Konseptet med en kjemisk binding er av ikke liten betydning i ulike felt av kjemi som vitenskap. Dette skyldes det faktum at det er med dens hjelp at individuelle atomer er i stand til å kombineres til molekyler, og danner alle slags stoffer, som igjen er gjenstand for kjemisk forskning.
Mangfoldet av atomer og molekyler er assosiert med fremveksten av ulike typer bindinger mellom dem. Ulike klasser av molekyler er preget av sine egne trekk ved distribusjonen av elektroner, og dermed sine egne typer bindinger.
Grunnleggende konsepter
En kjemisk binding er et sett av interaksjoner som fører til binding av atomer for å danne stabile partikler med en mer kompleks struktur (molekyler, ioner, radikaler), så vel som aggregater (krystaller, glass, etc.). Naturen til disse interaksjonene er av elektrisk natur, og de oppstår under distribusjonen av valenselektroner i atomer som nærmer seg.
Valens kalles vanligvis et atoms evne til å danne et visst antall bindinger med andre atomer. I ioniske forbindelser tas antallet gitte eller festede elektroner som verdien av valens. PÅi kovalente forbindelser er det lik antall vanlige elektronpar.
Oksydasjonstilstanden forstås som den betingede ladningen som kunne vært på et atom hvis alle polare kovalente bindinger var ioniske.
Bindingsmultiplisiteten er antallet delte elektronpar mellom de betraktede atomene.
Båndene som vurderes i ulike grener av kjemien kan deles inn i to typer kjemiske bindinger: de som fører til dannelse av nye stoffer (intramolekylære), og de som oppstår mellom molekyler (intermolekylære).
Grunnleggende kommunikasjonsegenskaper
Bindingsenergien er energien som kreves for å bryte alle eksisterende bindinger i et molekyl. Det er også energien som frigjøres under bindingsdannelse.
Bindingslengden er avstanden mellom tilstøtende atomkjerner i et molekyl, der tiltreknings- og frastøtningskreftene er balansert.
Disse to egenskapene til den kjemiske bindingen til atomer er et mål på dens styrke: jo kortere lengde og større energi, desto sterkere binding.
Bindingsvinkelen kalles vanligvis vinkelen mellom de representerte linjene som går i bindingsretningen gjennom atomkjernene.
Metoder for å beskrive lenker
De to vanligste tilnærmingene til å forklare den kjemiske bindingen, lånt fra kvantemekanikk:
Metode for molekylære orbitaler. Han betrakter et molekyl som et sett av elektroner og kjerner av atomer, med hvert enkelt elektron som beveger seg i handlingsfeltet til alle andre elektroner og kjerner. Molekylet har en orbital struktur, og alle elektronene er fordelt langs disse banene. Denne metoden kalles også MO LCAO, som står for "molekylær orbital - en lineær kombinasjon av atomorbitaler".
Valensbindingsmetode. Representerer et molekyl som et system av to sentrale molekylære orbitaler. Dessuten tilsvarer hver av dem en binding mellom to tilstøtende atomer i molekylet. Metoden er basert på følgende bestemmelser:
- Danningen av en kjemisk binding utføres av et elektronpar med motsatte spinn, som er plassert mellom de to betraktede atomene. Det dannede elektronparet tilhører to atomer likt.
- Antallet bindinger dannet av ett eller annet atom er lik antall uparrede elektroner i bakken og eksitert tilstand.
- Hvis elektronpar ikke deltar i dannelsen av en binding, kalles de ensomme par.
Elektronegativitet
Det er mulig å bestemme typen kjemisk binding i stoffer basert på forskjellen i elektronegativitetsverdiene til dets atomer. Elektronegativitet forstås som atomers evne til å tiltrekke seg vanlige elektronpar (elektronsky), noe som fører til bindingspolarisering.
Det er forskjellige måter å bestemme verdiene for elektronegativiteten til kjemiske elementer. Imidlertid er den mest brukte skalaen basert på termodynamiske data, som ble foreslått tilbake i 1932 av L. Pauling.
Jo større forskjellen er i elektronegativiteten til atomer, desto mer utt alt er dens ionisitet. Tvert imot, like eller nære elektronegativitetsverdier indikerer bindingens kovalente natur. Det er med andre ord mulig å bestemme hvilken kjemisk binding som observeres i et bestemt molekyl matematisk. For å gjøre dette må du beregne ΔX - forskjellen i elektronegativiteten til atomer i henhold til formelen: ΔX=|X 1 -X 2 |.
- Hvis ΔХ>1, 7, så er bindingen ionisk.
- Hvis 0,5≦ΔХ≦1,7, så er den kovalente bindingen polar.
- Hvis ΔХ=0 eller nær det, så er bindingen kovalent ikke-polar.
ionisk bånd
Ionisk er en slik binding som oppstår mellom ioner eller på grunn av fullstendig tilbaketrekking av et felles elektronpar av ett av atomene. I stoffer utføres denne typen kjemisk binding av elektrostatiske tiltrekningskrefter.
Ioner er ladede partikler dannet av atomer som et resultat av at elektroner får eller taper. Når et atom aksepterer elektroner, får det en negativ ladning og blir til et anion. Hvis et atom donerer valenselektroner, blir det en positivt ladet partikkel k alt en kation.
Det er karakteristisk for forbindelser dannet ved samspillet mellom atomer av typiske metaller og atomer av typiske ikke-metaller. Hoveddelen av denne prosessen er atomenes aspirasjon for å oppnå stabile elektroniske konfigurasjoner. Og for dette trenger typiske metaller og ikke-metaller å gi eller akseptere bare 1-2 elektroner,som de gjør med letthet.
Mekanismen for dannelse av en ionisk kjemisk binding i et molekyl anses tradisjonelt ved å bruke eksempelet på samspillet mellom natrium og klor. Alkalimetallatomer donerer lett et elektron trukket av et halogenatom. Resultatet er Na+ kation og Cl- anion, som holdes sammen av elektrostatisk tiltrekning.
Det finnes ingen ideell ionisk binding. Selv i slike forbindelser, som ofte omtales som ioniske, skjer ikke den endelige overføringen av elektroner fra atom til atom. Det dannede elektronparet er fortsatt i vanlig bruk. Derfor snakker de om graden av ionisitet til en kovalent binding.
Ionisk binding er preget av to hovedegenskaper relatert til hverandre:
- ikke-retningsbestemt, dvs. det elektriske feltet rundt ionet har form som en kule;
- Umetning, dvs. antall motsatt ladede ioner som kan plasseres rundt et hvilket som helst ion, bestemmes av størrelsen deres.
Kovalent kjemisk binding
Bindingen som dannes når elektronskyene til ikke-metallatomer overlapper hverandre, det vil si utført av et felles elektronpar, kalles en kovalent binding. Antallet delte elektronpar bestemmer bindingens mangfold. Dermed er hydrogenatomer koblet med en enkelt H··H-binding, og oksygenatomer danner en dobbeltbinding O::O.
Det er to mekanismer for dannelsen:
- Utveksling - hvert atom representerer ett elektron for dannelsen av et felles par: A +B=A: B, mens forbindelsen involverer eksterne atomorbitaler, hvor ett elektron befinner seg.
- Donor-akseptor - for å danne en binding, gir ett av atomene (donor) et par elektroner, og det andre (akseptor) - en fri orbital for sin plassering: A +:B=A:B.
Måtene som elektronskyer overlapper når en kovalent kjemisk binding dannes er også forskjellige.
- Direkte. Skyoverlappingsområdet ligger på en rett imaginær linje som forbinder kjernene til de betraktede atomene. I dette tilfellet dannes σ-bindinger. Hvilken type kjemisk binding som oppstår i dette tilfellet avhenger av typen elektronskyer som gjennomgår overlapping: s-s, s-p, p-p, s-d eller p-d σ-bindinger. I en partikkel (molekyl eller ion) kan bare én σ-binding oppstå mellom to naboatomer.
- Side. Det utføres på begge sider av linjen som forbinder atomkjernene. Slik dannes en π-binding, og dens varianter er også mulige: p-p, p-d, d-d. Atskilt fra σ-bindingen dannes aldri π-bindingen, den kan være i molekyler som inneholder flere (dobbelt- og trippelbindinger).
Kovalente bindingsegenskaper
De bestemmer de kjemiske og fysiske egenskapene til forbindelser. Hovedegenskapene til enhver kjemisk binding i stoffer er dens retning, polaritet og polariserbarhet, samt metning.
Retningsevnen til bindingen bestemmer egenskapene til molekyletstrukturen til stoffer og den geometriske formen til deres molekyler. Dens essens ligger i det faktum at den beste overlappingen av elektronskyer er mulig med en viss orientering i rommet. Alternativene for dannelse av σ- og π-bindinger er allerede vurdert ovenfor.
Metning forstås som atomers evne til å danne et visst antall kjemiske bindinger i et molekyl. Antall kovalente bindinger for hvert atom er begrenset av antall ytre orbitaler.
Polariteten til bindingen avhenger av forskjellen i elektronegativitetsverdiene til atomene. Det bestemmer jevnheten i fordelingen av elektroner mellom atomkjernene. En kovalent binding på dette grunnlaget kan være polar eller ikke-polar.
- Hvis det vanlige elektronparet likt tilhører hvert av atomene og befinner seg i samme avstand fra kjernene deres, så er den kovalente bindingen ikke-polar.
- Hvis det felles elektronparet forskyves til kjernen til ett av atomene, dannes det en kovalent polar kjemisk binding.
Polariserbarhet uttrykkes ved forskyvning av bindingselektroner under påvirkning av et eksternt elektrisk felt, som kan tilhøre en annen partikkel, nabobindinger i samme molekyl, eller komme fra eksterne kilder til elektromagnetiske felt. Så en kovalent binding under deres påvirkning kan endre polariteten.
Under hybridisering av orbitaler forstå endringen i deres former i implementeringen av en kjemisk binding. Dette er nødvendig for å oppnå den mest effektive overlappingen. Det finnes følgende typer hybridisering:
- sp3. En s- og tre p-orbitaler danner fire"hybride" orbitaler med samme form. Utad ligner den et tetraeder med en vinkel mellom aksene på 109 °.
- sp2. Én s- og to p-orbitaler danner en flat trekant med en vinkel mellom aksene på 120°.
- sp. En s- og en p-orbital danner to "hybride" orbitaler med en vinkel mellom aksene på 180°.
Metal Bond
Et trekk ved strukturen til metallatomer er en ganske stor radius og tilstedeværelsen av et lite antall elektroner i ytre orbitaler. Som et resultat, i slike kjemiske elementer, er bindingen mellom kjernen og valenselektronene relativt svak og lett brytes.
Metalbinding er en slik interaksjon mellom metallatomer-ioner, som utføres ved hjelp av delokaliserte elektroner.
I metallpartikler kan valenselektroner lett forlate ytre orbitaler, samt okkupere ledige plasser på dem. Dermed kan den samme partikkelen til forskjellige tider være et atom og et ion. Elektronene som rives av dem beveger seg fritt gjennom hele volumet av krystallgitteret og utfører en kjemisk binding.
Denne typen binding har likheter med ionisk og kovalent. Så vel som for ioniske, er ioner nødvendige for eksistensen av en metallisk binding. Men hvis for implementering av elektrostatisk interaksjon i det første tilfellet er det nødvendig med kationer og anioner, så i det andre spilles rollen til negativt ladede partikler av elektroner. Hvis vi sammenligner en metallisk binding med en kovalent binding, krever dannelsen av begge vanlige elektroner. Imidlertid, ii motsetning til en polar kjemisk binding er de ikke lokalisert mellom to atomer, men tilhører alle metallpartikler i krystallgitteret.
Metallbindinger er ansvarlige for de spesielle egenskapene til nesten alle metaller:
- plastisitet, tilstede på grunn av muligheten for forskyvning av lag med atomer i krystallgitteret holdt av elektrongass;
- metallisk glans, som observeres på grunn av refleksjon av lysstråler fra elektroner (i pulvertilstand er det ikke noe krystallgitter og derfor elektroner som beveger seg langs det);
- elektrisk ledningsevne, som utføres av en strøm av ladede partikler, og i dette tilfellet beveger små elektroner seg fritt blant store metallioner;
- termisk ledningsevne, observert på grunn av elektronenes evne til å overføre varme.
hydrogenbinding
Denne typen kjemisk binding kalles noen ganger en mellomting mellom kovalent og intermolekylær interaksjon. Hvis et hydrogenatom har en binding med et av de sterkt elektronegative grunnstoffene (som fosfor, oksygen, klor, nitrogen), så er det i stand til å danne en ekstra binding, k alt hydrogen.
Den er mye svakere enn alle typer bindinger vurdert ovenfor (energien er ikke mer enn 40 kJ/mol), men den kan ikke neglisjeres. Det er derfor den kjemiske hydrogenbindingen i diagrammet ser ut som en stiplet linje.
Forekomsten av en hydrogenbinding er mulig på grunn av den elektrostatiske donor-akseptor-interaksjonen på samme tid. Stor forskjell i verdierelektronegativitet fører til utseendet av overflødig elektrontetthet på atomene O, N, F og andre, samt mangel på hydrogenatomet. I tilfelle det ikke er noen eksisterende kjemisk binding mellom slike atomer, aktiveres tiltrekningskrefter hvis de er nær nok. I dette tilfellet er protonet en elektronparakseptor, og det andre atomet er en donor.
Hydrogenbinding kan forekomme både mellom nabomolekyler, for eksempel vann, karboksylsyrer, alkoholer, ammoniakk, og innenfor et molekyl, for eksempel salisylsyre.
Tilstedeværelsen av en hydrogenbinding mellom vannmolekyler forklarer en rekke av dens unike fysiske egenskaper:
- Verdiene for varmekapasiteten, dielektrisitetskonstanten, koke- og smeltepunktene, i samsvar med beregningene, bør være mye mindre enn de virkelige, noe som forklares av bindingen av molekyler og behovet for å bruke energi for å bryte intermolekylære hydrogenbindinger.
- I motsetning til andre stoffer, øker vannvolumet når temperaturen synker. Dette skyldes det faktum at molekylene inntar en viss posisjon i iskrystallstrukturen og beveger seg bort fra hverandre med lengden på hydrogenbindingen.
Denne forbindelsen spiller en spesiell rolle for levende organismer, siden dens tilstedeværelse i proteinmolekyler bestemmer deres spesielle struktur, og derav deres egenskaper. I tillegg er nukleinsyrer, som utgjør DNA-dobbelthelixen, også forbundet nøyaktig med hydrogenbindinger.
kommunikasjon i krystaller
De aller fleste faste stoffer har et krystallgitter - en spesielldet gjensidige arrangementet av partiklene som danner dem. I dette tilfellet observeres tredimensjonal periodisitet, og atomer, molekyler eller ioner er lokalisert ved nodene, som er forbundet med imaginære linjer. Avhengig av arten av disse partiklene og bindingene mellom dem, er alle krystallstrukturer delt inn i atomære, molekylære, ioniske og metalliske.
Det er kationer og anioner i nodene til det ioniske krystallgitteret. Dessuten er hver av dem omgitt av et strengt definert antall ioner med bare motsatt ladning. Et typisk eksempel er natriumklorid (NaCl). De har en tendens til å ha høye smeltepunkter og hardhet ettersom de krever mye energi for å gå i stykker.
Molekyler av stoffer dannet av en kovalent binding er lokalisert ved nodene til det molekylære krystallgitteret (for eksempel I2). De er forbundet med hverandre ved en svak van der Waals-interaksjon, og derfor er en slik struktur lett å ødelegge. Slike forbindelser har lave koke- og smeltepunkter.
Det atomære krystallgitteret er dannet av atomer av kjemiske elementer med høye valensverdier. De er forbundet med sterke kovalente bindinger, som gjør at stoffene har høye kokepunkter, smeltepunkter og høy hardhet. Et eksempel er en diamant.
Dermed har alle typer bindinger som finnes i kjemikalier sine egne egenskaper, som forklarer vanskelighetene ved samspillet mellom partikler i molekyler og stoffer. Egenskapene til forbindelsene avhenger av dem. De bestemmer alle prosesser som skjer i miljøet.
