenselektroner med andra atomer. I detta fall bildas vanliga elektronpar.

Beroende på graden av elektrondelning kan kovalenta, joniska och metalliska bindningar särskiljas.

Kovalent bindning

Kovalenta bindningar förekommer oftast mellan atomer av icke-metalliska element. Om de icke-metalliska atomerna som bildar en kovalent bindning tillhör olika kemiska element, kallas en sådan bindning en polär kovalent bindning. Anledningen till detta namn ligger i det faktum att atomer av olika grundämnen också har olika förmåga att attrahera ett gemensamt elektronpar. Uppenbarligen leder detta till en förskjutning av det gemensamma elektronparet mot en av atomerna, som ett resultat av vilket en partiell negativ laddning bildas på det. I sin tur bildas en partiell positiv laddning på den andra atomen. Till exempel, i en vätekloridmolekyl skiftas elektronparet från väteatomen till kloratomen:

Exempel på ämnen med polära kovalenta bindningar:

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2, etc.

En kovalent opolär bindning bildas mellan icke-metallatomer av samma kemiska element. Eftersom atomerna är identiska är deras förmåga att attrahera delade elektroner också densamma. I detta avseende observeras ingen förskjutning av elektronparet:

Ovanstående mekanism för bildandet av en kovalent bindning, när båda atomerna tillhandahåller elektroner för att bilda gemensamma elektronpar, kallas utbyte.

Det finns också en donator-acceptormekanism.

När en kovalent bindning bildas av donator-acceptormekanismen, bildas ett delat elektronpar på grund av den fyllda orbitalen hos en atom (med två elektroner) och den tomma orbitalen hos en annan atom. En atom som ger ett ensamt elektronpar kallas en donator, och en atom med en ledig orbital kallas en acceptor. Atomer som har parade elektroner, till exempel N, O, P, S, fungerar som donatorer av elektronpar.

Till exempel, enligt donator-acceptormekanismen, bildas den fjärde kovalenta N-H-bindningen i ammoniumkatjonen NH4+:

Förutom polaritet kännetecknas kovalenta bindningar också av energi. Bindningsenergi är den minsta energi som krävs för att bryta en bindning mellan atomer.

Bindningsenergin minskar med ökande radier av bundna atomer. Eftersom vi vet att atomradier ökar ner i undergrupperna kan vi till exempel dra slutsatsen att styrkan på halogen-vätebindningen ökar i serien:

HEJ< HBr < HCl < HF

Dessutom beror bindningsenergin på dess mångfald - ju större bindningsmångfald desto större energi. Bindningsmångfald hänvisar till antalet delade elektronpar mellan två atomer.

Jonbindning

En jonbindning kan betraktas som ett extremfall av en polär kovalent bindning. Om i en kovalent-polär bindning det gemensamma elektronparet delvis förskjuts till ett av atomparet, så är det i en jonbindning nästan helt "givet" till en av atomerna. Atomen som donerar elektron(er) får en positiv laddning och blir katjon, och atomen som har tagit elektroner från den får en negativ laddning och blir anjon.

Således är en jonbindning en bindning som bildas genom elektrostatisk attraktion av katjoner till anjoner.

Bildandet av denna typ av bindning är typiskt under växelverkan mellan atomer av typiska metaller och typiska icke-metaller.

Till exempel kaliumfluorid. Kaliumkatjonen bildas genom att en elektron avlägsnas från en neutral atom, och fluorjonen bildas genom tillsats av en elektron till fluoratomen:

En elektrostatisk attraktionskraft uppstår mellan de resulterande jonerna, vilket resulterar i bildandet av en jonisk förening.

När en kemisk bindning bildades passerade elektroner från natriumatomen till kloratomen och det bildades motsatt laddade joner, som har en färdig extern energinivå.

Det har konstaterats att elektroner från metallatomen inte lösgörs helt, utan bara förskjuts mot kloratomen, som i en kovalent bindning.

De flesta binära föreningar som innehåller metallatomer är joniska. Till exempel oxider, halogenider, sulfider, nitrider.

Jonbindning sker även mellan enkla katjoner och enkla anjoner (F −, Cl −, S 2-), samt mellan enkla katjoner och komplexa anjoner (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Därför inkluderar joniska föreningar salter och baser (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH)

Metallanslutning

Denna typ av bindning bildas i metaller.

Atomer av alla metaller har elektroner i sitt yttre elektronskikt som har låg bindningsenergi till atomkärnan. För de flesta metaller är processen att förlora yttre elektroner energetiskt gynnsam.

På grund av en så svag interaktion med kärnan är dessa elektroner i metaller mycket rörliga och följande process sker kontinuerligt i varje metallkristall:

М 0 — ne − = M n + ,

där Mo är en neutral metallatom och Mn + en katjon av samma metall. Bilden nedan ger en illustration av de processer som äger rum.

Det vill säga elektroner "rusar" över en metallkristall, lossnar från en metallatom, bildar en katjon från den, förenar en annan katjon och bildar en neutral atom. Detta fenomen kallades "elektronvind", och samlingen av fria elektroner i en kristall av en icke-metallisk atom kallades "elektrongas." Denna typ av interaktion mellan metallatomer kallas en metallisk bindning.

Vätebindning

Om en väteatom i ett ämne är bunden till ett grundämne med hög elektronegativitet (kväve, syre eller fluor), kännetecknas det ämnet av ett fenomen som kallas vätebindning.

Eftersom en väteatom är bunden till en elektronegativ atom, bildas en partiell positiv laddning på väteatomen, och en partiell negativ laddning bildas på atomen av det elektronegativa elementet. I detta avseende blir elektrostatisk attraktion möjlig mellan en delvis positivt laddad väteatom i en molekyl och en elektronegativ atom i en annan. Till exempel observeras vätebindning för vattenmolekyler:

Det är vätebindningen som förklarar vattnets onormalt höga smältpunkt. Utöver vatten bildas även starka vätebindningar i ämnen som vätefluorid, ammoniak, syrehaltiga syror, fenoler, alkoholer och aminer.

Viktiga kvantitativa egenskaper hos en kovalent bindning är bindande energi, henne längd Och dipolmoment.

Kommunikationsenergi- den energi som frigörs under dess bildning, eller nödvändig för att separera två bundna atomer. Bindningsenergin kännetecknar dess styrka.

Länklängd– avståndet mellan centra för bundna atomer. Ju kortare längd, desto starkare kemisk bindning.

Dipolmoment bindning (μ) – en vektorkvantitet som kännetecknar bindningens polaritet (mätt i deby D eller coulomb meter: 1 D= 3,4-10-30 Cm).

Längden på vektorn är lika med produkten av längden på anslutningen l till effektiv laddning q , vilka atomer förvärvar när elektrontätheten skiftar: | μ | = l · q .Dipolmomentvektorn är riktad från den positiva laddningen till den negativa. Genom vektoriell addition av dipolmomenten för alla bindningar erhålls molekylens dipolmoment.
Egenskaperna hos obligationer påverkas av deras mångfald:

Kovalent bindning(atombindning, homeopolär bindning) - en kemisk bindning som bildas genom överlappning (delning) av ett par valenselektronmoln. De elektroniska molnen (elektroner) som tillhandahåller kommunikation kallas delat elektronpar.

Termen kovalent bindning myntades först av Nobelpristagaren Irving Langmuir 1919. Termen hänvisade till en kemisk bindning på grund av delning av elektroner, i motsats till en metallisk bindning, där elektronerna var fria, eller en jonbindning, där en av atomerna gav upp en elektron och blev en katjon och den andra atomen accepterade en elektron och blev en anjon.

Senare (1927) gav F. London och W. Heitler, med exemplet med en vätemolekyl, den första beskrivningen av en kovalent bindning ur kvantmekanikens synvinkel.

Med hänsyn till den statistiska tolkningen av M. Born-vågfunktionen är sannolikhetstätheten för att hitta bindningselektroner koncentrerad i utrymmet mellan molekylens kärnor (Fig. 1). Teorin om elektronparrepulsion tar hänsyn till de geometriska dimensionerna för dessa par. För element i varje period finns det alltså en viss medelradie för ett elektronpar (Å):

0,6 för element upp till neon; 0,75 för element upp till argon; 0,75 för element upp till krypton och 0,8 för element upp till xenon.

De karakteristiska egenskaperna hos en kovalent bindning - riktning, mättnad, polaritet, polariserbarhet - bestämmer de kemiska och fysikaliska egenskaperna hos föreningar.

Riktningen på anslutningen bestäms av ämnets molekylära struktur och den geometriska formen på dess molekyl. Vinklarna mellan två bindningar kallas bindningsvinklar.

Mättnad är atomernas förmåga att bilda ett begränsat antal kovalenta bindningar. Antalet bindningar som bildas av en atom begränsas av antalet av dess yttre atomära orbitaler.

Bindningens polaritet beror på den ojämna fördelningen av elektrondensitet på grund av skillnader i atomernas elektronegativitet. På grundval av detta delas kovalenta bindningar upp i icke-polära och polära (icke-polära - en diatomisk molekyl består av identiska atomer (H 2, Cl 2, N 2) och elektronmolnen i varje atom är fördelade symmetriskt i förhållande till dessa atomer. ; polär - en diatomisk molekyl består av atomer av olika kemiska grundämnen, och det allmänna elektronmolnet skiftar mot en av atomerna och bildar därigenom en asymmetri i fördelningen av elektrisk laddning i molekylen, vilket genererar ett dipolmoment hos molekylen).

Polariserbarheten av en bindning uttrycks i förskjutningen av bindningselektronerna under påverkan av ett yttre elektriskt fält, inklusive det från en annan reagerande partikel. Polariserbarheten bestäms av elektronrörlighet. Polariteten och polariserbarheten hos kovalenta bindningar bestämmer reaktiviteten hos molekyler mot polära reagenser.

Två gånger nobelpristagaren L. Pauling påpekade dock att "i vissa molekyler finns det kovalenta bindningar på grund av en eller tre elektroner istället för ett gemensamt par." En kemisk bindning med en elektron realiseras i den molekylära vätejonen H 2 +.

Den molekylära vätejonen H2+ innehåller två protoner och en elektron. Den enda elektronen i molekylsystemet kompenserar för den elektrostatiska repulsionen av de två protonerna och håller dem på ett avstånd av 1,06 Å (längden på den kemiska H 2+ bindningen). Elektrondensitetscentrum för elektronmolnet i molekylsystemet är på samma avstånd från båda protonerna vid Bohr-radien α 0 =0,53 Å och är symmetricentrum för den molekylära vätejonen H 2 +.

9-fråga) Metoder för att bilda en kovalent bindning. Ge exempel.

Metoder för att bilda en kovalent bindning

Det finns två huvudsakliga sätt att bilda en kovalent bindning*.

1) Ett elektronpar som bildar en bindning kan bildas på grund av oparade elektroner som finns i oexciterade atomer.

Emellertid kan antalet kovalenta bindningar vara större än antalet oparade elektroner. Till exempel, i det oexciterade tillståndet (även kallat grundtillståndet), har kolatomen två oparade elektroner, men den är karakteristisk för föreningar där den bildar fyra kovalenta bindningar. Detta visar sig vara möjligt som ett resultat av excitationen av atomen. I det här fallet flyttar en av s-elektronerna till p-undernivån:

En ökning av antalet skapade kovalenta bindningar åtföljs av frigörandet av mer energi än vad som förbrukas på excitation av atomen. Eftersom valensen av en atom beror på antalet oparade elektroner, leder excitation till en ökning av valensen. För kväve-, syre- och fluoratomer ökar inte antalet oparade elektroner, eftersom inom den andra nivån finns inga fria orbitaler *, och förflyttningen av elektroner till den tredje kvantnivån kräver betydligt mer energi än den som skulle frigöras under bildandet av ytterligare bindningar. Således, När en atom exciteras är elektronövergångar till fria orbitaler möjliga endast inom en energinivå.

Element från den 3:e perioden - fosfor, svavel, klor - kan uppvisa en valens som är lika med gruppnumret. Detta uppnås genom excitation av atomer med övergången av 3s och 3p elektroner till lediga orbitaler på 3d subnivå:

P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1(valens 5)

S* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2(valens 6)

Cl* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 3(valens 7)

I ovanstående elektroniska formler * för exciterade atomer är undernivåer * som endast innehåller oparade elektroner understrukna. Med exemplet med en kloratom är det lätt att visa att valens kan vara variabel:

Till skillnad från klor är valensen för F-atomen konstant och lika med 1, eftersom På valensen (andra) energinivån finns inga d-subnivåorbitaler och andra lediga orbitaler.

2) Kovalenta bindningar kan bildas på grund av parade elektroner som finns i atomens yttre elektronskikt. I detta fall måste den andra atomen ha en fri omloppsbana på det yttre lagret. Till exempel kan bildandet av en ammoniumjon från en ammoniakmolekyl och en vätejon representeras av diagrammet:

En atom som tillhandahåller sitt elektronpar för att bilda en kovalent bindning * kallas en donator, och en atom som ger en tom orbital kallas en acceptor. En kovalent bindning som bildas på detta sätt kallas en donator-acceptorbindning. I ammoniumkatjonen är denna bindning helt identisk i sina egenskaper med de andra tre kovalenta bindningarna som bildas med den första metoden, därför betyder termen "donator-acceptor" inte någon speciell typ av bindning, utan bara metoden för dess bildande.

10-fråga) Syra-bas-interaktion – neutraliseringsreaktioner. Sura och basiska salter. Ge exempel.

NaOH + HCl = NaCl + H2O - neutralisationsreaktion
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O - bildning av ett surt salt av natriumvätesulfat, sura salter kan bilda andra basiska syror, till exempel kan H3PO4 bilda 2 sura salter NaH2PO4. Na2HPO4. -syrasalter är en produkt av ofullständig substitution av vätekatjoner i en syra.
Al(OH)3 + 3HCl = AICl3 + 3H2O - medelsalt
Al(OH)3 + 2HCl = Cl2 + 2H2O - aluminiumhydroxiklorid - basiskt salt
Al(OH)3 + HCl = Cl + H2O - aluminiumdihydroxiklorid
Det basiska saltet är produkten av ofullständig substitution av basens hydroxylgrupper med anjonerna av syraresten.

Teorier om syror och baser- en uppsättning grundläggande fysikaliska och kemiska begrepp som beskriver naturen och egenskaperna hos syror och baser. De introducerar alla definitioner av syror och baser - två klasser av ämnen som reagerar med varandra. Teorins uppgift är att förutsäga produkterna av reaktionen mellan en syra och en bas och möjligheten av dess förekomst, för vilka kvantitativa egenskaper för syrans och basens styrka används. Skillnaderna mellan teorierna ligger i definitionerna av syror och baser, egenskaperna hos deras styrka och, som en konsekvens, i reglerna för att förutsäga reaktionsprodukterna mellan dem. De har alla sitt eget tillämpningsområde, vilka områden delvis överlappar varandra.

Syra-bas-interaktioner är extremt vanliga i naturen och används ofta i vetenskaplig och industriell praktik. Teoretiska idéer om syror och baser är viktiga i bildandet av alla begreppssystem inom kemi och har ett mångsidigt inflytande på utvecklingen av många teoretiska begrepp inom alla större kemiska discipliner.

Baserat på den moderna teorin om syror och baser, sådana grenar av kemiska vetenskaper som kemi för vattenhaltiga och icke-vattenhaltiga elektrolytlösningar, pH-metri i icke-vattenhaltiga medier, homo- och heterogen syra-baskatalys, teorin om surhetsfunktioner och många andra har utvecklats.

11-fråga) Jonbindning, dess egenskaper, ge exempel.

Till skillnad från en kovalent bindning är en jonbindning inte mättbar.
Styrka av jonbindningar.
Ämnen med jonbindningar i sina molekyler tenderar att ha högre kok- och smältpunkter.

Jonbindning- en mycket stark kemisk bindning som bildas mellan atomer med en stor skillnad (> 1,5 på Pauling-skalan) av elektronegativitet, där det gemensamma elektronparet fullständigt överförs till en atom med större elektronegativitet. Detta är attraktionen av joner som motsatt laddade kroppar . Ett exempel är föreningen CsF, där "jonicitetsgraden" är 97%. Låt oss överväga metoden för bildning med natriumklorid NaCl som ett exempel. Den elektroniska konfigurationen av natrium- och kloratomer kan representeras som: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3р5. Dessa är atomer med ofullständiga energinivåer. För att slutföra dem är det uppenbarligen lättare för en natriumatom att ge upp en elektron än att få sju, och för en kloratom är det lättare att få en elektron än att ge upp sju. Under en kemisk interaktion ger natriumatomen helt upp en elektron, och kloratomen accepterar den. Schematiskt kan detta skrivas på följande sätt: Na. - l e -> Na+ natriumjon, stabilt åttaelektron 1s2 2s2 2p6 skal på grund av den andra energinivån. :Cl + 1е --> .Cl - klorjon, stabilt åtta elektronskal. Elektrostatiska attraktionskrafter uppstår mellan Na+ och Cl-jonerna, vilket resulterar i bildandet av en förening. Jonbindning är ett extremfall av polarisering av en polär kovalent bindning. Formad mellan en typisk metall och icke-metall. I detta fall överförs elektronerna från metallen fullständigt till icke-metallen. Joner bildas.

Om det bildas en kemisk bindning mellan atomer som har mycket stor skillnad i elektronegativitet (EO > 1,7 enligt Pauling) så går den totala elektronparapolititeten till atomen med högre EO. Resultatet av detta är bildandet av en förening av motsatt laddade joner:

En elektrostatisk attraktion uppstår mellan de resulterande jonerna, vilket kallas jonbindning. Eller snarare, den här looken är bekväm. Faktum är att jonbindningen mellan atomer i sin rena form inte realiseras någonstans eller nästan ingenstans, vanligtvis är bindningen i själva verket delvis jonisk och delvis kovalent till sin natur. Samtidigt kan bindningen av komplexa molekylära joner ofta betraktas som rent joniska. De viktigaste skillnaderna mellan jonbindningar och andra typer av kemiska bindningar är icke-riktad och icke-mättnad. Det är därför kristaller som bildas på grund av jonbindningar dras mot olika täta packningar av motsvarande joner.

Egenskaper Sådana föreningar har god löslighet i polära lösningsmedel (vatten, syror, etc.). Detta sker på grund av de laddade delarna av molekylen. I det här fallet attraheras lösningsmedlets dipoler till de laddade ändarna av molekylen, och som ett resultat av Brownsk rörelse "sliter" de molekylen av ämnet i bitar och omger dem, vilket hindrar dem från att ansluta igen. Resultatet är joner omgivna av lösningsmedelsdipoler.

När sådana föreningar löses frigörs vanligtvis energi, eftersom den totala energin för de bildade lösningsmedel-jonbindningarna är större än energin för anjon-katjonbindningen. Undantag är många salter av salpetersyra (nitrater), som absorberar värme när de löses upp (lösningar svalnar). Det senare faktumet förklaras utifrån de lagar som beaktas inom fysikalisk kemi.

exempel: (MgS, K2CO3), baser (LiOH, Ca(OH)2), basiska oxider (BaO, Na2O)
gallertyp - metall

12) Byt reaktioner i lösningar. Ge exempel.

I praktiskt taget irreversibla reaktioner förskjuts jämvikten kraftigt mot bildning av reaktionsprodukter.

Det finns ofta processer där svaga elektrolyter eller dåligt lösliga föreningar ingår i reaktionens initiala och slutliga produkter. Till exempel,

HCN(p) + CH 3 COO - (p)↔ CH 3 COOH(p) + CN - (p) (1), ΔG˚=43kJ

NH 4 OH(p) + H + (p) ↔ H 2 O(l) + NH 4 + (p) (2) ΔG˚= -84 kJ

Det finns svaga elektrolyter på både vänster och höger sida av ekvationerna.

I dessa fall skiftar den reversibla processens jämvikt mot bildandet av ett ämne med lägre Kdissoc.

I reaktion (1) förskjuts jämvikten åt vänster K HCN = 4,9 10 -10< K CH 3 COOH = 1,8 · 10 -5 , в реакции (2) – сильно сдвинуто вправо (K H 2 O =1,8 · 10 -16 < K NH 4 OH = 1,8 · 10 -5).

Exempel på processer i reaktionsekvationen av vilka svårlösliga ämnen kommer in till vänster och höger, kan tjäna:

AgCl(k)↓ + NaI(p) ↔ AgI↓(k) + NaCl(p) (1) ΔG˚= - 54 kJ

BaCO 3 ↓(k) + Na 2 SO 4 (p) ↔ BaSO 4 ↓(k) + Na 2 CO 3 (p) (2) ΔG˚≈ 0

Jämvikten skiftar mot bildandet av en mindre löslig förening. I reaktion (1) förskjuts jämvikten åt höger, eftersom PRAgI=1,1·10-16< ПРAgCl =1,8·

10-10. I reaktion (2) är jämvikten endast något förskjuten mot BaSO 4

(PR BaCOs = 4,9·10-9 > PR BaS04 = 1,08·10-10).

Det finns processer i ekvationerna där det på ena sidan av ekvationen finns en svårlöslig förening och på andra sidan en svag elektrolyt. Alltså jämvikten i systemet

AgCN(k)↓ + H + (p) ↔ HCN(p) + Ag + (p) ΔG˚= - 46 kJ

väsentligt förskjutet åt höger, eftersom CN - jonen binder hårdare in i molekylen av den mycket svaga elektrolyten HCN än till molekylen av det svårlösliga ämnet AgCN. Därför löser sig AgCN-fällningen när salpetersyra tillsätts.

En kovalent bindning utförs av delade valenselektroner som delas av två angränsande atomer bindande orbital(se avsnitt 2.2.1). Dessutom, när det gäller elementära ämnen, "donerar" var och en av atomerna samma antal valenselektroner till bindningen och fullbordar sitt valensskal tills det är helt fyllt på grund av bindningselektronerna från de närmaste angränsande atomerna i gittret. Med denna fastighet mättnad Vi blev bekanta med kovalenta bindningar med exemplet med vätemolekylen. Dess följd är den regel som fastställts av Hume-Rothery. Enligt den, för kristaller av elementära ämnen i vilka en övervägande kovalent bindning realiseras, gäller följande förhållande mellan koordinationsnumret Z till och gruppnummer N, där detta element finns:

Z k = 8 − N. Strukturen hos elementära halvledare (den dominerande bindningen är kovalent) bestäms av denna enkla empiriska regel och riktningen för den kovalenta bindningen.

Riktningen för den kovalenta bindningen bestäms av elektrondensitetsfördelningen i kristallen, som kan bestämmas med hjälp av till exempel röntgendata. De indikerar att i kristaller med kovalenta bindningar är elektrontätheten hos valenselektroner signifikant ojämnt fördelad i rymden. I riktningar som är kortast för två angränsande atomer är elektrontätheten högre än i andra riktningar. Det betyder att valenselektronerna så att säga är lokaliserade i rymden och bildar "elektroniska broar", det vill säga den kovalenta bindningen har en uttalad riktningskaraktär. Naturen hos elektrondensitetsfördelningen under bildandet av en kovalent bindning beror på den specifika elektroniska strukturen hos de interagerande atomerna.

Eftersom en kovalent kemisk bindning, till skillnad från andra typer av kemiska bindningar, har en lokal karaktär, bestäms den inte bara av bindningsenergin, utan har också geometriska egenskaper. De geometriska egenskaperna hos en kovalent bindning är dess längd och vinklarna mellan bindningarna i molekylen eller kristallen. Kovalent längd

kemisk bindningär avståndet mellan kärnorna av atomer förenade av en kovalent bindning i en kristall. Det beror på storleken på de interagerande atomerna och graden av överlappning av deras elektronmoln. Bindningslängden och vinklarna mellan bindningarna bestäms experimentellt med användning av molekylär spektroskopi, röntgendiffraktion och andra metoder.

Låt oss betrakta den riktade egenskapen hos en kovalent bindning med hjälp av exemplet på bildandet av en kemisk bindning i diamant.9 I det här fallet kommer vi att vägledas av reglerna som utgör innehållet i teorin om riktade valenser.

1. En kovalent enkelbindning bildas genom växelverkan mellan två elektroner med motsatta spinn som tillhör olika atomer.

2. Riktningen för den kovalenta bindningen måste motsvara den riktning i vilken orbitalerna för en given valenselektron överlappar maximalt med orbitalerna för en annan valenselektron parad med den, som tillhör en angränsande atom.

Man bör komma ihåg att i vissa fall ändras formen på orbitalerna för valenselektronerna som är involverade i bildandet av en bindning något, och i vissa fall ändras den kraftigt. I det senare fallet blandas, s.k hybridorbitaler.

I diamant, bestående av kolatomer, realiseras som bekant en kovalent kemisk bindning. Elektronisk konfiguration av valensskalet för en kolatom i ett oexciterat tillstånd - 2 s 22sid 2. Den 1 s-orbitaler och 2 s-orbitaler innehåller två parade elektroner vars spinn är antiparallella. Valence visar sig vara två 2 sid-orbitaler där det finns en elektron som kan delta i bildandet av en kemisk bindning. Dessa 2 sid-orbitaler

bildar en vinkel på 90◦ mellan sig. Alltså måste kol i dess föreningar vara tvåvärt och bilda bindningar mellan vilka det finns en rät vinkel.

Men som experimentella data visar, är kol i de flesta av dess föreningar fyrvärt och alla fyra kolbindningarna är lika starka och har samma orientering i förhållande till varandra

vän: vinkeln mellan bindningarna är 109◦28∗. Denna omständighet förklaras av hybridiseringen av orbitaler, som sker i två steg. Först går kolatomen från grundtillståndet till ett exciterat, där en av elektronerna med en fylld 2 s 2-orbitaler går till

9 Den kovalenta bindningen i vätemolekylen har inte egenskapen att vara riktad på grund av den sfäriskt symmetriska fördelningen av elektrondensitet i s-stater.

Ris. 2.10. Hybridiseringsschema s Och sid-elektronmoln och rumslig orientering sp 3-hybrider.

tom 2 sid-orbital. Därefter "blandas" de fyra vågfunktionerna och fyra nya identiska vågfunktioner bildas, som varken är s-, inte heller sid-funktioner. Dessa är hybrider sp 3-funktioner. De är likvärdiga och har den orientering som visas i fig. 2.10. Sålunda, i det resulterande tillståndet, har kolatomen i diamant fyra oparade elektroner. Riktningarna för den maximala tätheten av utbytesmoln, som kan ses från fig. 2.12, koncentrerad längs kubens rumsliga diagonaler<111>. En atom med fyra grannar bildar en vanlig tetraeder, och från en samling tetraedrar byggs en "oändlig kovalent molekyl".

Styrkan hos en kemisk bindning beror på graden av överlappning av valenselektronorbitaler: ju större överlappning, desto starkare bindning. Beräkningar visar att överlappningen av elektronskalen hos anslutande atomer i fallet med hybrid sp Det finns betydligt fler 3-orbitaler än i fallet med icke-hybrida s Och sid-orbitaler. Även om hybridiserade tillstånd motsvarar en högre energi av elektroner i atomen än icke-hybridiserade tillstånd, visar sig ändå den totala energin i kristallen vara lägre vid bildandet av en bindning från sp 3-hybrider, vilket är anledningen till att hybridisering visar sig vara energetiskt gynnsam.

Kan delta i bildandet av kovalenta bindningar s-, sid-, d Och f-orbitaler. Om hybridisering sker under bildandet av en bindning, så skiljer de sig beroende på hur många och vilka banor som hybridiseras. sp-, sp 2-, dsp 2-, sp 3i d 2sp 3-hybridorbitaler (Fig. 2.11).

Således bestäms strukturen av kovalenta kristaller av Hume-Rothery-regeln, som ger antalet närmaste grannar som krävs för fullständig mättnad av en kemisk bindning, och riktningen för den kemiska bindningen, vilket kan fastställas från en analys av vågen funktioner

Ris. 2.11. Rumslig orientering sp-, sp 2 -, dsp 2 -, sp 3 och d 2 sp 3-hybrid orbitaler.

bandelektroner eller experimentellt. Det karakteristiska värdet för kovalent bindningsenergi är i storleksordningen 5–7 eV. I halvledarmaterial kan följande allmänna mönster observeras i förändringar i egenskaper med förändringar i bindningsenergi. När bindningsenergin mellan atomer ökar, minskar perioden för kristallgittret, och smälttemperaturen och bandgapet ökar.

De mest karakteristiska egenskaperna hos enkla kristaller, i vilka en av de fyra typerna av kemiska bindningar huvudsakligen realiseras, ges i tabell. 2.2.

Tabell 2.2. Egenskaper hos fyra grupper av fasta ämnen, som skiljer sig åt i typer av interatomära bindningar.

Typ av interatomisk bindning

Egenskaper och bindningsenergi

Oriktad och omättad, stark anknytning; 5–7 eV per jonpar.

Riktad

och rik, stark anknytning; 5–7 eV per atom.

Oriktad och omättad kommunikation; nära

3,5 eV per atom.

Icke-riktad och omättad, svag, kortverkande

förbindelse; ≈0,1 eV per

Jonisk kovalent metall Van der Waals

Strukturella egenskaper

Stora anjoner bildar tätt packade strukturer, i vars hålrum katjoner finns ( Z k = 8, 6, 4 och 3).

Strukturer med lös gallerpackning (t.ex. Z k = 4) och låg densitet.

Z k = 12 och 8) och hög densitet.

Kompakta kristallstrukturer med extremt tät packning ( Z k = 12) och hög densitet.

Termiska egenskaper

Ganska höga smältpunkter. Låg expansionskoefficient.

Höga smälttemperaturer. Låg expansionskoefficient.

Olika smälttemperaturer.

Låga smältpunkter. Hög expansionskoefficient.

Elektriska egenskaper

Isolatorer. Konduktiviteten är huvudsakligen jonisk till sin natur och ökar med ökande temperatur.

Elektronisk typ av konduktivitet (två typer av bärare). Aktivering beroende av konduktivitet på temperatur.

Konduktörer. Den huvudsakliga typen av konduktivitet är elektronisk. Konduktiviteten minskar med ökande temperatur.

Isolatorer.

Optiska egenskaper

Transparent för elektromagnetisk strålning från låga frekvenser till absorptionskanten. Vanligtvis genomskinlig i det synliga området av spektrumet.

Transparent för elektromagnetisk strålning från låga frekvenser till absorptionskanten.

Opaka för elektromagnetiska vågor från de lägsta frekvenserna ner till mitten av ultraviolett område; reflekterar ljuset väl.

Transparent för elektromagnetisk strålning från låga frekvenser till det avlägsna ultravioletta området.

Jonisk kovalent metall Van der Waals

Zonstruktur

zonen är separerad

från nästa tomma ledningsband till ett stort bandgap ( T.ex> 2–3 eV).

Fullt fylld övre valens

zonen är separerad

från nästa tomma ledningsband till bandgapet T.ex< 2–3 эВ.

Ledningsbandet är delvis fyllt.

Fullt fylld övre valens

zonen är separerad

från nästa tomma ledningsband till ett mycket brett bandgap.