Kovalent binding. Egenskaber ved en kovalent binding Hvilke karakteristika ved en kovalent binding kender du?
Introduktion. 3
1 kovalent binding. Basale koncepter. 4
2 Grundlæggende karakteristika for kovalente bindinger. 6
3 typer af kovalente bindinger. 8
4 Valens. 10
Introduktion
Et relativt lille antal elementer i Dmitry Ivanovich Mendeleevs periodiske tabel - 118 - danner omkring 10 millioner simple og komplekse stoffer. Årsagen til dette fænomen er, at atomer af mange grundstoffer, der interagerer med hinanden, binder sig til hinanden og danner forskellige kemiske forbindelser.
Den kraft, der forbinder to eller flere interagerende atomer for at danne molekyler eller andre partikler, kaldes en kemisk binding.
Årsagen til dannelsen af en kemisk binding er ønsket af metal- og ikke-metalatomer for at opnå en mere stabil elektronisk struktur ved at interagere med andre atomer. Når en kemisk binding dannes, omlejres de elektroniske strukturer af bindingsatomerne betydeligt, derfor ændres mange af deres egenskaber i forbindelserne.
I ordet "kovalent" betyder præfikset "co-" "fælles deltagelse." Og "valens" oversat til russisk betyder styrke, evne. I dette tilfælde mener vi atomers evne til at binde sig til andre atomer. Et eksempel på en kemisk binding er en kovalent binding.
Begrebet kovalent binding blev først opfundet af nobelprisvinderen Irving Langmuir i 1919. Udtrykket refererede til en kemisk binding, der involverer deling af elektroner, i modsætning til en metallisk binding, hvor elektronerne var frie, eller en ionbinding, hvor et af atomerne opgav en elektron og blev en kation og det andet atom accepterede en elektron og blev til en anion.
Senere (1927) gav F. London og W. Heitler, ved hjælp af eksemplet med et brintmolekyle, den første beskrivelse af en kovalent binding fra et kvantemekanisk synspunkt.
Kovalent binding. Basale koncepter
Når der dannes en kovalent binding, kombinerer atomer deres elektroner, som om de var i en fælles "sparegrise" - en molekylær orbital, som er dannet af individuelle atomers atomskal. Denne nye skal indeholder et så fuldstændigt antal elektroner som muligt og erstatter atomerne med deres egne ufuldstændige atomskaller.
Lad os overveje forekomsten af en kovalent binding ved at bruge eksemplet med dannelsen af et brintmolekyle fra to hydrogenatomer (fig. 1). Denne proces er allerede en typisk kemisk reaktion, fordi der fra et stof (atomart brint) dannes et andet - molekylært brint. Et eksternt tegn på energifordelen ved denne proces er frigivelsen af en stor mængde varme.
Ris. 1. Fremkomsten af en kovalent binding under dannelsen af et brintmolekyle fra to brintatomer.
Hydrontatomernes elektronskaller (med én s-elektron for hvert atom) smelter sammen til en fælles elektronsky (molekylær orbital), hvor begge elektroner "tjener" kernerne, uanset om det er "vores" kerne eller "fremmed".
Når to brintatomers elektronskaller kommer tættere på og danner en ny, nu molekylær elektronskal (fig. 1), ligner denne nye skal den færdige elektronskal af ædelgasatomet helium.
Færdige skaller, som vi husker, er mere stabile end ufuldstændige. Den samlede energi i det nye system - et brintmolekyle - viser sig således at være meget lavere end den samlede energi af to ubundne brintatomer. Overskydende energi frigives i form af varme.
I det resulterende system med to brintatomer betjenes hver kerne af to elektroner. I den nye (molekylære) skal er det ikke længere muligt at skelne, hvilken elektron der tidligere tilhørte et eller andet atom. Det er sædvanligt at sige, at elektroner socialiseres. Da begge kerner konkurrerer ligeligt om et par elektroner, er elektrontætheden koncentreret både omkring kernerne og i rummet mellem atomerne (dette er vist i fig. 2).
Ris. 2. En anden måde at afbilde atomare og molekylære orbitaler
I figur 2 afspejler tætheden af punkter "elektrondensiteten", det vil sige sandsynligheden for at finde en elektron på et hvilket som helst punkt i rummet nær kernerne af brintatomer. Det kan ses, at en betydelig elektrontæthed er koncentreret i rummet mellem de to kerner i brintmolekylet.
En kovalent binding er bindingen af atomer ved hjælp af fælles (delt mellem dem) elektronpar. En kovalent binding dannes kun af et par elektroner placeret mellem atomer. Det kaldes et split-par. De resterende elektronpar kaldes enlige par. De fylder skallerne og er ikke med til at binde.
Grundlæggende karakteristika for kovalente bindinger
De vigtigste egenskaber ved en kovalent binding er: bindingslængde (afstanden mellem atomcentrene i molekylet); bindingsenergi (den energi, der skal bruges på at bryde bindingen); bindingspolaritet (ujævn fordeling af elektrontæthed mellem atomer på grund af forskellig elektronegativitet); polariserbarhed (den lethed, hvormed elektrontætheden af en binding fejes væk til et af atomerne under påvirkning af eksterne faktorer); retningsbestemt (en kovalent binding rettet mod en linje, der forbinder atomernes centre).
Retningen af forbindelsen bestemmes af stoffets molekylære struktur og dens geometriske form af dets molekyle. Vinklerne mellem to bindinger kaldes bindingsvinkler.
Mættelighed er atomers evne til at danne et begrænset antal kovalente bindinger. Antallet af bindinger dannet af et atom er begrænset af antallet af dets ydre atomare orbitaler.
Polariteten af bindingen skyldes den ujævne fordeling af elektrontæthed på grund af forskelle i atomernes elektronegativitet. På dette grundlag opdeles kovalente bindinger i ikke-polære og polære.
Polariserbarheden af en binding er udtrykt i forskydningen af bindingselektronerne under påvirkning af et eksternt elektrisk felt, herunder det af en anden reagerende partikel. Polariserbarheden bestemmes af elektronmobilitet. Polariteten og polariserbarheden af kovalente bindinger bestemmer molekylernes reaktivitet over for polære reagenser. Elektroner er mere mobile, jo længere de er fra kernerne.
Afhængigt af elektronegativiteten af atomerne, mellem hvilke den kovalente binding er dannet, kan den være polær eller upolær.
Hvis elektronegativiteten af atomerne er den samme, så er det delte elektronpar i samme afstand fra kernen i hvert af atomerne. En sådan binding kaldes kovalent upolær. Når der opstår en kovalent binding mellem atomer med forskellig elektronegativitet, flyttes det delte elektronpar til det mere elektronegative atom. I dette tilfælde dannes en polær kovalent binding. Pilen i formlen angiver polariteten af den kovalente binding. Det græske bogstav b ("delta") bruges til at betegne partielle ladninger på atomer: b+ - reduceret, 6 - øget elektrontæthed.
Baseret på antallet af elektronpar, der danner en kovalent binding, skelnes bindinger mellem simple - med et par elektroner og multiple - med to eller tre par.
En kovalent binding er karakteriseret fokus i rummet, polaritet, mangfoldighed, energi Og længde.
Som vi ved, har elektronorbitaler (undtagen s-orbitaler). rumlig orientering. Den kovalente binding, som er resultatet af elektron-kerne-interaktioner, er placeret i en bestemt retning i forhold til kernerne i disse atomer. Hvis elektronskyerne overlapper i retning af linjen, der forbinder atomkernerne (dvs. langs bindingsaksen), kaldes en sådan kovalent binding s-binding(sigma-binding). For eksempel, i H2, Cl2, HC1 molekyler er atomerne forbundet med en kovalent s-binding. Kovalente sigma-bindinger dannes, når orbitaler overlapper: s- s (som i H 2): s - R(som i NS1), R- R(som i C1 2).
Når p-orbitaler rettet vinkelret på bindingsaksen overlapper, dannes to overlapningsområder på begge sider af bindingsaksen. En sådan kovalent binding kaldes en p-binding (pi-binding) (fig. 6). For eksempel er atomerne i et nitrogenmolekyle forbundet med en s-binding og to p-bindinger (fig. 7).
Ris. 6. Skematisk fremstilling af en p-binding
Ris. 7. Skematisk fremstilling af s- og p-bindinger i et nitrogenmolekyle
Retningen af den kovalente binding bestemmer molekylernes rumlige struktur, altså deres form. Hydrogenchloridmolekylet har en lineær form: det dannes ved hjælp af en s-binding (s - p-orbital). Vandmolekylet har en vinkelstruktur: det dannes på grund af overlapningen af s-orbitaler af to brintatomer med to indbyrdes vinkelrette p-orbitaler af oxygenatomet (fig. 8). Derfor skal vinklen mellem s-bindinger i et vandmolekyle være lig med 90°. I virkeligheden er vinklen 104,5°, hvilket forklares af fænomenet hybridisering. Ammoniakmolekylet har form som en regulær pyramide, metanmolekylet har form som et tetraeder.
Ris. 8. Opbygning af et vandmolekyle
Kommunikationspolaritet er bestemt af asymmetrien i fordelingen af den samlede elektronsky langs bindingsaksen.
Hvis de fælles elektronpar er placeret symmetrisk i forhold til begge kerner, så kaldes en sådan kovalent binding ikke-polær.
I molekylerne af simple stoffer - hydrogen H2, oxygen O2, nitrogen N2, chlor C12, fluor F2, er atomer forbundet med en ikke-polær kovalent binding.
Hvis fælles elektronpar forskydes til et af atomerne (arrangeret asymmetrisk i forhold til kernerne i forskellige atomer), så kaldes en sådan kovalent binding polær.
Bindingen i molekylerne af vand H 2 O, ammoniak NH 3, hydrogenchlorid HC1 er polær.
Mangfoldighed En kovalent binding bestemmes af antallet af fælles elektronpar, der forbinder atomerne.
En binding mellem to atomer ved hjælp af et par elektroner kaldes enkel(bindinger H - C1, C - H, H - O osv.). Bindingen mellem to atomer ved hjælp af to elektronpar kaldes dobbelt. Bindingen mellem to atomer ved hjælp af tre elektronpar kaldes tredobbelt.
For eksempel observeres en dobbeltbinding mellem carbonatomer i ethylen H 2 C = CH 2, en tredobbelt binding observeres i molekyler af nitrogen N N, acetylen H - C C - H.
Link længde er ligevægtsafstanden mellem atomkernerne. Bindingslængden er udtrykt i nanometer (nm). Jo kortere bindingslængden er, jo stærkere er den kemiske binding. Et mål for styrken af en binding er dens energi.
Kommunikationsenergi svarende til det arbejde, der kræves for at bryde forbindelsen. Udtryk bindingsenergi i kilojoule pr. mol (kJ/mol); for eksempel i et brintmolekyle er bindingsenergien 435 kJ/mol. Bindingsenergien stiger med aftagende bindingslængde (tabel 10).
Tabel 10. Type, længde og bindingsenergi i nogle stoffers molekyler
Bindingsenergien stiger med stigende bindingsmultiplicitet (tabel 11).
Tabel 11. Bindingslængde og energi mellem nitrogenatomer og mellem kulstofatomer
Processen med bindingsdannelse sker med frigivelse af energi (eksoterm proces), og processen med at bryde bindingen involverer energiabsorption (endoterm proces).
Molekylær polaritet
Molekylær polaritet afhænger af polariteten af individuelle bindinger og deres placering i molekylet (dvs. på strukturen af molekylerne).
Molekyler af simple stoffer (H 2, F 2, N 2 osv.), dannet af ikke-polære kovalente bindinger, ikke-polær.
Molekyler af komplekse stoffer kan være både upolære og polære. Eksempler på stoffer med upolære molekyler: kuldioxid CO 2, metan CH 4, benzen C 6 H 6, glucose C 6 H 12 O 6, dimethylether C 2 H 6 O osv. Eksempler på stoffer med polære molekyler: svovl dioxid SO 2, vand H 2 O, ammoniak NH 3, ethylalkohol C 2 H 5 OH osv.
I ikke-polære molekyler falder "tyngdepunktet" af elektronskyen sammen med "tyngdepunktet" for kernernes positive ladning. I polære molekyler falder "tyngdepunktet" af elektronskyen ikke sammen med "tyngdepunktet" af den positive ladning.
For eksempel i hydrogenchloridmolekylet HC1 er elektrontætheden nær chlorkernen højere end tætheden nær brintkernen, dvs. chloratomet har en negativ ladning q = - 0,18, og hydrogenatomet har en positiv ladning q-= + 0,18. Afgifter (q) atomer i et molekyle kaldes .effektiv. Derfor kan polære molekyler betragtes som elektriske dipoler, hvor ladninger, forskellige i fortegn, men identiske i størrelse, er placeret i en vis afstand fra hinanden. Målingen af molekylær polaritet er elektrisk dipolmoment.
Det elektriske dipolmoment er produktet af den effektive ladning og afstanden mellem centrene for positive og negative ladninger i molekylet. Det elektriske dipolmoment i et molekyle afhænger af dets struktur. Tilstedeværelsen eller fraværet af et elektrisk dipolmoment giver os mulighed for at bedømme molekylets geometriske struktur. For eksempel er CO 2 molekylet upolært, og SO 2 molekylet har et elektrisk dipolmoment. Det følger heraf, at CO 2-molekylet har en lineær struktur, og SO 2-molekylet har en vinkelstruktur.
Stoffers egenskaber afhænger af molekylernes polaritet. Stoffer, hvis molekyler er polære, har højere koge- og smeltepunkter end stoffer, hvis molekyler er ikke-polære. Dette forklares ved den gensidige tiltrækning af polære molekyler.
Elektronegativitet
Et kemisk elements atomers evne til at tiltrække delte elektronpar kaldes elektronegativitet.
Et grundstofs elektronegativitet bestemmes af summen af dets ioniseringsenergi og elektronaffinitet. De relative elektronegativiteter af atomer af nogle grundstoffer er angivet i tabel. 12.
Tabel 12. Relativ elektronegativitet af nogle elementer
| Periode | Gruppe | ||||||
| jeg | II | III | IV | V | VI | VII | |
| H 2,1 | |||||||
| Li 0,98 | Vær 1,5 | B 2,0 | C 2,5 | N 3,07 | Omkring 3,50 | F 4,0 | |
| Na 0,93 | Mg 1,2 | Al 1,6 | Si 1,9 | P 2,2 | S 2,6 | Cl 3,0 | |
| K 0,91 | Ca 1,04 | Ga 1,8 | Ge 2.0 | Som 2.1 | SE 2,5 | Br 2,8 | |
| Rb 0,89 | Sr 0,99 | I 1.5 | Sn 1,7 | Sb 1,8 | De 2.1 | I 2,6 |
Jo større elektronegativitet et atom har, jo stærkere tiltrækker det det delte elektronpar. Når der dannes en kovalent binding mellem to atomer af forskellige grundstoffer, flyttes de delte elektronpar til det mere elektronegative atom. For eksempel i et vandmolekyle H 2 O er de fælles elektronpar forskudt mod oxygenatomet.
Den relative elektronegativitet af et atom er ikke en strengt konstant værdi og bruges kun til at bestemme retningen for forskydning af almindelige elektronpar under dannelsen af molekyler
Elementernes elektronegativitet adlyder den periodiske lov. I en periode stiger elementernes elektronegativitet med stigende atomnummer af grundstoffet. I begyndelsen af perioden er der grundstoffer med lav elektronegativitet (metaller), og i slutningen af perioden er der grundstoffer med højest elektronegativitet (ikke-metaller) I en undergruppe falder grundstoffernes elektronegativitet med stigende atomnummer. Det mest elektronegative grundstof i det periodiske system er fluor Inerte grundstoffer har ingen elektronegativitet.
Kemiske elementer kan arrangeres i rækkefølge for at øge elektronegativiteten.
Sb, Si. I, As. H, Te. R.S, Se, I, S, Br. Cl, N.O, F
elektronegativiteten øges
Elektronegativitet karakteriserer forskellen i grundstoffernes egenskaber. Derfor bruges det som en kvalitativ egenskab, når man bestemmer arten af en kemisk binding i forskellige forbindelser.
Ionisk binding
Når forbindelser dannes af grundstoffer, der er meget forskellige i elektronegativitet (typiske metaller og typiske ikke-metaller), forskydes de delte elektronpar fuldstændigt til det mere elektronegative atom. Som resultat, ioner.
For eksempel, når natrium brænder i klor, parres den uparrede 3s-elektron i natriumatomet med 3p-elektronen i kloratomet. Det delte elektronpar er fuldstændigt forskudt til kloratomet. Som et resultat dannes natriumion Na + og chloridion Cl -.
Ladede partikler, som atomer omdannes til som følge af tab eller forstærkning af elektroner, kaldes ioner.
Ladningen af en negativ ion er lig med antallet af elektroner, som atomet har tilføjet. Ladningen af en positiv ion er lig med antallet af elektroner, som atomet afgav.
Modsat ladede ingen tiltrækker hinanden.
Forbindelser, der er dannet af ioner, kaldes ioniske. Bindingen mellem ioner kaldes ionisk.
Der er ingen skarp grænse mellem ioniske og kovalente bindinger. En ionbinding kan betragtes som et ekstremt tilfælde af en polær kovalent binding (figur 9). I modsætning til kovalente bindinger er ionbindinger ikke-retningsbestemte
Processen med at miste elektroner kaldes oxidation. Processen med at tilføje elektroner kaldes reduktion.
For eksempel, når natrium interagerer med klor, afgiver natriumatomet en elektron, oxideres og natriumionen Na dannes - e-®Na+
Figur 9. Skema over overgangen fra en kovalent binding til en cionbinding
Kloratomet får en elektron, reduceres og danner chloridionen Cl+ e -®Сl - .
Metaller fra hovedundergrupperne i gruppe I og II danner, når de kombineres med ikke-metaller i hovedundergruppen af gruppe VII, typiske ioniske forbindelser. For eksempel natriumchlorid NaCl, kaliumfluorid KF, calciumchlorid CaC1 2.
Ioniske forbindelser er krystallinske faste stoffer.
Hydrogenbinding
Et brintatom bundet til et stærkt elektronegativt grundstof (fluor, oxygen, nitrogen) kan danne en anden binding med et andet atom i et stærkt elektronegativt grundstof. For eksempel er brintatomer i et vandmolekyle forbundet med oxygenatomer ved polære kovalente bindinger. De delte elektronpar forskydes mod oxygenatomet. Hydrogenatomet har en delvis positiv ladning, og oxygenatomet har en delvis negativ ladning. Det positivt ladede brintatom i et vandmolekyle tiltrækkes af det negativt ladede oxygenatom i et andet vandmolekyle. En binding dannet mellem to oxygenatomer dannes ved hjælp af et hydrogenatom. Hydrogenatomet er placeret på en lige linje, der forbinder kernerne i disse atomer
O ¾ H. . . O ¾ H. . . O ¾ H. . . O¾H
En hydrogenbinding dannes på grund af kræfterne af elektrostatisk tiltrækning af polære molekyler mod hinanden, især når de indeholder atomer af stærkt elektronegative grundstoffer (F, O, N).
For eksempel danner HF, H2O, NH3 hydrogenbindinger, men deres analoger HCl, H2S, PH3 dannes ikke.
Hydrogenbindinger er ustabile og går ret let i stykker (f.eks. når is smelter og vand koger), men da der kræves noget energi for at bryde disse bindinger, er smelte- og kogetemperaturerne for stoffer med brintbindinger mellem molekyler meget højere end for lignende stoffer men uden brintbindinger. For eksempel:
(HF og H 2 O har hydrogenbindinger, men HCl og H 2 S har ikke).
Mange organiske forbindelser danner også hydrogenbindinger, og brintbinding spiller en vigtig rolle i biologiske processer.
Metalforbindelse
Metaller har den laveste ioniseringsenergi. Derfor, i metaller, adskilles valenselektroner let fra individuelle atomer og bliver fælles for hele krystallen (socialiseret). Sådan dannes positive metalioner og elektrongas- en samling mobile elektroner. I en metalkrystal binder et lille antal delte elektroner et stort antal ioner.
Den kemiske binding i metaller mellem positive ioner og delte elektroner kaldes en metallisk binding.
En metalbinding ligner en kovalent binding. Dannelsen af disse bindinger er baseret på processerne for socialisering af valenselektroner. Men i et metal er valenselektroner fælles for hele krystallen, og i forbindelser med en kovalent binding er kun valenselektronerne fra to naboatomer fælles. Metallisk binding er ikke-retningsbestemt, fordi valenselektronerne er fordelt næsten jævnt i hele krystallen.
Metallisk binding er kun karakteristisk for metaller i fast eller flydende aggregeringstilstand.
UNDERVISNINGEN OM LØSNINGER
Relateret information.
Mættelighed: molekyler har en bestemt sammensætning og eksisterer i form af diskrete partikler med en bestemt struktur pga. mætning. Kulstofatomet i CH4 kan kun acceptere (overlappe) fire brintatomer. Her er de fire valenser af kulstof og valenserne af fire brintatomer mættede. Takket være denne egenskab er bor fire mættede; et boratom i en exciteret tilstand har kun tre uparrede elektroner og en fri p-orbital:
5 B – 1s 2 2s 2 2p 1
5 B*2s 1 2p 2 
Når BH 4 - ionen dannes, danner det exciterede boratom 3 B-H bindinger i henhold til udvekslingsmekanismen, og den fjerde binding dannes på grund af boratomets frie p-orbital og det enlige elektronpar af hydridionen ( :Hˉ).
I denne ion er boratomet en acceptor, og hydridionen:H er en donor.
Kommunikationsretning bestemt af elektronskyernes form og de forskellige måder, hvorpå de overlapper hinanden. For molekyler af type AA, AB, H-H, H-Cl er retningsbestemmelsen lineær. De har én enkeltbinding (σ-binding) - skyerne overlapper hinanden i retning af den lige linje, der forbinder atomkernerne.
Molekyler A 2 B, hvori det centrale atom B deltager med to p-elektroner i dannelsen af kovalente bindinger placeret i rummet i en vinkel på 90°, har en vinkel- eller pyramideformet orientering, som i molekylerne H 2 O, NH 3.
En multipel-, dobbelt- eller tredobbeltbinding kan forekomme mellem atomer. I et nitrogenmolekyle er p-elektronerne i det ydre lag i hvert af atomerne placeret langs Px, Py, Pz akserne; en σ dannes mellem nitrogenatomerne -binding langs linjen, der forbinder kernerne af atomer, og to π-bindinger ved at overlappe Ru, Pz-skyer af begge atomer, rettet vinkelret på retningslinjen for σ-bindingen.
Polariserbarhed af kommunikation. For at karakterisere molekylers reaktivitet er det vigtigt at kende ikke kun den indledende fordeling af elektrontæthed, men også dens polariserbarhed. Polariserbarhed karakteriserer en bindings evne til at blive polær eller mere polær som følge af påvirkningen af et eksternt elektrisk felt på molekylerne. Som følge af polarisering kan der opstå et fuldstændigt brud på bindingen ved overgangen af bindingselektronparret til et af atomerne med dannelse af negative og positive ioner. Dette er heterolytisk brud (ionisering).
Under homolytisk spaltning ødelægges det bindende elektronpar, og HCl nedbrydes til atomer.
4.3 Hybridisering af atomare orbitaler
Hybridisering sker i den centrale exciterede tilstand af atomet.
Meget ofte danner atomer bindinger på grund af elektroner i forskellige energitilstande. For eksempel, i et exciteret berylliumatom Be* (2s 1 2р 1), deltager en s- og en p-elektron i det ydre lag i dannelsen af en binding; det exciterede boratom (2s 1 2p 2) har en s- og to p-elektroner. I dette tilfælde sker der såkaldt hybridisering: den oprindelige form af elektronskyer (orbitaler) ændrer sig indbyrdes, og skyer (orbitaler) af en ny, men identisk form (q) dannes. Figuren viser et billede af en hybridsky, opstår fra en kombination af skyer af s- og p-elektroner. Hybridskyen er mere aflang på den ene side af kernen end på den anden.
Elektronerne i s- og p-underniveauerne bevæger sig således til et eller andet gennemsnitligt energimæssigt mere gunstigt hybridunderniveau. Hybridisering er forbundet med energiforøgelse på grund af dannelsen af stærkere bindinger og en mere symmetrisk fordeling af elektrontæthed. Der er sp, sp 2, sp 3, sp 3 d 1-2 hybridisering: BeCl 2, BCl 3 CH 4, SF 6. sp- hybridisering i det centrale Be-atom i BeCl 2-molekylet. 4 Vær 1s 2 2s 2 ;
Be*1s 2 2s 1 2p 1 ; Være* 
ToSP -
SP 2
(s+s)
Tosp
Kombinationen af en s- og en p- orbitaler fører til dannelsen af to hybridorbitaler placeret i en vinkel på 180 0; sp 2 – hybridisering i det centrale exciterede boratom.
sp 2
Tresp 2 - hybrid orbitaler
TIL
TreSP 2-
Bindingerne dannet i molekyler (BF 3, BCl 3, GaCl 3) er også placeret i samme vinkel;
sp 3 - hybridisering manifesterer sig i det exciterede carbonatom i molekyler (CH 4, CF 4).
Kombinationen af en s- og tre p-orbitaler fører til dannelsen af fire hybridorbitaler (4q), placeret i en vinkel på 109 0 28′.
(S+P+P+P)
FireSP 3
sp 3
|
|
Kovalente bindinger, afhængigt af symmetrien af arrangementet af fælles elektronpar inde i molekylet, er opdelt i to typer: polære og ikke-polære.
Ikke-polær binding kendetegnet ved, at det fælles elektronpar tiltrækkes med lige stor kraft af kernerne i begge atomer, det er placeret i samme afstand fra kernerne i begge atomer. Tyngdepunkterne for kernernes positive ladninger og elektronernes negative ladninger falder sammen på et punkt, derfor kaldes sådanne molekyler ikke-polære. Denne type kovalent binding opstår mellem atomer i molekylerne af simple stoffer, for eksempel klor, nitrogen, oxygen.
Polar forbindelse- den mest almindelige form for kommunikation. Det opstår ved at kombinere atomer af forskellige grundstoffer. Polær kovalent binding - karakteriseret ved, at elektrontætheden af de overlappende skyer (elektronpar) graviterer mod et af atomerne, mod et mere elektronegativt atom (mere ikke-metallisk grundstof), som interagerer med elektronparret mere energetisk end andet, og forskyder elektronskyen til dig selv. Forskydningen af elektronskyen kaldes polarisering. Som et resultat af denne forskydning af elektronparret til et af atomerne er de elektriske ladninger i molekylet fordelt ujævnt, så tyngdepunkterne for de elektriske ladninger i molekylet vil ikke falde sammen på et punkt, og en vis afstand l vil dukke op mellem dem, kaldet dipollængden, for eksempel kaldes HCl, H 2 O molekyler polære eller dipoler. Jo længere dipollængden er, jo mere polært er molekylet. For at bestemme graden af polaritet af et molekyle eller graden af asymmetri i arrangementet af elektroner i kernefeltet, bruges værdien af dipolmomentet μ, som er produktet af elektronladningen ē og længden af dipolen.
Elektronladningen har en værdi i størrelsesordenen 10 -10 elektriske enheder, og dipollængden har en værdi af størrelsesordenen af atomets diameter, dvs. 10 -8 cm Dipolmoment er en vektorstørrelse beregnet for en elektrisk dipol ved hjælp af formlen μ=е·l; e - effektiv afgift; l længde af dipolvektoren rettet fra midten af den negative ladning til midten af den positive ladning er udtrykt i værdier af størrelsesordenen 10 -18 el.st.un.cm (10 -8 ∙10) -10) Denne værdi kaldes Debye-enheden D (1 debye er lig med 10 -18 el.st.enhed cm). Molekylernes permanente dipolmomenter har værdier fra 0 til 10 D. For ikke-polære molekyler μ = 0.
Ionisk binding dette er det begrænsende tilfælde af en polær kovalent binding, dannet af interaktionen mellem atomer af elementer, der adskiller sig meget i elektronegativitet (typiske metaller med aktive ikke-metaller), for eksempel NaCl, KBr. Et metalatom bliver på grund af elektrondensitetens træk mod et atom med en højere EO til en positivt ladet ion (+), og et ikke-metalatom til en negativt ladet ion (-). Modsat ladede metal- og ikke-metalioner tiltrækkes af hinanden på grund af elektrostatiske kræfter ifølge Coulombs lov.
Ikke-retningsbestemt og umættet ionbinding
De elektriske ladninger af ioner bestemmer den støkiometriske sammensætning af forbindelser, da de modsatte ladninger af ioner bestemmer deres tiltrækning og frastødning.
Fig. 1. Fordeling af elektriske kraftfelter af to ulige ioner
Samspillet mellem to ioner med modsat fortegn med hinanden kan ikke føre til fuldstændig gensidig kompensation af deres kraftfelter. Som et resultat bevarer ionerne evnen til at tiltrække ioner af det modsatte fortegn i andre retninger, derfor er ionbindingen karakteriseret umættethed(Fig. 1).
Struktur af ioniske forbindelser
Koordinationstallet (CN) af "rent" ioniske forbindelser afhænger ikke af den elektroniske struktur af grundstoffernes atomer, men bestemmes af forholdet mellem ionernes størrelser, dvs. radier. Således, med et forhold mellem ioniske radier i området fra 0,41÷0,76, finder oktaedrisk koordination sted; med et forhold på 0,73÷1,37 – kubik.
For eksempel er radius af Na + ionen = 0,098 nm; Cl-ionradius – = 0,181 nm; forhold r Na + /r Cl – =0,098:0,181=0,54 – oktaedrisk koordination forekommer (fig. 2).
Forholdet mellem de ioniske radius Cs + = (r Cs + = 0,165 nm) og Cl – (r Cl – = 0,181 nm) er 0,91, hvilket svarer til kubisk koordination (fig. 3).
Ris. 2. Konstruktionstype Fig.3. Strukturel type
natriumchlorid NaCl cæsiumchlorid CsCl
Følgelig er ionforbindelser krystallinske stoffer, og derfor mister begrebet simple to ioniske molekyler (NaCl, CsCl) sin betydning: en krystal består af et stort antal ioner, og deres formler kan skrives således: Na n Cl n, Cs n Cl n.
Metalforbindelse- stærkt ikke-lokaliseret kemisk binding. Et lille antal elektroner binder samtidig et stort antal atomkerner, og elektronerne bevæger sig selv i metallets krystalgitter.
Eksempel: et lithiumatom med den elektroniske konfiguration 1s 2 2s 2 2p 0 har fire orbitaler og en elektron på det ydre niveau; lithium krystalliserer i et kropscentreret gitter. Hvert atom i krystalgitteret har otte naboatomer, og i en lithiumkrystal overlapper naboatomernes orbitaler. Hvert lithiumatom giver fire valensorbitaler 2s _ og 2p _ _ _ og en valenselektron til bindingen. I alt vil en enkelt krystal med en sådan pakning have 36 orbitaler (9·4=36) og 8 elektroner.
Fig.4. Gensidig koordinering af atomer i en lithiumkrystal
Det er kendt, at metalatomer er kendetegnet ved lav ioniseringsenergi, og valenselektroner tilbageholdes svagt i atomet og bevæger sig let fra en orbital til en anden. Elektroner deltager således i dannelsen af bindinger mellem metalkrystallens atomer. Elektronernes bevægelse gennem krystallen bestemmes metallets elektriske ledningsevne. Den metalliske binding er stærkt delokaliseret.
Baseret på ovenstående kan et metal betragtes som en tætpakket struktur af positivt ladede ioner forbundet med hinanden af kollektiviserede elektroner (elektrongas).
Hydrogenbinding. Hydrogenatomet, der kommer ind i en polær type forbindelse, mister ikke sin reaktivitet, idet det har en meget lille størrelse, skaber et elektrisk felt med høj intensitet. Et ubetydeligt positivt polariseret brintatom trænger dybt ind i elektronskallen på et tilstødende negativt polariseret atom og danner en binding kaldet en hydrogenbinding. En hydrogenbinding dannes på grund af kræfterne fra elektrostatiske og donor-acceptor-interaktioner. Den positivt polariserede hydrogenkation fungerer som en acceptor. Et vandmolekyle kan således danne fire brintbindinger på grund af to brintatomer og to ikke-bindende elektronpar af et oxygenatom. En hydrogenbinding er angivet med tre prikker. Hydrogenbinding spiller en vigtig rolle i forbindelsen af molekyler, i processen med krystallisation, opløsning og dannelsen af krystallinske hydrater.
Sammenslutning af vandmolekyler ved hydrogenbinding (...)
KEMISK BÆNDING OG STRUKTUR AF STOFFER
Dannelsen af molekyler, komplekse ioner, krystallinske, amorfe og andre stoffer fra atomer er ledsaget af et fald i energi sammenlignet med ikke-interagerende (frie) atomer. I dette tilfælde svarer minimumsenergien til et bestemt arrangement af atomer i forhold til hinanden, hvilket svarer til en betydelig omfordeling af elektrondensiteten (en ændring i de elektroniske strukturer af interagerende atomer forekommer). De kræfter, der holder atomer sammen i molekyler og stoffer, kaldes tilsammen "kemiske bindinger".
Ifølge ekstremt forenklede teorier om molekylær struktur, baseret på den elektroniske teori om valens, foreslået i 1916, opstår en kemisk binding på grund af omfordelingen af elektroner i valens orbitaler, hvilket resulterer i skabelsen af en ædelgas elektronisk konfiguration (- oktet) eller en elektronisk struktur på grund af dannelsen af fælles elektronpar (G. Lewis) eller på grund af dannelsen af ioner (W. Kossel). De vigtigste typer af kemiske bindinger: kovalente, ioniske, metalliske, hydrogen og intermolekylære.
Kovalent binding
En kovalent binding er den mest almindelige type kemisk binding, der opstår på grund af deling af et elektronpar, når hvert af de interagerende atomer leverer en elektron.
Lad os overveje mekanismen for dannelse af en kovalent binding ved at bruge eksemplet på et molekyle.
Når to brintatomer nærmer sig hinanden i en vis afstand, overlapper atomernes elektronskyer, og der dannes et molekyle. Derfor har hvert brintatom i molekylet en komplet struktur. Som følge heraf opstår et område med maksimal elektrontæthed mellem atomkernerne (figur 4.1).
 |
Figur 4.1 – Overlapning af elektronskyer i et brintmolekyle
En kovalent binding kan repræsenteres som:
a) grafisk 
b) i form af elektronpar 
En god illustration af mekanismen for kovalent bindingsdannelse er figur 4.2.
Figur 4.2 - Graf over ændringer i potentiel energi afhængig af afstanden mellem kernerne af brintatomer
En stabil tilstand af et molekyle er en, når tiltrækningskræfterne og frastødningskræfterne balancerer hinanden. Den svarer til den minimale potentielle energi og er karakteriseret ved værdien af ligevægtsafstanden mellem atomkerner (), samt værdien af bindingsenergi (), svarende til minimum på potentialkurven.
Således er essensen af en kovalent binding som følger:
Det er dannet af elektroner med modsat rettede spins;
Jo stærkere overlapningen er mellem elektronskyerne af interagerende atomer, jo stærkere er bindingen.
Der er to typer kovalente bindinger.
En ikke-polær kovalent binding, hvor det delte elektronpar er placeret i rummet symmetrisk i forhold til kernerne i begge atomer. Det dannes overvejende mellem atomer af samme grundstof eller mellem atomer, der har lignende elektronegativitetsværdier 
osv.) (Figur 4.3a). Disse stoffer har lave smelte- og kogepunkter og dissocierer praktisk talt ikke i vand.
En polær kovalent binding, hvor det delte elektronpar forskydes mod det mere elektronegative element. Det dannes mellem atomer med forskellig elektronegativitet. For eksempel et hydrogenchloridmolekyle:
Jo større forskellen er i EO-værdierne for bundne atomer, jo større er polariteten af bindingen.
For eksempel:
Polariteten af bindingen skyldes det faktum, at der som et resultat af skiftet af elektrontæthed til atomet af et mere elektronegativt element dannes en permanent dipol: i molekylet opstår en overskydende negativ ladning på kloratomet, og en lige positiv ladning vises på hydrogenatomet:
Skematisk er dipolen afbildet som følger (figur 4.3b):
Figur 4.3 a – ikke-polær kovalent binding, b – polær kovalent binding, – dipollængde, dvs. afstanden mellem kernerne af atomer i et molekyle.
For at karakterisere polariteten af en binding (molekyle) kvantitativt introduceres værdien – dipol moment, som (er en vektormængde):
Elektronladningen er lig med .
Dipolmoment måles i coulomb meter eller debyes.
En kovalent binding udføres af delte valenselektroner, der deles af to naboatomer bindende orbital(se afsnit 2.2.1). Desuden, i tilfælde af elementære stoffer, "donerer" hvert af atomerne det samme antal valenselektroner til bindingen og fuldender dens valensskal, indtil den er fuldstændig fyldt på grund af bindingselektronerne fra de nærmeste naboatomer i gitteret. Med denne ejendom mætning Vi blev fortrolige med kovalente bindinger ved at bruge eksemplet med brintmolekylet. Dens konsekvens er den regel, der er etableret af Hume-Rothery. Ifølge den gælder følgende forhold for krystaller af elementære stoffer, hvori en overvejende kovalent binding er realiseret mellem koordinationstallet Z til og gruppenummer N, hvor dette element er placeret:
Z k = 8 - N. Strukturen af elementære halvledere (den dominerende binding er kovalent) bestemmes af denne simple empiriske regel og retningen af den kovalente binding.
Retningen af den kovalente binding bestemmes af elektrondensitetsfordelingen i krystallen, som kan bestemmes ved hjælp af for eksempel røntgendata. De indikerer, at i krystaller med kovalente bindinger er elektrontætheden af valenselektroner betydeligt ujævnt fordelt i rummet. I retninger, der er kortest for to naboatomer, er elektrontætheden højere end i andre retninger. Det betyder, at valenselektronerne så at sige er lokaliseret i rummet og danner "elektroniske broer", det vil sige, at den kovalente binding har en udtalt retningsbestemt karakter. Naturen af elektrondensitetsfordelingen under dannelsen af en kovalent binding afhænger af den specifikke elektroniske struktur af de interagerende atomer.
Da en kovalent kemisk binding i modsætning til andre typer kemiske bindinger har en lokaliseret natur, bestemmes den ikke kun af bindingsenergien, men har også geometriske karakteristika. De geometriske karakteristika for en kovalent binding er dens længde og vinklerne mellem bindingerne i molekylet eller krystallen. Kovalent længde
kemisk binding er afstanden mellem kernerne af atomer forenet af en kovalent binding i en krystal. Det afhænger af størrelsen af de interagerende atomer og graden af overlapning af deres elektronskyer. Bindingslængden og vinklerne mellem bindinger bestemmes eksperimentelt ved hjælp af molekylær spektroskopi, røntgendiffraktion og andre metoder.
Lad os overveje den rettede egenskab af en kovalent binding ved at bruge eksemplet med dannelsen af en kemisk binding i diamant.9 I dette tilfælde vil vi blive styret af de regler, der udgør indholdet af teorien om rettet valens.
1. En kovalent enkeltbinding dannes ved vekselvirkning af to elektroner med modsatte spin, der tilhører forskellige atomer.
2. Retningen af den kovalente binding skal svare til den retning, hvori en given valenselektrons orbitaler maksimalt overlapper med orbitalerne af en anden valenselektron parret med den, der tilhører et naboatom.
Det skal huskes, at i nogle tilfælde ændres formen af orbitalerne af de valenselektroner, der er involveret i dannelsen af en binding, lidt, og i nogle tilfælde ændres den skarpt. I sidstnævnte tilfælde blandet, såkaldt hybrid orbitaler.
I diamant, der som bekendt består af kulstofatomer, realiseres en kovalent kemisk binding. Elektronisk konfiguration af valensskallen af et carbonatom i en uexciteret tilstand - 2 s 22s 2. Den 1 s-orbitaler og 2 s-orbitaler indeholder to parrede elektroner, hvis spin er antiparallelle. Valence viser sig at være to 2 s-orbitaler, hvori der er placeret én elektron, der kan deltage i dannelsen af en kemisk binding. Disse 2 s-orbitaler
danner en vinkel på 90◦ mellem sig. Kulstof i dets forbindelser skal altså være divalent og danne bindinger, mellem hvilke der er en ret vinkel.
Men som eksperimentelle data viser, er kulstof i de fleste af dets forbindelser tetravalent, og alle fire kulstofbindinger er lige stærke og har samme orientering i forhold til hinanden
ven: vinklen mellem bindingerne er 109◦28∗. Denne omstændighed forklares af hybridiseringen af orbitaler, som forekommer i to trin. Først går carbonatomet fra grundtilstanden til en exciteret, hvor en af elektronerne med et fyldt 2 s 2-orbitaler går til
9 Den kovalente binding i brintmolekylet har ikke egenskaben retningsbestemt på grund af den sfæriske symmetriske fordeling af elektrontæthed i s-stater.
Ris. 2.10. Hybridiseringsskema s Og s-elektronskyer og rumlig orientering sp 3-hybrider.
tom 2 s-orbital. Dernæst "blandes" de fire bølgefunktioner, og der dannes fire nye identiske bølgefunktioner, som hverken er s-, ingen af dem s-funktioner. Disse er hybrider sp 3-funktioner. De er ækvivalente og har orienteringen vist i fig. 2.10. I den resulterende tilstand har carbonatomet i diamant således fire uparrede elektroner. Retningen af den maksimale tæthed af udvekslingsskyer, som det kan ses af fig. 2.12, koncentreret langs kubens rumlige diagonaler<111>. Et atom med fire naboer danner et regulært tetraeder, og ud fra en samling af tetraedre bygges et "uendeligt kovalent molekyle".
Styrken af en kemisk binding afhænger af graden af overlapning af valenselektronorbitaler: Jo større overlapning, jo stærkere binding. Beregninger viser, at overlapningen af elektronskallerne af forbindende atomer i tilfælde af hybrid sp Der er betydeligt flere 3-orbitaler end i tilfældet med ikke-hybride s Og s-orbitaler. Selvom hybridiserede tilstande svarer til en højere energi af elektroner i atomet end ikke-hybridiserede tilstande, viser den samlede energi sig ikke desto mindre at være lavere i tilfælde af dannelse af en binding fra sp 3-hybrider, hvorfor hybridisering viser sig at være energetisk gunstig.
Kan tage del i dannelsen af kovalente bindinger s-, s-, d Og f-orbitaler. Hvis hybridisering sker under dannelsen af en binding, så skelner de afhængigt af hvor mange og hvilke baner der hybridiseres. sp-, sp 2-, dsp 2-, sp 3i d 2sp 3-hybride orbitaler (fig. 2.11).
Således er strukturen af kovalente krystaller bestemt af Hume-Rothery-reglen, som giver antallet af nærmeste naboer, der er nødvendige for fuldstændig mætning af en kemisk binding, og retningen af den kemiske binding, som kan fastslås ud fra en analyse af bølgen funktioner
Ris. 2.11. Rumlig orientering sp-, sp 2 -, dsp 2 -, sp 3 og d 2 sp 3-hybride orbitaler.
båndelektroner eller eksperimentelt. Den karakteristiske værdi af kovalent bindingsenergi er i størrelsesordenen 5-7 eV. I halvledermaterialer kan følgende generelle mønstre observeres i ændringen i egenskaber med ændringer i bindingsenergi. Når bindingsenergien mellem atomer stiger, falder perioden af krystalgitteret, og smeltetemperaturen og båndgabet stiger.
De mest karakteristiske egenskaber ved simple krystaller, hvor en af de fire typer kemiske bindinger overvejende er realiseret, er angivet i tabel. 2.2.
Tabel 2.2. Egenskaber for fire grupper af faste stoffer, der adskiller sig i typerne af interatomiske bindinger.
Type interatomisk binding
Karakteristika og bindingsenergi
Urettet og umættet, stærk forbindelse; 5–7 eV pr. ionpar.
Instrueret
og rig, stærk forbindelse; 5-7 eV pr. atom.
Udirigeret og umættet kommunikation; nær ved
3,5 eV pr. atom.
Ikke-retningsbestemt og umættet, svag, korttidsvirkende
forbindelse; ≈0,1 eV pr
Ionisk kovalent metal Van der Waals
Strukturelle egenskaber
Store anioner danner tæt pakkede strukturer, i hvis hulrum er kationer placeret ( Z k = 8, 6, 4 og 3).
Strukturer med løs gitterpakning (f.eks. Z k = 4) og lav densitet.
Z k = 12 og 8) og høj densitet.
Kompakte krystalstrukturer med ekstrem tæt pakning ( Z k = 12) og høj densitet.
Termiske egenskaber
Ret høje smeltepunkter. Lav ekspansionskoefficient.
Høje smeltetemperaturer. Lav ekspansionskoefficient.
Forskellige smeltetemperaturer.
Lave smeltepunkter. Høj ekspansionskoefficient.
Elektriske egenskaber
Isolatorer. Ledningsevne er hovedsageligt ionisk af natur og stiger med stigende temperatur.
Elektronisk type ledningsevne (to typer bærere). Aktiveringsafhængighed af ledningsevne på temperatur.
Dirigenter. Hovedtypen af ledningsevne er elektronisk. Ledningsevnen falder med stigende temperatur.
Isolatorer.
Optiske egenskaber
Transparent for elektromagnetisk stråling fra lave frekvenser til absorptionskanten. Normalt gennemsigtig i det synlige område af spektret.
Transparent for elektromagnetisk stråling fra lave frekvenser til absorptionskanten.
Uigennemsigtig for elektromagnetiske bølger fra de laveste frekvenser ned til det midt-ultraviolette område; reflekterer lyset godt.
Gennemsigtig for elektromagnetisk stråling fra lave frekvenser til det fjerne ultraviolette område.
Ionisk kovalent metal Van der Waals
Zonestruktur
zone er adskilt
fra det næste tomme ledningsbånd til et stort båndgab ( F.eks> 2-3 eV).
Fuldt udfyldt øvre valens
zone er adskilt
fra det næste tomme ledningsbånd til båndgabet F.eks< 2–3 эВ.
Ledningsbåndet er delvist fyldt.
Fuldt udfyldt øvre valens
zone er adskilt
fra det næste tomme ledningsbånd til et meget bredt båndgab.