Typer bindinger i kjemi. Typer kjemiske bindinger. Typer krystallgitter

Stikkord i sammendraget. Kjemisk binding: kovalent (polar og ikke-polar), ionisk, metallisk.

Kreftene som holder atomer sammen i molekyler kalles kjemiske bindinger.

Dannelsen av en kjemisk binding skjer hvis denne prosessen er ledsaget av en energiøkning. Denne energien oppstår når hvert atom som danner en kjemisk binding får en stabil elektronisk konfigurasjon.

Gjennom utdanning og eksistens kjemisk forbindelse kan være kovalent (polar, ikke-polar), ionisk, metallisk.

Kovalent kjemisk binding

■ Kovalent kjemisk binding er en binding som oppstår mellom atomer gjennom dannelse av delte elektronpar på bekostning av uparrede elektroner.

Eksterne nivåer av de fleste elementer periodiske tabell(bortsett fra edelgasser) inneholder uparrede elektroner, det vil si at de er ufullstendige. I prosessen med kjemisk interaksjon streber atomer etter å fullføre sitt ytre elektronnivå.

For eksempel er den elektroniske formelen til hydrogenatomet: 1s 1. Dens grafiske versjon:

Dermed kommer hydrogenatomet inn kjemiske reaksjoner har en tendens til å fullføre sitt ytre 1 s-nivå med ett s elektron. Når to hydrogenatomer kommer sammen, øker tiltrekningen av elektronene til det ene atomet til kjernen til det andre atomet. Under påvirkning av denne kraften reduseres avstandene mellom atomkjernene, og som et resultat overlapper deres elektronorbitaler hverandre, og skaper en felles elektronorbital - en molekylær. Elektronene til hvert hydrogenatom migrerer fra ett atom til et annet gjennom området med overlappende orbitaler, det vil si at de danner et felles elektronpar. Kjernene vil komme nærmere hverandre inntil de økende frastøtende kreftene til like ladninger balanserer tiltrekningskreftene.

Overgangen av elektroner fra en atomorbital til en molekylær orbital er ledsaget av en reduksjon i energien til systemet (mer gunstig energitilstand) og dannelsen av en kjemisk binding:

På lignende måte dannes vanlige elektronpar når atomer av p-elementer samhandler. Slik dannes alle diatomiske molekyler av enkle stoffer. Når F2 og Cl2 dannes, overlapper én p-orbital fra hvert atom (en enkeltbinding dannes), og når nitrogenatomer samhandler, tre p-orbitaler fra hver overlapping og en trippelbinding dannes i nitrogenmolekylet N2.

Elektronisk formel for kloratomet: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5. Grafisk formel:

I den ytre orbital inneholder således kloratomet ett uparet p-elektron. Samspillet mellom to kloratomer vil skje i henhold til følgende skjema:

Elektronisk formel for nitrogenatomet: 1s 2 2s 2 2p 3. Grafisk formel:

Den ytre orbitalen til nitrogenatomet inneholder 3 uparrede p-elektroner. Samspillet mellom to nitrogenatomer vil skje i henhold til følgende skjema:

Styrken til bindinger i et molekyl bestemmes av antall delte elektronpar mellom atomene. En dobbeltbinding er sterkere enn en enkeltbinding, en trippelbinding er sterkere enn en dobbeltbinding.

Når antallet bindinger mellom atomer øker, avtar avstanden mellom atomkjerner, kalt bindingslengde, og mengden energi som kreves for å bryte en binding, kalt bindingsenergi, øker. For eksempel, i et fluormolekyl er det en enkeltbinding, lengden er 1,42 nm (1 nm = 10 –9 m), og i et nitrogenmolekyl er det en trippelbinding, lengden er 0,11 nm. Bindingsenergien i et nitrogenmolekyl er 7 ganger høyere enn bindingsenergien i et fluormolekyl.

Når et hydrogenatom interagerer med et kloratom, vil begge atomene strebe etter å fullføre sine ytre energinivåer: hydrogen - 1 s-nivå og klor - 3p-nivå. Som et resultat av deres tilnærming overlapper 1 s-orbitalen til hydrogenatomet og 3p-orbitalen til kloratomet, og et felles elektronpar dannes fra de tilsvarende uparrede elektronene:

I H2- og HCl-molekyler er området for overlapping av orbitalene til hydrogenatomer plassert i ett plan - på en rett linje som forbinder sentrene til atomkjerner. Denne forbindelsen kalles σ binding(sigma-binding):

Imidlertid, hvis en dobbeltbinding dannes i et molekyl (som involverer to elektronorbitaler), vil den ene bindingen være en σ-binding, og den andre vil dannes mellom orbitaler som er plassert parallelt med hverandre. Parallelle orbitaler vil overlappe for å danne to vanlige regioner plassert over og under linjen som forbinder sentrene til atomene.

En kjemisk binding dannet som et resultat av lateral overlapping av orbitaler - på to steder - kalles π binding(pi-tilkobling):

Når det dannes en kovalent binding mellom atomer med samme elektronegativitet (H 2, F 2, O 2, N 2), vil det felles elektronparet ligge i samme avstand fra atomkjernene. I dette tilfellet tilhører de vanlige elektronparene likt begge atomene samtidig, og ingen av atomene vil ha den overskytende negative ladningen som elektronene bærer. Denne typen kovalente bindinger kalles ikke-polar.

■ Kovalent ikke-polar binding - en type kjemisk binding dannet mellom atomer med samme elektronegativitet.

I tilfellet når elektronegativiteten til elementene som samhandler ikke er lik, men nær i verdi, forskyves det vanlige elektronparet mot elementet med høyere elektronegativitet. I dette tilfellet dannes en delvis negativ ladning på den (på grunn av negativt ladede elektroner):

Som et resultat dannes partielle ladninger på atomene i forbindelsen H +0,18 Og Cl -0,18; og i molekylet oppstår to poler - positive og negative. En slik kovalent binding kalles polar.

■ Kovalent polar binding- en type kovalent binding dannet under samspillet mellom atomer hvis elektronegativitet avviker litt.

Den resulterende partielle ladningen på atomene i molekylet er betegnet med den greske bokstaven 8 (delta), og retningen for forskyvning av elektronparet med en pil:

Ionisk kjemisk binding

I tilfelle av kjemiske interaksjoner mellom atomer hvis elektronegativitet avviker kraftig (for eksempel mellom metaller og ikke-metaller), skjer en nesten fullstendig forskyvning av elektronskyer til atomet med høyere elektronegativitet. I dette tilfellet, siden ladningen til atomkjernen har en positiv verdi, blir atomet, som nesten fullstendig har gitt opp sine valenselektroner, til en positivt ladet partikkel - et positivt ion, eller kation. Et atom som har mottatt elektroner blir til en negativt ladet partikkel - et negativt ion, eller anion:

Og han- er en monoatomisk eller polyatomisk negativt eller positivt ladet partikkel som et atom blir til som følge av tap eller forsterkning av elektroner.

Mellom forskjellig ladede ioner, når de kommer sammen, oppstår krefter av elektrostatisk tiltrekning - positivt og negativt ladede ioner kommer sammen og danner et molekyl av stoffet.

■ Ionisk kjemisk binding er en binding som dannes mellom ioner på grunn av kreftene ved elektrostatisk tiltrekning.

Prosessen med å legge til elektroner under kjemiske interaksjoner atomer med høyere elektronegativitet kalles reduksjon, og prosessen med å gi fra seg elektroner av atomer med lavere elektronegativitet kalles oksidasjon.

Dannelsen av en ionisk binding mellom natrium- og kloratomer kan representeres som følger:

Ionisk kjemisk binding er tilstede i oksider, hydroksider og hydrider av alkali og jordalkalimetaller, i salter, så vel som i forbindelser av metaller med halogener.

Ioner kan enten være enkle (monatomiske): Cl-, H+, Na+, og kompleks (polyatomisk): NH 4 –. Ladningen til et ion er vanligvis skrevet øverst etter tegnet kjemisk element. Først skrives størrelsen på ladningen ned, og deretter tegnet.

Metallkobling

En spesiell type kjemisk binding oppstår mellom metallatomer, som kalles metallisk. Dannelsen av denne bindingen skyldes tre strukturelle trekk ved metallatomer:

• på det ytre energinivået er det 1-3 elektroner (unntak: tinn- og blyatomer (4 elektroner), antimon- og vismutatomer (5 elektroner), poloniumatom (6 elektroner));
• atomet har en relativt stor radius;
• et atom har et stort nummer av frie orbitaler (for eksempel har Na ett valenselektron lokalisert på 3. energinivå, som har ti orbitaler (en s-, tre p- og fem d-orbitaler).

Når metallatomer kommer nærmere, overlapper deres frie orbitaler, og valenselektroner er i stand til å bevege seg til orbitaler til naboatomer som er nær energi. Et atom som mister et elektron blir et ion. Dermed dannes et sett med elektroner i metallet som beveger seg fritt mellom ionene. Tiltrukket av metallets positive ioner gjenoppretter elektronene dem og bryter deretter av igjen og går videre til andre ioner. Denne prosessen med å konvertere atomer til ioner og tilbake skjer kontinuerlig i metaller. Partiklene som utgjør metaller kalles atomioner.

■ Metallkobling er en binding dannet mellom atomioner i metaller og legeringer gjennom konstant bevegelse valenselektroner mellom dem:

Leksjonssammendrag "Kjemiske bindinger: kovalente, ioniske, metalliske."

I likhet med komponentene i et byggesett er atomene forbundet med hverandre. Og uansett hvor hardt du prøver, kan du bare koble en blokk til en enkelt blokk. Delen har 4 celler, kan ikke inneholde mer enn fire. Dette prinsippet fortsetter i kjemi. Antallet frie celler bestemmes av valensen til atomene til elementene.

Resultatet av samspillet mellom atomer er produksjon av stoffer. Typen av kjemiske bindinger av atomer avhenger av arten av de inngående elementene.

Metaller kjennetegnes ved et lite antall elektroner på det ytre nivå sammenlignet med ikke-metaller og en lavere elektronegativitetsverdi. Nå er oppgaven vår å huske hvordan EO endres i det periodiske systemet, eller bruk tabellen "Relativ elektronegativitet". Jo mer aktivt ikke-metallet er, jo høyere er det, og dette indikerer at dette elementet, når det danner en binding, vil ta elektroner.

Det er millioner av stoffer. Dette kan være enkle stoffer: metaller jern Fe, gull Au, kvikksølv Hg; ikke-metaller svovel S, fosfor P, nitrogen N 2. Ja og komplekse stoffer: H 2 S, Ca 3 (PO 4) 2, (C 6 H 10 O 5) n, proteinmolekyler osv. Kombinasjonen av grunnstoffer som utgjør stoffene avgjør hvilke typer bindinger som vil eksistere mellom dem.

Kovalent binding

Ikke-metaller er i mindretall blant alle elementene. Men med noen strukturelle egenskaper og evnen til å ha variabel valens, er antallet forbindelser bygget av disse elementene imponerende.

For å ha en ide om hvordan atomer henger sammen, la oss starte med hydrogenmolekylet H2.

La oss gi frie tøyler til fantasien vår, forestill deg det som ikke kan sees. La oss si at vi plukket opp to identiske deler som ser slik ut:

Det er bare én kombinasjon av forbindelsen deres, og det vil være én felles kobling mellom dem. La oss gå fra fantasien til molekyler. La oss forestille oss at vi har to hydrogenatomer foran oss og vår oppgave er å kombinere dem til et molekyl. Spinn delene mentalt slik at de kommer sammen, du må legge dem oppå hverandre, binde dem på et bestemt sted. Prikkene ved siden av hverandre indikerer hvor mange elektroner som er plassert på det ytre laget.

Kilde

Hydrogenatomer, som deler, er forbundet med en binding, så valensen inn i dette tilfellet hver av dem vil være lik I. Men oksidasjonstilstanden vil være lik 0, siden stoffet er dannet av et grunnstoff med samme verdi elektronegativitet.

La oss vurdere hvordan et molekyl av den vanligste gassen på planeten vår dannes - nitrogen N 2.

Nitrogen har 3 uparrede elektroner. Det er som å ta to deler av en utsikt og koble dem sammen.

Dermed er nitrogen trivalent, og graden

oksidasjon forblir fortsatt lik 0. På grunn av det delte elektronparet fullfører nitrogen det ytre laget 2s 2 2p 6.

En kovalent binding i et molekyl som består av én type atom, nemlig ikke-metaller, kalles ikke-polar.

Under konstruksjonen av et molekyl har antallet elektroner en tendens til å fullføres. La oss vurdere hvordan O 2-molekylet er dannet. Hvert atom mangler 2 elektroner og de kompenserer for denne mangelen med et felles elektronpar.

Vi legger også merke til at oksidasjonstilstanden er 0, fordi atomene er like partnere, og deres valens er II.

En kovalent kjemisk binding dannet av forskjellige ikke-metaller kalles polar.

La oss ta to ikke-metalliske grunnstoffer Hydrogen og Klor. La oss indikere elektroniske formler ytterste laget.

Etter å ha analysert verdiene, E(N)< Э(Cl), приходим к выводу, чтобы принять конфигурацию благородного газа, хлор будет притягивать на себя единственный электрон водорода.

Diagram over en kovalent binding dannet ulike elementer, er skrevet i denne formen.

Det er så viktig å merke seg at i denne situasjonen vil ikke Cl og H være like partnere, siden den totale elektrontettheten er konsentrert i Cl. Hydrogen, i en ulik kamp, ​​mister 1 elektron til klor, som har så mange som 7 av dem Hydrogen får en positiv ladning, klor - en negativ. Valensene til H og Cl er lik I. På det tidspunktet vil oksidasjonstilstandene være H + Cl − .

Denne typen dannelse av forbindelser skjer gjennom en utvekslingsmekanisme. Dette betyr at for å få en fullstendig konfigurasjon, aksepterer flere elektronegative elektroner, mindre elektronegative donerer dem, men samtidig er det et felles elektronpar.

Ikke-metaller danner ikke bare binære forbindelser, men kan også inneholde tre eller flere elementer. For eksempel et molekyl karbonsyre H 2 CO 3 består av 3 grunnstoffer. Hvordan knytter de seg til hverandre? Elektronegativiteten øker i serien EO (H)<ЭО (С) <ЭО(O). Определим степени окисления каждого элемента. Н + 2 С +4 О −2 3 . Это означает, что кислород будет притягивать на себя электроны углерода и водорода. Схематически это можно записать в следующем виде.

For å konstruere strukturformelen, skriv karbon i midten. Den har 4 uparrede elektroner. Siden det er 3 oksygenatomer, kan hver av dem akseptere 2 elektroner. Så, gjennom enkle beregninger, ser vi at det vil komme 4 elektroner fra C og en fra hver H. Vi sjekker utregningen vår, tar i betraktning nøytraliteten til molekylet, teller vi de positive og negative ladningene.

H 2 + C +4 O 3 −2 (+1 ∙ 2) + (+4 ∙ 1) + (-2 ∙ 3) = 0

Det er en annen mekanisme for kovalent binding, kalt donor-akseptor.

For å forstå dette prinsippet, la oss beskrive dannelsen av et molekyl som har en ikke helt behagelig, skarp, kvelende lukt, ammoniakk NH 3.

Av de 5 elektronene som er til disposisjon for N-atomet, er kun 3 bundet. Valensen til N-atomet får verdien III. I dette tilfellet er oksidasjonstilstanden N −3 (etter å ha trukket 3 elektroner fra hvert H-atom og blir negativ), hydrogen, tvert imot, etter å ha utført en "edel handling" ved å donere et elektron, får en positiv ladning H +. To elektroner er ikke involvert på noen måte, de er uthevet i rødt. De er i stand til å slå seg ned i en fri celle av H + ion. Dette stedet vil bli okkupert av nitrogenelektroner, som er indikert i rødt. Ammoniumkationet dannes av en donor-akseptormekanisme.

De tidligere ubrukte "røde" elektronene N er "befolket" i den tomme s-orbitalen som tilhører hydrogenkationen. Ammoniumionet har 3 bindinger som oppstår gjennom utvekslingsmekanismen, samt en gjennom donor-akseptormekanismen. Dette er grunnen til at NH 3 lett interagerer med syrer og vann.

Ionebinding

En ionisk kjemisk binding er borderline kovalent polar. De skiller seg ved at stoffer der en kovalent binding er lokalisert er preget av eksistensen av et delt elektronpar, mens ioniske bindinger er preget av fullstendig donasjon av elektroner. Konsekvensen av rekyl er dannelsen av ladede partikler - ioner.

Beregninger vil bidra til å bestemme typen tilkobling. Hvis forskjellen i elektronegativitetsverdier er større enn 1,7, er stoffet preget av en ionisk binding. Hvis verdien er mindre enn 1,7, er den karakteristiske polare bindingen. Tenk på to stoffer NaCl og CaC 2. Begge er dannet av et metall (Na og Ca) og et ikke-metall (Cl og C). Imidlertid vil bindingen i det ene tilfellet være ionisk, i det andre vil den være polar kovalent.

Det er et prinsipp i fysikken som motsetninger tiltrekker seg. De. positive ioner tiltrekker negative ioner og omvendt.

La oss anta at det er nødvendig å få et stoff fra kalium- og fluoratomer. Hvert atom streber etter å skaffe seg edelgasskonfigurasjonen. Dette kan oppnås på to måter ved å gi eller akseptere elektroner, og derved danne ioner med ønsket konfigurasjon.

Det er mye lettere for et kaliumatom å gi bort 1 elektron enn å ta bort 7 fra fluor Ved å akseptere 1 elektron har F et fullført nivå.

På samme måte aksepterte kalium, som lett ga fra seg elektronet sitt, dets kation den elektroniske formelen til argon.

Kalsium er et toverdig metall, så to fluoratomer er nødvendig for interaksjon, siden det bare kan akseptere ett elektron. Opplegget for dannelsen av en ionisk binding er som følger.

Denne typen binding er lokalisert i alle salter, mellom metallet og syreresten. I eksemplet ovenfor for karbonsyre vil den sure resten være CO 3 2−, hvis natriumatomer plasseres i stedet for hydrogen, så ser bindingsdannelsesskjemaet slik ut.

Det skal bemerkes at en ionisk binding vil eksistere mellom Na og O, og en polar kovalent binding mellom C og O.

Metallkobling

Metaller finnes i forskjellige farger: svart (jern), rød (kobber), gul (gull), grå (sølv) og smelter ved forskjellige temperaturer. Imidlertid er de alle forent av tilstedeværelsen av glans, hardhet og elektrisk ledningsevne.

En metallbinding har egenskaper som ligner på en ikke-polar kovalent binding. Metaller er fattige på elektroner på det ytre nivå, derfor, når de danner en binding, er de ikke i stand til å tiltrekke dem til seg selv, de er preget av rekyl. Siden atomradiusen i metaller er stor, gjør dette det lett for elektroner å bryte seg vekk og danne kationer.

Me 0 - ne = Me n+

Elektroner beveger seg konstant fra atom til ion og omvendt. Kationene i seg selv kan sammenlignes med isfjell omgitt av negative partikler.

Metallkoblingsskjema

Hydrogenbinding

Ikke-metalliske elementer av periode II (N, O, F) har en høy elektronegativitetsverdi. Dette påvirker evnen til å danne en hydrogenbinding mellom det polariserte H + til ett molekyl og anionet N 3-, O -2, F -. En hydrogenbinding har evnen til å bringe to forskjellige molekyler sammen. Hvis du for eksempel tar to vannmolekyler, er de koblet til hverandre på grunn av H- og O-atomene.

En kjemisk hydrogenbinding er avbildet med ...... stiplet linje. Ved å forbinde seg med hverandre spiller og finner molekyler en viktig rolle i levende organismer. Ved hjelp av hydrogenbindinger bygges sekundærstrukturen til DNA-molekylet.

Typer krystallgitter

For å få et stoff, og ikke bare et sett med molekyler, er det nødvendig å "pakke" partiklene inn i en slags rammeverk - et krystallgitter.

Se for deg en geometrisk figur foran deg - en kube ved hjørnene vil det være partikler som er konvensjonelt forbundet med hverandre.

Det er en direkte sammenheng mellom strukturen til atomet og typen krystallgitter.

Vær oppmerksom på at forbindelser med kovalente ikke-polare bindinger dannes av molekylære partikler som er pakket inn i et molekylært krystallgitter. Oftest vil dette være forbindelser som er lavtkokende og flyktige i temperatur. Dette er stoffer kjent for deg som oksygen O 2, klor Cl 2, brom Br 2.

Kovalente polare kjemiske bindinger er også karakteristiske for molekylære forbindelser. Dette inkluderer både organisk: sukrose, alkoholer, metan og uorganiske forbindelser: syrer, ammoniakk, ikke-metalloksider. De finnes i flytende (H 2 O), fast (svovel) og gassform (CO 2).

Ved nodene til det atomære krystallgitteret er det individuelle atomer, mellom hvilke det er en kovalent ikke-polar binding. Atomkrystallgitteret er karakteristisk for diamant. For øyeblikket er dette det hardeste stoffet. Denne typen binding er karakteristisk for et stoff som dekker en betydelig del av planeten vår, dette er -SiO 2 (sand) og karborundum SiC, som har lignende egenskaper som diamant.

Ionebindingen mellom atomer danner et krystallgitter, ved knutepunktene som det vil være kationer og anioner. Denne strukturen forener en hel klasse av uorganiske forbindelser av salter, bestående av metallkationer og anioner av en syrerest. De karakteristiske egenskapene til disse stoffene vil være de høye temperaturene de smelter og koker ved.

En metallbinding har et metallkrystallgitter. Dens struktur kan være parallell med ionegitteret. Nodene vil inneholde atomer og ioner, og mellom dem en elektrongass bestående av elektroner som migrerer fra atom til elektron.

Ved å oppsummere denne informasjonen kan vi trekke en konklusjon, kjenne sammensetningen og strukturen, vi kan forutsi egenskapene og omvendt.

Atomer av de fleste grunnstoffer eksisterer ikke separat, da de kan samhandle med hverandre. Denne interaksjonen produserer mer komplekse partikler.

Naturen til en kjemisk binding er virkningen av elektrostatiske krefter, som er kreftene i samspillet mellom elektriske ladninger. Elektroner og atomkjerner har slike ladninger.

Elektroner som ligger på de ytre elektroniske nivåene (valenselektroner), som er lengst fra kjernen, samhandler svakest med den og er derfor i stand til å bryte seg bort fra kjernen. De er ansvarlige for å binde atomer til hverandre.

Typer av interaksjoner i kjemi

Typer kjemiske bindinger kan presenteres i følgende tabell:

Kjennetegn ved ionisk binding

Kjemisk interaksjon som dannes pga ionattraksjonå ha forskjellige ladninger kalles ionisk. Dette skjer hvis atomene som bindes har en betydelig forskjell i elektronegativitet (det vil si evnen til å tiltrekke seg elektroner) og elektronparet går til det mer elektronegative elementet. Resultatet av denne overføringen av elektroner fra ett atom til et annet er dannelsen av ladede partikler - ioner. Det oppstår en tiltrekning mellom dem.

De har de laveste elektronegativitetsindeksene typiske metaller, og de største er typiske ikke-metaller. Ioner dannes altså ved samspillet mellom typiske metaller og typiske ikke-metaller.

Metallatomer blir positivt ladede ioner (kationer), som donerer elektroner til deres ytre elektronnivåer, og ikke-metaller aksepterer elektroner, og blir dermed til negativt ladet ioner (anioner).

Atomer beveger seg inn i en mer stabil energitilstand, og fullfører sine elektroniske konfigurasjoner.

Ionebindingen er ikke-retningsbestemt og ikke-mettbar, siden den elektrostatiske interaksjonen skjer i alle retninger, kan ionet tiltrekke seg ioner med motsatt fortegn i alle retninger.

Arrangementet av ionene er slik at rundt hver er det et visst antall motsatt ladede ioner. Konseptet med "molekyl" for ioniske forbindelser gir ikke mening.

Eksempler på utdanning

Dannelsen av en binding i natriumklorid (nacl) skyldes overføringen av et elektron fra Na-atomet til Cl-atomet for å danne de tilsvarende ionene:

Na 0 - 1 e = Na + (kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

I natriumklorid er det seks kloridanioner rundt natriumkationene, og seks natriumioner rundt hvert kloridion.

Når interaksjon dannes mellom atomer i bariumsulfid, skjer følgende prosesser:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba donerer sine to elektroner til svovel, noe som resulterer i dannelsen av svovelanioner S 2- og bariumkationer Ba 2+.

Metall kjemisk binding

Antall elektroner i de ytre energinivåene til metaller er lite de skilles lett fra kjernen. Som et resultat av denne løsrivelsen dannes metallioner og frie elektroner. Disse elektronene kalles "elektrongass". Elektroner beveger seg fritt gjennom volumet av metallet og er konstant bundet og separert fra atomer.

Strukturen til metallstoffet er som følger: krystallgitteret er skjelettet til stoffet, og mellom nodene kan elektroner bevege seg fritt.

Følgende eksempler kan gis:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalent: polar og ikke-polar

Den vanligste typen kjemisk interaksjon er en kovalent binding. Elektronegativitetsverdiene til elementene som interagerer avviker ikke skarpt, derfor skjer det bare et skift av det vanlige elektronparet til et mer elektronegativt atom.

Kovalente interaksjoner kan dannes av en utvekslingsmekanisme eller en donor-akseptormekanisme.

Utvekslingsmekanismen realiseres hvis hvert av atomene har uparrede elektroner på de ytre elektroniske nivåene og overlappingen av atomorbitaler fører til utseendet til et par elektroner som allerede tilhører begge atomene. Når ett av atomene har et par elektroner på det ytre elektroniske nivået, og det andre har en fri orbital, så når atomorbitalene overlapper, deles elektronparet og samhandler i henhold til donor-akseptor-mekanismen.

Kovalente deles ved multiplisitet i:

• enkel eller enkel;
• dobbelt;
• tredobler.

Doble sikrer deling av to elektronpar samtidig, og trippel - tre.

I henhold til fordelingen av elektrontetthet (polaritet) mellom bundne atomer, er en kovalent binding delt inn i:

• ikke-polar;
• polar.

En upolar binding dannes av identiske atomer, og en polar binding dannes av forskjellig elektronegativitet.

Samspillet mellom atomer med lignende elektronegativitet kalles en ikke-polar binding. Det vanlige elektronparet i et slikt molekyl tiltrekkes ikke av noen av atomene, men tilhører likt begge.

Samspillet mellom elementer som er forskjellige i elektronegativitet fører til dannelsen av polare bindinger. I denne typen interaksjon blir delte elektronpar tiltrukket av det mer elektronegative elementet, men overføres ikke fullstendig til det (det vil si at dannelsen av ioner ikke forekommer). Som et resultat av dette skiftet i elektrontetthet vises partielle ladninger på atomene: jo mer elektronegativ har en negativ ladning, og jo mindre elektronegativ har positiv ladning.

Egenskaper og egenskaper ved kovalens

Hovedkarakteristika for en kovalent binding:

• Lengden bestemmes av avstanden mellom kjernene til interagerende atomer.
• Polariteten bestemmes av forskyvningen av elektronskyen mot et av atomene.
• Retningsevne er egenskapen til å danne bindinger orientert i rommet og følgelig molekyler som har visse geometriske former.
• Metning bestemmes av evnen til å danne et begrenset antall bindinger.
• Polariserbarhet bestemmes av evnen til å endre polaritet under påvirkning av et eksternt elektrisk felt.
• Energien som kreves for å bryte en binding bestemmer styrken.

Et eksempel på en kovalent ikke-polar interaksjon kan være molekylene hydrogen (H2), klor (Cl2), oksygen (O2), nitrogen (N2) og mange andre.

H· + ·H → H-H-molekylet har en enkelt ikke-polar binding,

O: + :O → O=O-molekylet har en dobbel upolar,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekylet er trippel upolart.

Eksempler på kovalente bindinger av kjemiske elementer inkluderer molekyler av karbondioksid (CO2) og karbonmonoksid (CO), hydrogensulfid (H2S), saltsyre (HCL), vann (H2O), metan (CH4), svoveloksid (SO2) og mange andre .

I CO2-molekylet er forholdet mellom karbon- og oksygenatomer kovalent polart, siden det mer elektronegative hydrogenet tiltrekker seg elektrontetthet. Oksygen har to uparrede elektroner i sitt ytre skall, mens karbon kan gi fire valenselektroner for å danne interaksjonen. Som et resultat dannes det dobbeltbindinger og molekylet ser slik ut: O=C=O.

For å bestemme typen binding i et bestemt molekyl, er det nok å vurdere dets atomer. Enkle metallstoffer danner en metallisk binding, metaller med ikke-metaller danner en ionisk binding, enkle ikke-metalliske stoffer danner en kovalent ikke-polar binding, og molekyler som består av forskjellige ikke-metaller dannes gjennom en polar kovalent binding.

Det er ekstremt sjeldent at kjemiske stoffer består av individuelle, ubeslektede atomer av kjemiske elementer. Under normale forhold har bare et lite antall gasser kalt edelgasser denne strukturen: helium, neon, argon, krypton, xenon og radon. Oftest består kjemiske stoffer ikke av isolerte atomer, men av deres kombinasjoner i ulike grupper. Slike assosiasjoner av atomer kan telle noen få, hundrevis, tusenvis eller enda flere atomer. Kraften som holder disse atomene i slike grupper kalles kjemisk forbindelse.

Med andre ord kan vi si at en kjemisk binding er en interaksjon som gir koblingen av individuelle atomer til mer komplekse strukturer (molekyler, ioner, radikaler, krystaller osv.).

Årsaken til dannelsen av en kjemisk binding er at energien til mer komplekse strukturer er mindre enn den totale energien til de enkelte atomene som danner den.

Så spesielt, hvis interaksjonen mellom atomene X og Y produserer et molekyl XY, betyr dette at den indre energien til molekylene til dette stoffet er lavere enn den indre energien til de individuelle atomene som den ble dannet fra:

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

Av denne grunn, når kjemiske bindinger dannes mellom individuelle atomer, frigjøres energi.

Elektroner i det ytre elektronlaget med den laveste bindingsenergien med kjernen, kalt valens. For eksempel, i bor er dette elektroner av det andre energinivået - 2 elektroner per 2 s- orbitaler og 1 x 2 s-orbitaler:

Når en kjemisk binding dannes, har hvert atom en tendens til å oppnå den elektroniske konfigurasjonen av edelgassatomer, dvs. slik at det er 8 elektroner i det ytre elektronlaget (2 for elementer fra den første perioden). Dette fenomenet kalles oktettregelen.

Det er mulig for atomer å oppnå elektronkonfigurasjonen til en edelgass hvis i utgangspunktet enkeltatomer deler noen av valenselektronene sine med andre atomer. I dette tilfellet dannes vanlige elektronpar.

Avhengig av graden av deling av elektroner, kan kovalente, ioniske og metalliske bindinger skilles.

Kovalent binding

Kovalente bindinger forekommer oftest mellom atomer av ikke-metalliske elementer. Hvis de ikke-metalliske atomene som danner en kovalent binding tilhører forskjellige kjemiske elementer, kalles en slik binding en polar kovalent binding. Grunnen til dette navnet ligger i det faktum at atomer av forskjellige grunnstoffer også har forskjellige evner til å tiltrekke seg et felles elektronpar. Dette fører åpenbart til en forskyvning av det vanlige elektronparet mot et av atomene, som et resultat av at det dannes en delvis negativ ladning på det. I sin tur dannes en delvis positiv ladning på det andre atomet. For eksempel, i et hydrogenkloridmolekyl forskyves elektronparet fra hydrogenatomet til kloratomet:

Eksempler på stoffer med polare kovalente bindinger:

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

En kovalent upolar binding dannes mellom ikke-metallatomer av samme kjemiske element. Siden atomene er identiske, er deres evne til å tiltrekke seg delte elektroner også den samme. I denne forbindelse observeres ingen forskyvning av elektronparet:

Mekanismen ovenfor for dannelsen av en kovalent binding, når begge atomene gir elektroner for å danne vanlige elektronpar, kalles utveksling.

Det er også en donor-akseptor-mekanisme.

Når en kovalent binding dannes av donor-akseptor-mekanismen, dannes et delt elektronpar på grunn av den fylte orbitalen til ett atom (med to elektroner) og den tomme orbitalen til et annet atom. Et atom som gir et ensomt elektronpar kalles en donor, og et atom med en ledig orbital kalles en akseptor. Atomer som har sammenkoblede elektroner, for eksempel N, O, P, S, fungerer som donorer av elektronpar.

For eksempel, i henhold til donor-akseptormekanismen, dannes den fjerde kovalente N-H-bindingen i ammoniumkationet NH4+:

I tillegg til polaritet er kovalente bindinger også preget av energi. Bindingsenergi er minimumsenergien som kreves for å bryte en binding mellom atomer.

Bindingsenergien avtar med økende radier av bundne atomer. Siden vi vet at atomradius øker nedover undergruppene, kan vi for eksempel konkludere med at styrken til halogen-hydrogenbindingen øker i rekken:

HI< HBr < HCl < HF

Også bindingsenergien avhenger av dens mangfold - jo større bindingsmangfold, jo større er energien. Bindingsmultiplisitet refererer til antall delte elektronpar mellom to atomer.

Ionebinding

En ionisk binding kan betraktes som et ekstremt tilfelle av en polar kovalent binding. Hvis i en kovalent-polar binding det vanlige elektronparet er delvis forskjøvet til ett av atomparene, så er det i en ionisk binding nesten fullstendig "gitt" til ett av atomene. Atomet som donerer elektron(er) får en positiv ladning og blir kation, og atomet som har tatt elektroner fra det får en negativ ladning og blir anion.

Dermed er en ionisk binding en binding dannet ved elektrostatisk tiltrekning av kationer til anioner.

Dannelsen av denne typen binding er typisk under samspillet mellom atomer av typiske metaller og typiske ikke-metaller.

For eksempel kaliumfluorid. Kaliumkationet dannes ved fjerning av ett elektron fra et nøytralt atom, og fluorionet dannes ved tilsetning av ett elektron til fluoratomet:

En elektrostatisk tiltrekningskraft oppstår mellom de resulterende ionene, noe som resulterer i dannelsen av en ionisk forbindelse.

Når en kjemisk binding ble dannet, gikk elektroner fra natriumatomet over til kloratomet og det ble dannet motsatt ladede ioner, som har et fullført eksternt energinivå.

Det er slått fast at elektroner fra metallatomet ikke løsnes helt, men bare forskyves mot kloratomet, som i en kovalent binding.

De fleste binære forbindelser som inneholder metallatomer er ioniske. For eksempel oksider, halogenider, sulfider, nitrider.

Ionebinding oppstår også mellom enkle kationer og enkle anioner (F −, Cl −, S 2-), samt mellom enkle kationer og komplekse anioner (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Derfor inkluderer ioniske forbindelser salter og baser (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH).

Metallkobling

Denne typen bindinger dannes i metaller.

Atomer av alle metaller har elektroner i sitt ytre elektronlag som har lav bindingsenergi med atomkjernen. For de fleste metaller er prosessen med å miste ytre elektroner energetisk gunstig.

På grunn av en så svak interaksjon med kjernen, er disse elektronene i metaller svært mobile og følgende prosess skjer kontinuerlig i hver metallkrystall:

M 0 - ne - = M n + , hvor M 0 er et nøytralt metallatom, og M n + er et kation av samme metall. Figuren nedenfor gir en illustrasjon av prosessene som foregår.

Det vil si at elektroner "rusher" over en metallkrystall, løsner fra ett metallatom, danner en kation fra det, forbinder en annen kation, danner et nøytralt atom. Dette fenomenet ble kalt "elektronvind", og samlingen av frie elektroner i en krystall av et ikke-metallatom ble kalt "elektrongass." Denne typen interaksjon mellom metallatomer kalles en metallisk binding.

Hydrogenbinding

Hvis et hydrogenatom i et stoff er bundet til et grunnstoff med høy elektronegativitet (nitrogen, oksygen eller fluor), er det stoffet preget av et fenomen som kalles hydrogenbinding.

Siden et hydrogenatom er bundet til et elektronegativt atom, dannes en delvis positiv ladning på hydrogenatomet, og en delvis negativ ladning dannes på atomet til det elektronegative elementet. I denne forbindelse blir elektrostatisk tiltrekning mulig mellom et delvis positivt ladet hydrogenatom i ett molekyl og et elektronegativt atom i et annet. For eksempel observeres hydrogenbinding for vannmolekyler:

Det er hydrogenbindingen som forklarer det unormalt høye smeltepunktet til vann. I tillegg til vann dannes det også sterke hydrogenbindinger i stoffer som hydrogenfluorid, ammoniakk, oksygenholdige syrer, fenoler, alkoholer og aminer.

En kjemisk binding er samspillet mellom atomer som bestemmer stabiliteten til en kjemisk partikkel eller krystall som helhet.
Naturen til en kjemisk binding er den elektrostatiske tiltrekningen av motsatt ladede partikler (kationer og anioner, atomkjerner og elektronpar, metallkationer og elektroner).
I henhold til dannelsesmekanismen skiller de:
a) ionisk binding - en binding mellom et metallkation og et ikke-metallanion. Dermed oppstår den ioniske typen binding i stoffer dannet av atomer av sterke metaller og sterke ikke-metaller. I dette tilfellet gir metallatomer opp elektroner fra det ytre (noen ganger fra det pre-eksterne) energinivået og blir til positivt ladede ioner (kationer), og ikke-metallatomer aksepterer elektroner til det ytre energinivået og blir til negativt ladede ioner (anioner) (eksempler på stoffer: oksider av typiske metaller K2O, CaO, MgO, baser KOH, Ca(OH)2, salter NaNO3, CaSO4).
b) kovalent binding - en binding mellom ikke-metallatomer. En kovalent binding oppstår på grunn av dannelsen av vanlige elektronpar fra uparrede elektroner av det ytre energinivået til hvert ikke-metallatom (beregnet ved formel 8 - elementgruppenummer). Antall bindinger i en forbindelse er lik antall delte elektronpar. Hvis en forbindelse er dannet av atomer av ett kjemisk element - ikke-metaller, kalles bindingen kovalent ikke-polar (eksempler: N2, Cl2, O2, H2). Kovalente upolare bindinger finnes i enkle ikke-metalliske stoffer. Hvis en forbindelse er dannet av atomer av forskjellige ikke-metalliske elementer, kalles bindingen polar kovalent, fordi i dette tilfellet forskyves de vanlige elektronparene mot elementet med høyere elektronegativitet og delvis positive og delvis negative ladninger vises på grunnstoffene (eksempler på stoffer: HCl, NO, CCl4, H2SO4). Kovalente polare bindinger finnes i komplekse stoffer dannet av ikke-metalliske atomer.
Valens er evnen til atomer av kjemiske elementer til å danne kjemiske bindinger. Numerisk sammenfaller valens med antall kjemiske bindinger som atomer av et gitt kjemisk element danner med atomer av et annet kjemisk element. Den høyeste valensen faller sammen med gruppenummeret til grunnstoffet (unntak: oksygen (II) og nitrogen (IV)).
c) metallisk binding - en binding mellom metallatomer og delte elektroner. En metallisk binding oppstår som et resultat av at metallatomer gir fra seg alle elektronene sine fra det ytre energinivået inn i det felles interatomære rommet og blir til positivt ladede ioner (kationer). Sosialiserte elektroner beveger seg fritt i det interatomiske rommet og binder alle kationer til en enkelt helhet på grunn av elektrostatisk tiltrekning. Metallisk binding observeres i enkle metallstoffer eller i metallegeringer (eksempler på stoffer: Al, Fe, Cu, bronse, messing).