Interaktiv liste. Begynd at skrive det ord, du leder efter.

FORBINDELSE

KOMMUNIKATION, -og, om kommunikation, i forbindelse og i forbindelse, w.

1. (på grund). Et forhold af gensidig afhængighed, konditionalitet, fællesskab mellem noget. C. teori og praksis. Årsag s.

2. (på grund). Tæt kommunikation mellem nogen eller noget. Venlig landsby Styrke internationale relationer.

3. (i forbindelse og i forbindelse). Kærlighedsforhold, samliv. Lyubovnaya s. At være i kontakt med nogen.

4. pl. h. Nært bekendtskab med nogen, yde støtte, protektion, fordel. Har forbindelser i indflydelsesrige kredse. Store forbindelser.

5. (på grund). Kommunikation med nogen, samt midler, der gør det muligt at kommunikere, at kommunikere. Kosmicheskaya landsby Live s.(via kontakter). Luftlandsby Intercity telefon s.

6. (på grund). En gren af ​​den nationale økonomi relateret til midlerne til sådan kommunikation (post, telegraf, telefon, radio), såvel som helheden af ​​sådanne midler koncentreret i de relevante institutioner. Kommunikationstjeneste. Kommunikationsmedarbejdere.

7. (i forbindelse), normalt flertal. h. Del af en bygningskonstruktion, der forbinder dens hovedelementer (special).

På grund af hvordan, præposition med TV. n. som følge af noget, på grund af noget, være betinget af noget. Forsinket på grund af udskridning.

På grund af, fagforening af den grund, at der på baggrund af, at. Jeg spurgte, fordi der var brug for nøjagtige oplysninger.

FORBINDELSE Hvad er det FORBINDELSE, ordets betydning FORBINDELSE, synonymer for FORBINDELSE, oprindelse (etymologi) FORBINDELSE, FORBINDELSE stress, ordformer i andre ordbøger

+ FORBINDELSE- T.F. Efremova Ny ordbog over det russiske sprog. Forklarende og orddannende

KOMMUNIKATION er

forbindelse

og.

a) Gensidige relationer mellem nogen eller noget.

b) Fællesskab, gensidig forståelse, intern enhed.

a) Kommunikation med nogen.

b) Kærlighedsforhold, samliv.

3) Relationer mellem nogen, der skaber gensidig afhængighed, konditionalitet.

4) Konsistens, sammenhæng, harmoni (i tanker, præsentation osv.).

5) Evnen til at kommunikere med nogen eller noget. på afstand.

6) Midler, hvormed kommunikationen foregår på afstand.

7) Et sæt institutioner, der leverer kommunikationsmidler på afstand (telegraf, post, telefon, radio).

a) Tilslutning, fastgørelse af noget.

b) Sammenhæng, gensidig tiltrækning (molekyler, atomer, elektroner osv.).

+ FORBINDELSE- Moderne forklarende ordbog udg. "Stor sovjetisk encyklopædi"

KOMMUNIKATION er

FORBINDELSE

1) transmission og modtagelse af information ved hjælp af forskellige tekniske midler. I overensstemmelse med arten af ​​de anvendte kommunikationsmidler opdeles den i post (se Mail) og elektrisk (se Telekommunikation) 2) Den gren af ​​den nationale økonomi, der sikrer transmission og modtagelse af post, telefon, telegraf, radio og andre beskeder. I USSR i 1986 var der 92 tusinde kommunikationsvirksomheder; 8,5 milliarder breve, 50,3 milliarder aviser og magasiner, 248 millioner pakker, 449 millioner telegrammer blev sendt; antallet af telefonapparater på det almindelige telefonnet udgjorde 33,0 mio. 60'erne i USSR introduceres Unified Automated Communications Network (EASC) 3) Militær kommunikation leveres af Signal Corps --- i filosofi - den indbyrdes afhængighed af eksistensen af ​​fænomener adskilt i rum og tid. Forbindelser klassificeres efter erkendelsesobjekter, efter former for determinisme (utvetydig, probabilistisk og korrelationel), efter deres styrke (rigid og korpuskulær), efter arten af ​​det resultat, som forbindelsen giver (generationsforbindelse, forbindelse af transformation), i henhold til handlingsretningen (direkte og omvendt), efter typen af ​​processer, der definerer denne forbindelse (fungerende forbindelse, udviklingsforbindelse, kontrolforbindelse), efter indholdet, der er genstand for forbindelsen (forbindelse, der sikrer overførsel af stof, energi eller information).

+ FORBINDELSE- Lille akademisk ordbog over det russiske sprog

KOMMUNIKATION er

forbindelse

OG, dømme om kommunikation, i forbindelse og i forbindelse, og.

Gensidigt forhold mellem nogen eller noget.

Sammenhæng mellem industri og landbrug. Forbindelse mellem videnskab og produktion. Handelsforbindelser. Økonomiske forbindelser mellem regioner. Familiebånd.

Gensidig afhængighed, konditionalitet.

Kausalitet.

Vi vil kun sige, at alle videnskaber er tæt forbundet med hinanden, og at de varige erhvervelser af én videnskab ikke bør forblive frugtesløse for andre. Chernyshevsky, grammatiknoter. V. Klassovsky.

Forbindelsen mellem Petrov-Vodkins værk og traditionerne i det gamle russiske maleri er indlysende.

L. Mochalov, Det unikke ved talent.

Sammenhæng, harmoni, konsistens (ved at forbinde tanker, i præsentation, i tale).

Tankerne var forvirrede i hans hoved, og ord havde ingen sammenhæng. Pushkin, Dubrovsky.

Der er ikke sammenhæng nok i mine tanker, og når jeg sætter dem på papir, forekommer det mig altid, at jeg har mistet følelsen af ​​deres organiske sammenhæng. Tjekhov, en kedelig historie.

Nærhed med nogen, indre enhed.

Den usynlige forbindelse voksede mellem dem, som ikke blev udtrykt i ord, men kun føltes. Mamin-Sibiryak, Privalovsky millioner.

Når en forfatter dybt føler sin blodforbindelse med folket, giver det ham skønhed og styrke. M. Gorky, Brev til D.N. Mamin-Sibiryak, 18. oktober. 1912.

Kommunikation (venlig eller forretningsmæssig), relationer med nogen eller noget.

Hold kontakten med smb. Skab forbindelser i den litterære verden.

(Ivan Ivanovich og Ivan Nikiforovich) brød alle bånd, mens de tidligere var kendt som de mest uadskillelige venner! Gogol, historien om, hvordan Ivan Ivanovich skændtes med Ivan Nikiforovich.

Drozdovs forbindelser med en af ​​de revolutionære organisationer blev etableret, og der blev foretaget arrestationer. M. Gorky, Historie om en helt.

Kærlighedsforhold; samliv.

(Matvey) indgik et forhold med en borgerlig kvinde og fik et barn med hende. Tjekhov, mord.

(Sophia:) Hvilken ret har du til at tale om min utroskab?.. Du havde dusinvis af forhold. M. Gorky, Den sidste.

|| pl. h.(forbindelser, -ey).

Nært bekendtskab med indflydelsesrige personer, der kan yde støtte og protektion.

Gode ​​B. besluttede at finde et hjem til sin stedfar. Han havde allerede gode forbindelser og begyndte straks at spørge og anbefale sin stakkels kammerat. Dostojevskij, Netochka Nezvanova.

Takket være min afdøde ingeniørfars forbindelser blev jeg indskrevet på Mikhailovsky-skolen. Pertsov, Fra selvbiografi.

Kommunikation, kommunikation med nogen eller noget. ved hjælp af forskellige midler.

I kahytten kunne chefen ved hjælp af et talerør kommunikere med broen og telefonisk med enhver afdeling af skibet. Novikov-Priboy, kaptajn 1. rang.

Morozka var blandt de kavalerier, der blev tildelt til at kommunikere med pelotonerne under slaget. Fadeev, nederlag.

Nu var der kun én måde at kommunikere på – gennem Volga. Simonov, dage og nætter.

|| De der.

Transmission og modtagelse af information ved hjælp af særlige midler.

5. normalt med en definition.

De midler, hvormed kommunikation og transmission af information udføres.

Radiotelefonkommunikation. Telegrafkommunikation. Dispatcher kommunikation.

Om natten lykkedes det artilleriregimentets signalmænd at etablere en telefonforbindelse til kampvognen. V. Kozhevnikov, Syv dage.

Et sæt institutioner, der leverer tekniske kommunikationsmidler på afstand (telegraf, posthus, telefon, radio).

Kommunikationsmedarbejdere.

|| Militær

En tjeneste, der sørger for kommunikation mellem militære enheder (ved hjælp af telefon, radio, budbringere osv.).

Arkhip Khromkov blev chef for efterretning og kommunikation. Markov, Strogovs.

En forbindelsesofficer ankom fra hærens hovedkvarter med en hastepakke. Popovkin, Rubanyuk-familien.

Tilslutning, fastgørelse af noget.

Limning af sten og mursten med ler.

I Trinity Cathedral introducerer han jern i bygningens murværk for at forbinde hjørnerne. Pilyavsky, Værker af V.P. Stasov i Leningrad.

Sammenhæng, gensidig tiltrækning (molekyler, atomer, elektroner osv.).

Forbindelsen af ​​elektroner med kernen.

En enhed, der binder eller fastgør dele af noget. bygninger eller strukturer; klemme.

Det var et kæmpe dekorativt værksted – en kuppel sammenflettet i toppen med jernspær og seler. A. N. Tolstoy, Egor Abozov. logik, sammenhæng, kontinuitet, foldbarhed, sekvens, harmoni, interaktion, forbindelse, artikulation, sammenkædning, sammenhæng, kommunikation, kommunikationsmidler, samleje, kommunikation, kontakt, association, relation, relation, afhængighed, binding, bånd, romantik, forbindelsesled, forening, årsagssammenhæng, public relations, tomba, intime forhold, intriger, ratio, duplex, navlestreng, samleje, binding, religion, samliv, parataxi, forbindelsestråd, kontinuitet, adhæsion, indbyrdes forbundne, korrelation, konditionering , forbindelse, slægtskab, kit, obligation, amoriner, affære, synapse, kontekst, kærlighed, tråd, mail, besked, quadruplex. Myre. fragmentering

Hovedfunktion telekommunikationsnetværk (TCN) skal sikre informationsudveksling mellem alle abonnentsystemer i et computernetværk. Udvekslingen udføres gennem kommunikationskanaler, som udgør en af ​​hovedkomponenterne i telekommunikationsnetværk.

En kommunikationskanal er en kombination af et fysisk medie (kommunikationslinje) og datatransmissionsudstyr (DTE), der transmitterer informationssignaler fra en netværkskoblingsknude til en anden eller mellem noder skifte og abonnentsystem.

Dermed, kommunikationskanal og fysisk kommunikationslinje er ikke det samme. Generelt kan flere logiske kanaler organiseres på basis af én kommunikationslinje ved hjælp af tid, frekvens, fase og andre typer adskillelse.

Anvendes i computernetværk telefon, telegraf, fjernsyn, satellitkommunikationsnetværk. Kablede (antenne), kabel-, radiokanaler for jord- og satellitkommunikation bruges som kommunikationslinjer. Forskellen mellem dem bestemmes af datatransmissionsmediet. Det fysiske medium for datatransmission kan være et kabel, såvel som jordens atmosfære eller det ydre rum, hvorigennem elektromagnetiske bølger udbreder sig.

Computernetværk bruger telefon-, telegraf-, tv- og satellitkommunikationsnetværk. Kablede (antenne), kabel-, radiokanaler for jord- og satellitkommunikation bruges som kommunikationslinjer. Forskellen mellem dem bestemmes af datatransmissionsmediet. Det fysiske medium for datatransmission kan være et kabel, såvel som jordens atmosfære eller det ydre rum, hvorigennem elektromagnetiske bølger udbreder sig.

Kablede (overhead) kommunikationslinjer- det er ledninger uden isolerende eller afskærmende fletninger, lagt mellem pæle og hængende i luften. Traditionelt bruges de til at transmittere telefon- og telegrafsignaler, men i mangel af andre muligheder bruges de til at transmittere computerdata. Kablede kommunikationslinjer er kendetegnet ved lav båndbredde og lav støjimmunitet, så de bliver hurtigt erstattet af kabellinjer.

Kabelledninger omfatter et kabel bestående af ledere med flere lag isolering - elektrisk, elektromagnetisk, mekanisk og stik til at forbinde forskelligt udstyr til det. Kabelnetværk bruger hovedsageligt tre typer kabler: et kabel baseret på snoede kobbertråde (dette er et snoet par i en skærmet version, når et par kobbertråde er pakket ind i en isolerende skærm, og uskærmet, når der ikke er nogen isolering indpakning), koaksialkabel (består af en intern kobberkerne og fletning, adskilt fra kernen af ​​et lag isolering) og fiberoptisk kabel (består af tynde - 5-60 mikron fibre, gennem hvilke lyssignaler forplanter sig).

Blandt kabelkommunikationslinjer Lysledere har den bedste ydeevne. Deres vigtigste fordele: høj gennemstrømning (op til 10 Gbit/s og højere), på grund af brugen af ​​elektromagnetiske bølger i det optiske område; ufølsomhed over for eksterne elektromagnetiske felter og fravær af sin egen elektromagnetiske stråling, lav arbejdsintensitet ved at lægge et optisk kabel; gnist-, eksplosions- og brandsikkerhed; øget modstand mod aggressive miljøer; lav vægtfylde (forhold mellem lineær masse og båndbredde); brede anvendelsesområder (oprettelse af offentlige motorveje, kommunikationssystemer mellem computere og perifere enheder i lokale netværk, i mikroprocessorteknologi osv.).

Ulemper ved fiberoptiske kommunikationslinjer: Tilslutning af yderligere computere til lyslederen svækker signalet betydeligt; højhastighedsmodem, der kræves til lysledere, er stadig dyre; lysledere, der forbinder computere, skal være udstyret med omformere af elektriske signaler til lys og omvendt.

Jordbaserede og satellit-radiokanaler dannes ved hjælp af en sender og modtager af radiobølger. Forskellige typer radiokanaler er forskellige i det anvendte frekvensområde og rækkevidden af ​​informationstransmission. Radiokanaler, der opererer i kort-, mellem- og langbølgebåndene (HF, MF, DV) giver langdistancekommunikation, men med en lav dataoverførselshastighed. Disse er radiokanaler, der bruger amplitudemodulation af signaler. Kanaler, der opererer på ultrakorte bølger (VHF) er hurtigere og er karakteriseret ved frekvensmodulation af signaler. Ultrahøjhastighedskanaler er dem, der opererer i ultrahøjfrekvensområder (mikrobølger), dvs. over 4 GHz. I mikrobølgeområdet reflekteres signaler ikke af Jordens ionosfære, så stabil kommunikation kræver direkte synlighed mellem sender og modtager. Af denne grund bruges mikrobølgesignaler enten i satellitkanaler eller i radiorelæer, hvor denne betingelse er opfyldt.

Karakteristika for kommunikationslinjer. De vigtigste egenskaber ved kommunikationslinjer omfatter følgende: amplitude-frekvensrespons, båndbredde, dæmpning, gennemløb, støjimmunitet, krydstale i den nærmeste ende af linjen, pålidelighed af datatransmission, enhedsomkostninger.

En kommunikationslinjes egenskaber bestemmes ofte ved at analysere dens reaktioner på visse referencepåvirkninger, som er sinusformede svingninger af forskellige frekvenser, da de ofte stødes på i teknologi og kan bruges til at repræsentere enhver funktion af tiden. Graden af ​​forvrængning af sinusformede signaler af en kommunikationslinje vurderes ved hjælp af amplitude-frekvensrespons, båndbredde og dæmpning ved en bestemt frekvens.

Amplitude-frekvensrespons(Frequency Response) giver det mest komplette billede af kommunikationslinjen; den viser, hvordan amplituden af ​​sinusoiden ved udgangen af ​​linjen dæmpes sammenlignet med amplituden ved dens input for alle mulige frekvenser af det transmitterede signal (i stedet for amplituden på signalet, dets kraft bruges ofte). Følgelig giver frekvensresponsen dig mulighed for at bestemme formen på udgangssignalet for ethvert indgangssignal. Det er dog meget vanskeligt at opnå frekvensgangen for en rigtig kommunikationslinje, så i praksis bruges andre, forenklede karakteristika i stedet - båndbredde og dæmpning.

Kommunikationsbåndbredde repræsenterer et kontinuerligt område af frekvenser, over hvilket forholdet mellem amplituden af ​​udgangssignalet og indgangssignalet overstiger en forudbestemt grænse (sædvanligvis 0,5). Derfor bestemmer båndbredden frekvensområdet for et sinusformet signal, ved hvilket dette signal transmitteres over en kommunikationslinje uden væsentlig forvrængning. Den båndbredde, der har størst indflydelse på den maksimalt mulige hastighed for informationstransmission langs en kommunikationslinje, er forskellen mellem de maksimale og minimale frekvenser af det sinusformede signal i en given båndbredde. Båndbredden afhænger af typen af ​​linje og dens længde.

Der bør skelnes mellem båndbredde og bredden af ​​spektret af transmitterede informationssignaler. Spektrumbredden af ​​de transmitterede signaler er forskellen mellem de maksimale og minimale signifikante harmoniske af signalet, dvs. de harmoniske, der yder hovedbidraget til det resulterende signal. Hvis signifikante signalovertoner falder inden for linjepasbåndet, vil et sådant signal blive transmitteret og modtaget af modtageren uden forvrængning. Ellers vil signalet blive forvrænget, modtageren vil lave fejl, når den genkender information, og derfor vil information ikke være i stand til at blive transmitteret med den givne båndbredde.

Dæmpning er et relativt fald i amplituden eller effekten af ​​et signal, når der sendes et signal med en bestemt frekvens langs en linje.

Dæmpning A måles i decibel (dB, dB) og beregnes med formlen:

A = 10?lg(P ud / P ind)

hvor P ud, P ind - signaleffekt ved henholdsvis udgang og indgang på linjen.

For et groft skøn forvrængning af signaler, der transmitteres langs linjen, er det nok at kende dæmpningen af ​​de grundlæggende frekvenssignaler, dvs. frekvens, hvis harmoniske har den største amplitude og kraft. Et mere præcist estimat er muligt, hvis vi kender dæmpningen ved flere frekvenser tæt på den primære.

Gennemløbet af en kommunikationslinje er dens karakteristika, som bestemmer (ligesom båndbredden) den maksimalt mulige dataoverførselshastighed langs linjen. Det måles i bits per sekund (bps) såvel som i afledte enheder (Kbps, Mbps, Gbps).

Båndbredde en kommunikationslinje afhænger af dens karakteristika (frekvensrespons, båndbredde, dæmpning) og af spektret af transmitterede signaler, som igen afhænger af den valgte metode til fysisk eller lineær kodning (dvs. af metoden til at repræsentere diskret information i form for signaler). For én kodningsmetode kan en linje have én kapacitet og for en anden en anden.

Ved kodning normalt bruges en ændring i en eller anden parameter af et periodisk signal (for eksempel sinusformede svingninger) - frekvens, amplitude og fase, sinusoider eller tegnet på pulssekvenspotentialet. Et periodisk signal, hvis parametre ændres, kaldes et bæresignal eller bærefrekvens, hvis en sinusformet bruges som et sådant signal. Hvis den modtagne sinusoid ikke ændrer nogen af ​​dens parametre (amplitude, frekvens eller fase), så bærer den ingen information.

Antallet af ændringer i informationsparameteren for et periodisk bæresignal pr. sekund (for en sinusform er dette antallet af ændringer i amplitude, frekvens eller fase) måles i baud. Senderens driftscyklus er tidsrummet mellem tilstødende ændringer i informationssignalet.

Generelt Linjekapaciteten i bits per sekund er ikke den samme som baudraten. Afhængigt af indkodningsmetoden kan den være højere, lig med eller lavere end baud-tallet. Hvis f.eks. med denne kodningsmetode er en enkelt bitværdi repræsenteret af en impuls med positiv polaritet og en nulværdi af en impuls med negativ polaritet, så er der, når der transmitteres skiftevis skiftende bits (der er ingen serier af bit af samme navn), ændrer det fysiske signal sin tilstand to gange under transmissionen af ​​hver bit. Derfor er linjekapaciteten med denne kodning halvdelen af ​​antallet af bauds transmitteret langs linjen.

Til gennemstrømning linje påvirkes ikke kun af fysisk, men også af såkaldt logisk kodning, som udføres før fysisk kodning og består i at erstatte den oprindelige sekvens af informationsbit med en ny sekvens af bit, der bærer den samme information, men som har yderligere egenskaber ( for eksempel muligheden for den modtagende side til at opdage fejl i modtagne data eller sikre fortroligheden af ​​transmitterede data ved at kryptere dem). Logisk kodning er som regel ledsaget af udskiftning af den originale bitsekvens med en længere sekvens, hvilket negativt påvirker transmissionstiden for nyttig information.

Der er en vis sammenhæng mellem kapaciteten af ​​en linje og dens båndbredde. Med en fast fysisk indkodningsmetode øges linjekapaciteten med stigende frekvens af det periodiske bæresignal, da denne stigning er ledsaget af en stigning i information transmitteret pr. tidsenhed. Men efterhånden som frekvensen af ​​dette signal stiger, øges også bredden af ​​dets spektrum, hvilket transmitteres med forvrængninger bestemt af linjens båndbredde. Jo større uoverensstemmelsen er mellem linjebåndbredden og spektrumbredden af ​​de transmitterede informationssignaler, jo mere er signalerne udsat for forvrængning, og jo mere sandsynlige er fejl i genkendelsen af ​​information af modtageren. Som et resultat viser hastigheden af ​​informationsoverførsel sig at være mindre end forventet.

C=2F log 2 M, (4)

hvor M er antallet af forskellige tilstande af informationsparameteren for det transmitterede signal.

Nyquist-relationen, som også bruges til at bestemme den maksimalt mulige gennemstrømning af en kommunikationslinje, tager ikke eksplicit hensyn til tilstedeværelsen af ​​støj på linjen. Imidlertid afspejles dens indflydelse indirekte i valget af antallet af tilstande af informationssignalet. For at øge gennemstrømningen af ​​en linje var det for eksempel muligt ikke at bruge 2 eller 4 niveauer, men 16, når data indkodedes. Men hvis støjamplituden overstiger forskellen mellem tilstødende 16 niveauer, vil modtageren ikke være i stand til at konsekvent genkende de overførte data. Derfor er antallet af mulige signaltilstande effektivt begrænset af forholdet mellem signaleffekt og støj.

Nyquist-formlen bestemmer grænseværdien af ​​kanalkapaciteten for det tilfælde, hvor antallet af tilstande af informationssignalet allerede er valgt under hensyntagen til mulighederne for deres stabile genkendelse af modtageren.

Støjimmunitet af kommunikationslinjen- dette er dens evne til at reducere niveauet af interferens, der skabes i det eksterne miljø på interne ledere. Det afhænger af den anvendte type fysiske medie, samt af linjeudstyret, der skærmer og undertrykker interferens. De mest støjbestandige og ufølsomme over for ekstern elektromagnetisk stråling er fiberoptiske linjer, de mindst støjbestandige er radiolinjer, og kabellinjer indtager en mellemposition. Reduktion af interferens forårsaget af ekstern elektromagnetisk stråling opnås ved at afskærme og vride lederne.

Crosstalk i den nærmeste ende af linjen - bestemmer kablets støjimmunitet over for interne interferenskilder. De vurderes normalt i forhold til et kabel bestående af flere snoede par, når den gensidige interferens fra et par til et andet kan nå betydelige værdier og skabe intern interferens svarende til det nyttige signal.

Pålidelighed af datatransmission(eller bitfejlfrekvens) karakteriserer sandsynligheden for korruption for hver transmitteret bit data. Årsagerne til forvrængning af informationssignaler er interferens på linjen, samt begrænset båndbredde. Derfor opnås en forøgelse af pålideligheden af ​​datatransmission ved at øge graden af ​​støjimmunitet for linjen, reducere niveauet af krydstale i kablet og bruge flere bredbåndskommunikationslinjer.

For konventionelle kabelkommunikationslinjer uden yderligere midler til fejlbeskyttelse er pålideligheden af ​​datatransmission som regel 10 -4 -10 -6. Dette betyder, at i gennemsnit vil værdien af ​​en bit blive forvrænget ud af 104 eller 106 transmitterede bit.

Kommunikationslinjeudstyr(datatransmissionsudstyr - ATD) er kantudstyr, der direkte forbinder computere med kommunikationslinjen. Det er en del af kommunikationslinjen og fungerer normalt på det fysiske niveau, hvilket sikrer transmission og modtagelse af et signal med den nødvendige form og kraft. Eksempler på ADF'er er modemer, adaptere, analog-til-digital og digital-til-analog-konvertere.

ADF'en inkluderer ikke brugerens dataterminaludstyr (DTE), som genererer data til transmission over kommunikationslinjen og er forbundet direkte til ADF'en. En DTE omfatter for eksempel en lokal netværksrouter. Bemærk, at opdelingen af ​​udstyr i APD- og DOD-klasser er ret vilkårlig.

På kommunikationslinjer over lange afstande anvendes mellemudstyr, som løser to hovedproblemer: forbedring af kvaliteten af ​​informationssignaler (deres form, effekt, varighed) og skabelse af en permanent sammensat kanal (ende-til-ende-kanal) til kommunikation mellem to netværksabonnenter. I en LCS bruges mellemudstyr ikke, hvis længden af ​​det fysiske medie (kabler, radioluft) er kort, så signaler fra en netværksadapter til en anden kan transmitteres uden mellemliggende gendannelse af deres parametre.

Globale netværk sikrer højkvalitetstransmission af signaler over hundreder og tusinder af kilometer. Derfor installeres forstærkere på bestemte afstande. For at skabe en ende-til-ende-linje mellem to abonnenter, bruges multipleksere, demultipleksere og switches.

Kommunikationskanalens mellemudstyr er gennemsigtigt for brugeren (han bemærker det ikke), selvom det i virkeligheden danner et komplekst netværk, kaldet det primære netværk, som tjener som grundlag for opbygning af computer-, telefon- og andre netværk.

Skelne analog Og digital kommunikationslinjer, som anvender forskellige typer mellemudstyr. I analoge linjer er mellemudstyr designet til at forstærke analoge signaler med et kontinuerligt værdiområde. I analoge højhastighedskanaler implementeres en teknik med frekvensmultipleksing, når flere analoge lavhastighedsabonnentkanaler multiplekses til én højhastighedskanal. I digitale kommunikationskanaler, hvor rektangulære informationssignaler har et begrænset antal tilstande, forbedrer mellemudstyr signalernes form og genopretter deres gentagelsesperiode. Det giver dannelsen af ​​højhastigheds digitale kanaler, der arbejder efter princippet om tidsmultipleksing af kanaler, når hver lavhastighedskanal tildeles en vis andel af højhastighedskanalens tid.

Ved transmission af diskrete computerdata over digitale kommunikationslinjer er den fysiske lagprotokol defineret, da parametrene for informationssignalerne transmitteret af linjen er standardiserede, men ved transmission over analoge linjer er den ikke defineret, da informationssignalerne har en vilkårlig form, og der er intet at gøre med metoden til at repræsentere etaler og nuller ved datatransmissionsudstyr. Der er ingen krav.

Følgende har fundet anvendelse i kommunikationsnetværk: vedr informationsoverførselspresser :

Simplex, når senderen og modtageren er forbundet med en kommunikationskanal, gennem hvilken information kun transmitteres i én retning (dette er typisk for tv-kommunikationsnetværk);

Halvdupleks, når to kommunikationsknudepunkter også er forbundet med én kanal, hvorigennem information transmitteres skiftevis i én retning og derefter i den modsatte retning (dette er typisk for informationsreference, anmodning-svar-systemer);

Dupleks, når to kommunikationsknuder er forbundet af to kanaler (en fremadrettet kommunikationskanal og en omvendt kanal), hvorigennem information transmitteres samtidigt i modsatte retninger. Duplex-kanaler bruges i systemer med beslutnings- og informationsfeedback.

Skiftede og dedikerede kommunikationskanaler. I TSS skelnes der mellem dedikerede (ikke-switchede) kommunikationskanaler og dem med switching for varigheden af ​​informationstransmission over disse kanaler.

Når du bruger dedikerede kommunikationskanaler, er kommunikationsknudernes transceiverudstyr konstant forbundet med hinanden. Dette sikrer en høj grad af parathed af systemet til informationstransmission, højere kommunikationskvalitet og understøttelse af en stor mængde trafik. På grund af de relativt høje omkostninger ved at drive netværk med dedikerede kommunikationskanaler opnås deres rentabilitet kun, hvis kanalerne er tilstrækkeligt fuldt belastede.

For skiftede kommunikationskanaler, oprettet kun for varigheden af ​​overførslen af ​​en fast mængde information, de er kendetegnet ved høj fleksibilitet og relativt lave omkostninger (med en lille mængde trafik). Ulemper ved sådanne kanaler: tab af tid til skift (for at etablere kommunikation mellem abonnenter), muligheden for at blokere på grund af belægningen af ​​visse sektioner af kommunikationslinjen, lavere kommunikationskvalitet, høje omkostninger med en betydelig mængde trafik.

Kemisk binding

Alle vekselvirkninger, der fører til kombinationen af ​​kemiske partikler (atomer, molekyler, ioner osv.) til stoffer er opdelt i kemiske bindinger og intermolekylære bindinger (intermolekylære vekselvirkninger).

Kemiske bindinger- binder direkte mellem atomer. Der er ioniske, kovalente og metalliske bindinger.

Intermolekylære bindinger- forbindelser mellem molekyler. Disse er brintbindinger, ion-dipolbindinger (på grund af dannelsen af ​​denne binding forekommer for eksempel dannelsen af ​​en hydreringsskal af ioner), dipol-dipol (på grund af dannelsen af ​​denne binding kombineres molekyler af polære stoffer i flydende acetone) osv.

Ionisk binding- en kemisk binding dannet på grund af den elektrostatiske tiltrækning af modsat ladede ioner. I binære forbindelser (forbindelser af to grundstoffer) dannes det, når størrelsen af ​​de bundne atomer er meget forskellige fra hinanden: nogle atomer er store, andre er små - det vil sige, at nogle atomer let afgiver elektroner, mens andre har tendens til at acceptere dem (normalt er disse atomer af de grundstoffer, der danner typiske metaller, og atomer af elementer, der danner typiske ikke-metaller); elektronegativiteten af ​​sådanne atomer er også meget forskellig.
Ionbinding er ikke-retningsbestemt og ikke-mættelig.

Kovalent binding- en kemisk binding, der opstår på grund af dannelsen af ​​et fælles elektronpar. En kovalent binding dannes mellem små atomer med samme eller lignende radier. En nødvendig betingelse er tilstedeværelsen af ​​uparrede elektroner i begge bundne atomer (udvekslingsmekanisme) eller et ensomt par i det ene atom og en fri orbital i det andet (donor-acceptor-mekanisme):

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

Baseret på antallet af delte elektronpar opdeles kovalente bindinger i
• enkel (enkelt)- et par elektroner,
• dobbelt- to par elektroner,
• tredobler- tre par elektroner.

Dobbelt- og tredobbeltbindinger kaldes multiple bindinger.

Ifølge fordelingen af ​​elektrontæthed mellem de bundne atomer opdeles en kovalent binding i ikke-polær Og polar. En upolær binding dannes mellem identiske atomer, en polær - mellem forskellige.

Elektronegativitet- et mål for et atoms evne i et stof til at tiltrække almindelige elektronpar.
Elektronparrene af polære bindinger forskydes mod mere elektronegative elementer. Selve forskydningen af ​​elektronpar kaldes bindingspolarisering. De partielle (overskydende) ladninger dannet under polarisering er betegnet + og -, for eksempel: .

Baseret på arten af ​​overlapningen af ​​elektronskyer ("orbitaler") er en kovalent binding opdelt i -binding og -binding.
-En binding dannes på grund af elektronskyernes direkte overlap (langs den lige linje, der forbinder atomkernerne), -en binding dannes på grund af sideværts overlap (på begge sider af det plan, hvori atomkernerne ligger).

En kovalent binding er retningsbestemt og mættelig, såvel som polariserbar.
Hybridiseringsmodellen bruges til at forklare og forudsige den gensidige retning af kovalente bindinger.

Hybridisering af atomare orbitaler og elektronskyer- den formodede justering af atomare orbitaler i energi, og elektronskyer i form, når et atom danner kovalente bindinger.
De tre mest almindelige typer hybridisering er: sp-, sp 2 og sp 3-hybridisering. For eksempel:
sp-hybridisering - i molekyler C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (lineær struktur);
sp 2-hybridisering - i molekyler C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (flad trekantet form);
sp 3-hybridisering - i molekyler CCl 4, SiH 4, CH 4 (tetraedrisk form); NH3 (pyramideformet); H 2 O (vinkelform).

Metalforbindelse- en kemisk binding dannet ved at dele valenselektronerne af alle bundne atomer i en metalkrystal. Som følge heraf dannes en enkelt elektronsky af krystallen, som let bevæger sig under påvirkning af elektrisk spænding - deraf den høje elektriske ledningsevne af metaller.
En metallisk binding dannes, når atomerne, der bindes, er store og derfor har en tendens til at afgive elektroner. Simple stoffer med en metallisk binding er metaller (Na, Ba, Al, Cu, Au osv.), komplekse stoffer er intermetalliske forbindelser (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 osv.).
Metalbindingen har ikke retningsbestemt eller mætning. Det er også konserveret i metalsmeltninger.

Hydrogenbinding- en intermolekylær binding dannet på grund af den delvise accept af et elektronpar fra et stærkt elektronegativt atom af et brintatom med en stor positiv partiel ladning. Det dannes i tilfælde, hvor det ene molekyle indeholder et atom med et ensomt elektronpar og høj elektronegativitet (F, O, N), og det andet indeholder et brintatom bundet af en meget polær binding til et af sådanne atomer. Eksempler på intermolekylære hydrogenbindinger:

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

Intramolekylære hydrogenbindinger findes i molekylerne af polypeptider, nukleinsyrer, proteiner osv.

Et mål for styrken af ​​enhver binding er bindingsenergien.
Kommunikationsenergi- den energi, der kræves for at bryde en given kemisk binding i 1 mol af et stof. Måleenheden er 1 kJ/mol.

Energierne af ioniske og kovalente bindinger er af samme orden, energien af ​​brintbindinger er en størrelsesorden lavere.

Energien af ​​en kovalent binding afhænger af størrelsen af ​​de bundne atomer (bindingslængde) og af bindingens mangfoldighed. Jo mindre atomer og jo større bindingsmangfoldighed, jo større er energien.

Ionbindingsenergien afhænger af ionernes størrelse og deres ladninger. Jo mindre ionerne og jo større deres ladning, jo større bindingsenergi.

Stoffets struktur

I henhold til typen af ​​struktur er alle stoffer opdelt i molekylær Og ikke-molekylær. Blandt organiske stoffer dominerer molekylære stoffer, blandt uorganiske stoffer dominerer ikke-molekylære stoffer.

Ud fra typen af ​​kemisk binding opdeles stoffer i stoffer med kovalente bindinger, stoffer med ionbindinger (ioniske stoffer) og stoffer med metalliske bindinger (metaller).

Stoffer med kovalente bindinger kan være molekylære eller ikke-molekylære. Dette påvirker deres fysiske egenskaber markant.

Molekylære stoffer består af molekyler forbundet med hinanden af ​​svage intermolekylære bindinger, disse omfatter: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 og andre simple stoffer; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, organiske polymerer og mange andre stoffer. Disse stoffer har ikke høj styrke, har lave smelte- og kogepunkter, leder ikke elektricitet, og nogle af dem er opløselige i vand eller andre opløsningsmidler.

Ikke-molekylære stoffer med kovalente bindinger eller atomare stoffer (diamant, grafit, Si, SiO 2, SiC og andre) danner meget stærke krystaller (med undtagelse af lagdelt grafit), de er uopløselige i vand og andre opløsningsmidler, har høj smeltning og kogepunkter, de fleste af dem leder ikke elektrisk strøm (undtagen grafit, som er elektrisk ledende, og halvledere - silicium, germanium osv.)

Alle ioniske stoffer er naturligt ikke-molekylære. Disse er faste, ildfaste stoffer, opløsninger og smelter, hvoraf leder elektrisk strøm. Mange af dem er opløselige i vand. Det skal bemærkes, at i ioniske stoffer, hvis krystaller består af komplekse ioner, er der også kovalente bindinger, for eksempel: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-) osv. Atomerne, der udgør komplekse ioner, er forbundet med kovalente bindinger.

Metaller (stoffer med metalliske bindinger) meget forskellige i deres fysiske egenskaber. Blandt dem er der flydende (Hg), meget bløde (Na, K) og meget hårde metaller (W, Nb).

Metallers karakteristiske fysiske egenskaber er deres høje elektriske ledningsevne (i modsætning til halvledere falder den med stigende temperatur), høj varmekapacitet og duktilitet (for rene metaller).

I fast tilstand er næsten alle stoffer sammensat af krystaller. Baseret på typen af ​​struktur og type kemisk binding opdeles krystaller ("krystalgitre") i atomar(krystaller af ikke-molekylære stoffer med kovalente bindinger), ionisk(krystaller af ioniske stoffer), molekylær(krystaller af molekylære stoffer med kovalente bindinger) og metal(krystaller af stoffer med en metallisk binding).

Opgaver og test om emnet "Emne 10. "Kemisk binding. Stoffets struktur."

• Typer af kemisk binding - Stoffets struktur grad 8–9

  Lektioner: 2 opgaver: 9 prøver: 1

• Opgaver: 9 prøver: 1

Efter at have arbejdet igennem dette emne, bør du forstå følgende begreber: kemisk binding, intermolekylær binding, ionbinding, kovalent binding, metallisk binding, hydrogenbinding, simpel binding, dobbeltbinding, tredobbeltbinding, multiple bindinger, ikke-polær binding, polær binding , elektronegativitet, bindingspolarisering , - og -binding, hybridisering af atomare orbitaler, bindingsenergi.

Du skal kende klassificeringen af ​​stoffer efter strukturtype, efter type kemisk binding, afhængigheden af ​​simple og komplekse stoffers egenskaber af typen af ​​kemisk binding og typen af ​​"krystalgitter".

Du skal kunne: bestemme typen af ​​kemisk binding i et stof, typen af ​​hybridisering, udarbejde diagrammer over bindingsdannelse, bruge begrebet elektronegativitet, en række elektronegativitet; vide, hvordan elektronegativitet ændrer sig i kemiske grundstoffer fra samme periode og én gruppe for at bestemme polariteten af ​​en kovalent binding.

Når du har sikret dig, at alt, hvad du har brug for, er blevet lært, skal du fortsætte med at fuldføre opgaverne. Vi ønsker dig succes.

Anbefalet læsning:

• O.S. Gabrielyan, G.G. Lysova. Kemi 11 klasse. M., Bustard, 2002.
• G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kemi 11 klasse. M., Uddannelse, 2001.

Som et resultat af at studere dette emne vil du lære: Hvorfor er vandmolekylet polært, men kuldioxid er det ikke. Hvad er den maksimale valens af nitrogen i forbindelser. Hvorfor har vand unormalt høje smelte- og kogepunkter? Som et resultat af at studere dette emne vil du lære: Bestem arten af ​​den kemiske binding (polær og ikke-polær kovalent, ionisk, hydrogen, metallisk) i forskellige forbindelser. Bestem den geometriske form af molekyler baseret på en analyse af deres elektroniske struktur ved hjælp af ideer om hybridisering af atomare orbitaler. Forudsige stoffers egenskaber baseret på information om arten af ​​kemiske bindinger og typer af krystalgitre. Studiespørgsmål:

5.1. Kovalent binding

En kemisk binding dannes, når to eller flere atomer samles, hvis systemets samlede energi som følge af deres interaktion falder. De mest stabile elektroniske konfigurationer af de ydre elektronskaller af atomer er dem af ædelgasatomer, bestående af to eller otte elektroner. De ydre elektronskaller af atomer af andre grundstoffer indeholder fra en til syv elektroner, dvs. er ufærdige. Når et molekyle dannes, har atomer en tendens til at erhverve en stabil to-elektron eller otte-elektron skal. Atomers valenselektroner deltager i dannelsen af ​​en kemisk binding.

Kovalent er en kemisk binding mellem to atomer, som dannes af elektronpar, der samtidig hører til disse to atomer.

Der er to mekanismer for dannelsen af ​​kovalente bindinger: udveksling og donor-acceptor.

5.1.1. Udvekslingsmekanisme for dannelse af kovalente bindinger

Udvekslingsmekanisme Dannelsen af ​​en kovalent binding realiseres på grund af overlapningen af ​​elektronskyer af elektroner, der tilhører forskellige atomer. For eksempel, når to hydrogenatomer nærmer sig hinanden, overlapper 1s elektronorbitaler. Som et resultat opstår der et fælles elektronpar, der samtidig hører til begge atomer. I dette tilfælde dannes en kemisk binding af elektroner med antiparallelle spins, fig. 5.1.

Ris. 5.1. Dannelse af et brintmolekyle ud fra to H-atomer

5.1.2. Donor-acceptor mekanisme til dannelse af kovalente bindinger

Med donor-acceptor-mekanismen for kovalent bindingsdannelse dannes bindingen også ved hjælp af elektronpar. Men i dette tilfælde giver et atom (donor) sit elektronpar, og det andet atom (acceptor) deltager i dannelsen af ​​bindingen med sin frie orbital. Et eksempel på implementeringen af ​​en donor-acceptorbinding er dannelsen af ​​ammoniumion NH 4+ under interaktionen af ​​ammoniak NH 3 med hydrogenkationen H+.

I NH 3-molekylet danner tre elektronpar tre N – H-bindinger, det fjerde elektronpar, der hører til nitrogenatomet, er ensomt. Dette elektronpar kan danne en binding med en brintion, der har en ubesat orbital. Resultatet er ammoniumion NH4+, Fig. 5.2.

Ris. 5.2. Fremkomsten af ​​en donor-acceptorbinding under dannelsen af ​​ammoniumion

Det skal bemærkes, at de fire kovalente N-H-bindinger, der findes i NH4+-ionen, er ækvivalente. I ammoniumionen er det umuligt at identificere en binding dannet af donor-acceptor-mekanismen.

5.1.3. Polær og ikke-polær kovalent binding

Hvis en kovalent binding er dannet af identiske atomer, er elektronparret placeret i samme afstand mellem kernerne i disse atomer. En sådan kovalent binding kaldes ikke-polær. Eksempler på molekyler med en ikke-polær kovalent binding er H2, Cl2, O2, N2 osv.

I tilfælde af en polær kovalent binding forskydes det delte elektronpar til atomet med højere elektronegativitet. Denne type binding realiseres i molekyler dannet af forskellige atomer. En polær kovalent binding forekommer i molekyler af HCl, HBr, CO, NO osv. For eksempel kan dannelsen af ​​en polær kovalent binding i et HCl-molekyle repræsenteres ved et diagram, fig. 5.3:

Ris. 5.3. Dannelse af en kovalent polær binding i HC1-molekylet

I det betragtede molekyle forskydes elektronparret til kloratomet, da dets elektronegativitet (2.83) er større end hydrogenatomets elektronegativitet (2.1).

5.1.4. Dipolmoment og molekylær struktur

Et mål for polariteten af ​​en binding er dens dipolmoment μ:

μ = el,

Hvor e- elektronladning, l– afstanden mellem centrene for positive og negative ladninger.

Dipolmoment er en vektorstørrelse. Begreberne "binding dipol moment" og "molekyle dipol moment" falder kun sammen for diatomiske molekyler. Dipolmomentet for et molekyle er lig med vektorsummen af ​​dipolmomenterne for alle bindinger. Dipolmomentet for et polyatomisk molekyle afhænger således af dets struktur.

I et lineært CO 2-molekyle er hver af C-O-bindingerne for eksempel polær. CO 2 -molekylet er dog generelt upolært, da bindingernes dipolmomenter ophæver hinanden (fig. 5.4). Dipolmomentet for carbondioxidmolekylet er m = 0.

I det kantede H2O-molekyle er de polære H–O-bindinger placeret i en vinkel på 104,5 o. Vektorsummen af ​​dipolmomenterne af to H–O-bindinger er udtrykt ved parallelogrammets diagonal (fig. 5.4). Som et resultat er dipolmomentet for vandmolekylet m ikke lig med nul.

Ris. 5.4. Dipolmomenter for CO 2 og H 2 O molekyler

5.1.5. Valens af grundstoffer i forbindelser med kovalente bindinger

Atomernes valens bestemmes af antallet af uparrede elektroner, der deltager i dannelsen af ​​fælles elektronpar med elektroner fra andre atomer. Med en uparret elektron på det ydre elektronlag er halogenatomerne i F 2, HCl, PBr 3 og CCl 4 molekylerne monovalente. Elementer i iltundergruppen indeholder to uparrede elektroner i det ydre lag, derfor er de divalente i forbindelser som O 2, H 2 O, H 2 S og SCl 2.

Da en binding udover almindelige kovalente bindinger kan dannes i molekyler ved hjælp af en donor-acceptor-mekanisme, afhænger atomernes valens også af tilstedeværelsen af ​​enlige elektronpar og frie elektronorbitaler. Et kvantitativt mål for valens er antallet af kemiske bindinger, hvorigennem et givet atom er forbundet med andre atomer.

Den maksimale valens af elementer kan som regel ikke overstige antallet af den gruppe, hvori de er placeret. Undtagelsen er elementerne i den sekundære undergruppe af den første gruppe Cu, Ag, Au, hvis valens i forbindelser er større end én. Valenselektronerne omfatter primært elektronerne i de ydre lag, men for elementer i sideundergrupper deltager elektronerne i de næstsidste (før-ydre) lag også i dannelsen af ​​en kemisk binding.

5.1.6. Valens af elementer i normale og exciterede tilstande

Valensen af ​​de fleste kemiske elementer afhænger af, om disse elementer er i en normal eller exciteret tilstand. Elektronisk konfiguration af Li-atomet: 1s 2 2s 1. Lithiumatomet på det ydre niveau har én uparret elektron, dvs. lithium er monovalent. Der kræves et meget stort energiforbrug forbundet med overgangen af ​​1s-elektronen til 2p-orbitalen for at opnå trivalent lithium. Dette energiforbrug er så stort, at det ikke kompenseres af den energi, der frigives under dannelsen af ​​kemiske bindinger. I denne henseende er der ingen trivalente lithiumforbindelser.

Konfiguration af det ydre elektroniske lag af elementer i beryllium-undergruppen ns 2. Det betyder, at der i det ydre elektronlag af disse grundstoffer i ns-cellekredsløbet er to elektroner med modsatte spins. Elementer i beryllium-undergruppen indeholder ikke uparrede elektroner, så deres valens i normal tilstand er nul. I den exciterede tilstand er den elektroniske konfiguration af elementerne i beryllium-undergruppen ns 1 nр 1, dvs. grundstoffer danner forbindelser, hvori de er divalente.

Valensmuligheder for boratomet

Lad os overveje den elektroniske konfiguration af boratomet i grundtilstanden: 1s 2 2s 2 2p 1. Boratomet i grundtilstanden indeholder én uparret elektron (fig. 5.5), dvs. det er monovalent. Bor er dog ikke karakteriseret ved dannelsen af ​​forbindelser, hvori det er monovalent. Når et boratom exciteres, overgår en 2s elektron til en 2p orbital (fig. 5.5). Et boratom i exciteret tilstand har 3 uparrede elektroner og kan danne forbindelser, hvor dets valens er tre.

Ris. 5.5. Valenstilstande for boratomet i normale og exciterede tilstande

Den energi, der bruges på overgangen af ​​et atom til en exciteret tilstand inden for et energiniveau, bliver som regel mere end kompenseret af den energi, der frigives under dannelsen af ​​yderligere bindinger.

På grund af tilstedeværelsen af ​​en fri 2p orbital i boratomet kan bor i forbindelser danne en fjerde kovalent binding, der fungerer som en elektronparacceptor. Figur 5.6 viser, hvordan BF-molekylet interagerer med F – ionen, hvilket resulterer i dannelsen af ​​– ionen, hvor bor danner fire kovalente bindinger.

Ris. 5.6. Donor-acceptor-mekanisme til dannelse af den fjerde kovalente binding ved boratomet

Nitrogenatomets valensmuligheder

Lad os betragte nitrogenatomets elektroniske struktur (fig. 5.7).

Ris. 5.7. Fordeling af elektroner i nitrogenatomets orbitaler

Fra det præsenterede diagram er det klart, at nitrogen har tre uparrede elektroner, det kan danne tre kemiske bindinger, og dets valens er tre. Overgangen af ​​nitrogenatomet til en exciteret tilstand er umulig, da det andet energiniveau ikke indeholder d-orbitaler. På samme tid kan nitrogenatomet tilvejebringe et ensomt elektronpar af ydre elektroner 2s2 til et atom med en fri orbital (acceptor). Som følge heraf opstår en fjerde kemisk binding af nitrogenatomet, som det for eksempel er tilfældet i ammoniumionen (fig. 5.2). Således er den maksimale kovalens (antallet af dannede kovalente bindinger) af et nitrogenatom fire. I dets forbindelser kan nitrogen, i modsætning til andre elementer i den femte gruppe, ikke være pentavalent.

Valensmuligheder for fosfor-, svovl- og halogenatomer

I modsætning til atomerne af nitrogen, oxygen og fluor har atomerne af fosfor, svovl og klor, der er placeret i den tredje periode, frie 3d-celler, som elektroner kan overføres til. Når et fosforatom exciteres (fig. 5.8), har det 5 uparrede elektroner på sit ydre elektronlag. Som et resultat kan phosphoratomet i forbindelser ikke kun være tri-, men også pentavalent.

Ris. 5.8. Fordeling af valenselektroner i orbitaler for et phosphoratom i en exciteret tilstand

I den exciterede tilstand udviser svovl, udover en valens på to, også en valens på fire og seks. I dette tilfælde parres 3p og 3s elektroner sekventielt (fig. 5.9).

Ris. 5.9. Valensmuligheder for et svovlatom i en exciteret tilstand

I den exciterede tilstand, for alle elementer i hovedundergruppen af ​​gruppe V, undtagen fluor, er sekventiel parring af første p- og derefter s-elektronpar mulig. Som følge heraf bliver disse elementer tri-, penta- og heptavalente (fig. 5.10).

Ris. 5.10. Valensmuligheder for klor-, brom- og jodatomer i exciteret tilstand

5.1.7. Længde, energi og retning af en kovalent binding

Kovalente bindinger dannes typisk mellem ikke-metalatomer. De vigtigste egenskaber ved en kovalent binding er længde, energi og retning.

Kovalent bindingslængde

Længden af ​​en binding er afstanden mellem kernerne i de atomer, der danner denne binding. Det bestemmes af eksperimentelle fysiske metoder. Bindingslængden kan estimeres ved hjælp af additivitetsreglen, hvorefter bindingslængden i AB-molekylet er omtrent lig med halvdelen af ​​summen af ​​bindingslængderne i molekylerne A 2 og B 2:

.

Fra top til bund langs undergrupperne af det periodiske system af grundstoffer øges længden af ​​den kemiske binding, da atomernes radier øges i denne retning (tabel 5.1). Når bindingsmultiplicitet stiger, falder dens længde.

Tabel 5.1.

Længden af ​​nogle kemiske bindinger

Kemisk binding	Linklængde, kl	Kemisk binding	Linklængde, kl
		C – C

Kommunikationsenergi

Et mål for bindingsstyrke er bindingsenergien. Kommunikationsenergi bestemt af den energi, der kræves for at bryde en binding og fjerne de atomer, der danner den binding, i en uendelig stor afstand fra hinanden. Den kovalente binding er meget stærk. Dens energi varierer fra flere tiere til flere hundrede kJ/mol. For et IСl 3-molekyle er Ebonden for eksempel ≈40, og for N 2- og CO-molekyler er Ebonden ≈1000 kJ/mol.

Fra top til bund langs undergrupperne af det periodiske system af grundstoffer falder energien af ​​en kemisk binding, da bindingslængden øges i denne retning (tabel 5.1). Når bindingsmultiplicitet stiger, øges dets energi (tabel 5.2).

Tabel 5.2.

Energier af nogle kemiske bindinger

Kemisk binding	Kommunikationsenergi,	Kemisk binding	Kommunikationsenergi,
		C – C

Mætning og retningsbestemmelse af kovalente bindinger

De vigtigste egenskaber ved en kovalent binding er dens mætning og retningsbestemthed. Mættelighed kan defineres som atomers evne til at danne et begrænset antal kovalente bindinger. Et carbonatom kan således kun danne fire kovalente bindinger, og et oxygenatom kan danne to. Det maksimale antal af almindelige kovalente bindinger, som et atom kan danne (eksklusive bindinger dannet af donor-acceptor-mekanismen) er lig med antallet af uparrede elektroner.

Kovalente bindinger har en rumlig orientering, da overlapningen af ​​orbitaler under dannelsen af ​​en enkeltbinding sker langs linjen, der forbinder atomkernerne. Det rumlige arrangement af elektronorbitaler af et molekyle bestemmer dets geometri. Vinklerne mellem kemiske bindinger kaldes bindingsvinkler.

Mætningen og retningsbestemtheden af ​​en kovalent binding adskiller denne binding fra en ionbinding, som i modsætning til en kovalent binding er umættet og ikke-retningsbestemt.

Rumlig struktur af H 2 O og NH 3 molekyler

Lad os overveje retningen af ​​en kovalent binding ved at bruge eksemplet med H 2 O og NH 3 molekyler.

H 2 O-molekylet er dannet af et oxygenatom og to hydrogenatomer. Iltatomet har to uparrede p-elektroner, som optager to orbitaler placeret vinkelret på hinanden. Hydrogenatomer har uparrede 1s-elektroner. Vinklen mellem bindingerne dannet af p-elektroner skal være tæt på vinklen mellem p-elektronernes orbitaler. Eksperimentelt viste det sig dog, at vinklen mellem O–H-bindingerne i et vandmolekyle er 104,50. Forøgelsen af ​​vinklen i forhold til vinklen på 90 o kan forklares med de frastødende kræfter, der virker mellem brintatomerne, Fig. 5.11. H 2 O-molekylet har således en vinkelform.

Tre uparrede p-elektroner af nitrogenatomet, hvis orbitaler er placeret i tre indbyrdes vinkelrette retninger, deltager i dannelsen af ​​NH3-molekylet. Derfor bør de tre N-H-bindinger placeres i vinkler i forhold til hinanden tæt på 90° (fig. 5.11). Den eksperimentelle værdi af vinklen mellem bindinger i NH3-molekylet er 107,3°. Forskellen mellem vinklerne mellem bindingerne og de teoretiske værdier skyldes, som i tilfældet med vandmolekylet, den gensidige frastødning af brintatomer. Derudover tager de præsenterede skemaer ikke højde for muligheden for deltagelse af to elektroner i 2s orbitaler i dannelsen af ​​kemiske bindinger.

Ris. 5.11. Overlapning af elektroniske orbitaler under dannelsen af ​​kemiske bindinger i H 2 O (a) og NH 3 (b) molekyler

Lad os overveje dannelsen af ​​BeC1 2-molekylet. Et berylliumatom i exciteret tilstand har to uparrede elektroner: 2s og 2p. Det kan antages, at berylliumatomet skal danne to bindinger: en binding dannet af s-elektronen og en binding dannet af p-elektronen. Disse bindinger skal have forskellige energier og forskellige længder. BeCl 2-molekylet i dette tilfælde bør ikke være lineært, men kantet. Erfaring viser dog, at BeCl 2-molekylet har en lineær struktur, og begge kemiske bindinger i det er ækvivalente. En lignende situation observeres, når man overvejer strukturen af ​​BCl 3- og CCl 4-molekylerne - alle bindinger i disse molekyler er ækvivalente. BC1 3-molekylet har en flad struktur, CC1 4 har en tetraedrisk struktur.

For at forklare strukturen af ​​molekyler som BeCl 2, BCl 3 og CCl 4, Pauling og Slater(USA) introducerede begrebet hybridisering af atomare orbitaler. De foreslog at erstatte flere atomare orbitaler, som ikke adskiller sig meget i deres energi, med det samme antal ækvivalente orbitaler, kaldet hybrider. Disse hybridorbitaler er sammensat af atomare orbitaler som et resultat af deres lineære kombination.

Ifølge L. Pauling er det muligt at ændre konfigurationen af ​​orbitaler, når kemiske bindinger dannes af et atom med elektroner af forskellige typer i ét lag og derfor ikke er meget forskellige i deres energi (f.eks. s og p). af forskellige typer, hvor deres tilpasning i form og energi forekommer . Som et resultat dannes hybridorbitaler, der har en asymmetrisk form og er stærkt forlængede på den ene side af kernen. Det er vigtigt at understrege, at hybridiseringsmodellen bruges, når elektroner af forskellige typer, for eksempel s og p, er involveret i dannelsen af ​​bindinger.

5.1.8.2. Forskellige typer af atomorbital hybridisering

sp hybridisering

Hybridisering af en s- og en R- orbitaler ( sp- hybridisering) realiseres for eksempel under dannelsen af ​​berylliumchlorid. Som vist ovenfor, i en exciteret tilstand, har et Be-atom to uparrede elektroner, hvoraf den ene optager 2s orbitalen, og den anden optager 2p orbitalen. Når der dannes en kemisk binding, omdannes disse to forskellige orbitaler til to identiske hybridorbitaler, rettet i en vinkel på 180° i forhold til hinanden (fig. 5.12). Det lineære arrangement af to hybridorbitaler svarer til deres minimale frastødning fra hinanden. Som et resultat har BeCl 2-molekylet en lineær struktur - alle tre atomer er placeret på samme linje.

Ris. 5.12. Diagram over elektronorbital overlap under dannelsen af ​​et BeCl 2 molekyle

Strukturen af ​​acetylenmolekylet; sigma- og pi-bindinger

Lad os overveje et diagram over overlapningen af ​​elektroniske orbitaler under dannelsen af ​​et acetylenmolekyle. I et acetylenmolekyle er hvert kulstofatom i en sp-hybrid tilstand. To sp-hybride orbitaler er placeret i en vinkel på 1800 i forhold til hinanden; de danner én σ-binding mellem carbonatomer og to σ-bindinger med hydrogenatomer (fig. 5.13).

Ris. 5.13. Skema for dannelse af s-bindinger i et acetylenmolekyle

En σ-binding er en binding dannet som et resultat af overlappende elektronorbitaler langs en linje, der forbinder atomkernerne.

Hvert kulstofatom i acetylenmolekylet indeholder yderligere to p-elektroner, som ikke deltager i dannelsen af ​​σ-bindinger. Disse elektroners elektronskyer er placeret i indbyrdes vinkelrette planer og overlapper hinanden og danner yderligere to π-bindinger mellem carbonatomer på grund af den laterale overlapning af ikke-hybrid R–skyer (fig. 5.14).

En π-binding er en kovalent kemisk binding dannet som et resultat af en stigning i elektrontæthed på hver side af linjen, der forbinder atomkernerne.

Ris. 5.14. Skema for dannelsen af ​​σ - og π - bindinger i acetylenmolekylet.

Der dannes således i acetylenmolekylet en tredobbelt binding mellem carbonatomerne, som består af én σ - binding og to π - bindinger; σ -bindinger er stærkere end π-bindinger.

sp2 hybridisering

Strukturen af ​​BCl 3 molekylet kan forklares vedr sp 2- hybridisering. Et boratom i exciteret tilstand på det ydre elektronlag indeholder en s-elektron og to p-elektroner, dvs. tre uparrede elektroner. Disse tre elektronskyer kan omdannes til tre ækvivalente hybridorbitaler. Den mindste frastødning af tre hybridorbitaler fra hinanden svarer til deres placering i samme plan i en vinkel på 120 o i forhold til hinanden (fig. 5.15). BCl 3-molekylet har således en flad form.

Ris. 5.15. Flad struktur af BCl 3 molekylet

sp 3 - hybridisering

Kulstofatomets valensorbitaler (s, р x, р y, р z) kan omdannes til fire ækvivalente hybridorbitaler, som er placeret i rummet i en vinkel på 109,5 o i forhold til hinanden og rettet mod tetraederens hjørner. , i hvis centrum er carbonatomets kerne (fig. 5.16).

Ris. 5.16. Tetraedrisk struktur af metanmolekylet

5.1.8.3. Hybridisering, der involverer enlige elektronpar

Hybridiseringsmodellen kan bruges til at forklare strukturen af ​​molekyler, der udover at binde, også indeholder enlige elektronpar. I vand- og ammoniakmolekyler er det samlede antal elektronpar i det centrale atom (O og N) fire. Samtidig har et vandmolekyle to, og et ammoniakmolekyle har ét ensomt elektronpar. Dannelsen af ​​kemiske bindinger i disse molekyler kan forklares ved at antage, at enlige elektronpar også kan fylde hybridorbitaler. Enlige elektronpar fylder meget mere i rummet end bindende. Som følge af den frastødning, der opstår mellem enlige og bindende elektronpar, falder bindingsvinklerne i vand- og ammoniakmolekyler, som viser sig at være mindre end 109,5 o.

Ris. 5.17. sp 3 - hybridisering, der involverer enlige elektronpar i H 2 O (A) og NH 3 (B) molekyler

5.1.8.4. Etablering af typen af ​​hybridisering og bestemmelse af strukturen af ​​molekyler

For at fastslå typen af ​​hybridisering, og følgelig strukturen af ​​molekyler, skal følgende regler anvendes.

1. Typen af ​​hybridisering af det centrale atom, som ikke indeholder enlige elektronpar, bestemmes af antallet af sigma-bindinger. Hvis der er to sådanne bindinger, sker der sp-hybridisering, tre - sp 2 -hybridisering, fire - sp 3 -hybridisering. Enlige elektronpar (i fravær af bindinger dannet af donor-acceptor-mekanismen) er fraværende i molekyler dannet af atomer af beryllium, bor, kulstof, silicium, dvs. i elementer af hovedundergrupperne II - IV grupper.

2. Hvis det centrale atom indeholder enlige elektronpar, så er antallet af hybridorbitaler og typen af ​​hybridisering bestemt af summen af ​​antallet af sigma-bindinger og antallet af enlige elektronpar. Hybridisering, der involverer enlige elektronpar, sker i molekyler dannet af atomer af nitrogen, fosfor, oxygen, svovl, dvs. elementer i hovedundergrupperne i gruppe V og VI.

3. Molekylernes geometriske form er bestemt af typen af ​​hybridisering af det centrale atom (tabel 5.3).

Tabel 5.3.

Bindingsvinkler, geometrisk form af molekyler afhængig af antallet af hybridorbitaler og typen af ​​hybridisering af det centrale atom

5.2. Ionisk binding

Ionbinding sker gennem elektrostatisk tiltrækning mellem modsat ladede ioner. Disse ioner dannes som et resultat af overførsel af elektroner fra et atom til et andet. En ionbinding dannes mellem atomer, der har store forskelle i elektronegativitet (normalt større end 1,7 på Pauling-skalaen), for eksempel mellem alkalimetal- og halogenatomer.

Lad os overveje forekomsten af ​​en ionbinding ved at bruge eksemplet på dannelsen af ​​NaCl. Fra de elektroniske formler for atomerne Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 og Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 er det klart, at for at fuldende det ydre niveau er det lettere for natriumatomet at afgive en elektron end at tilføje syv, og det er lettere for kloratomet at tilføje en, end at give syv væk. I kemiske reaktioner afgiver natriumatomet én elektron, og kloratomet optager den. Som et resultat omdannes de elektroniske skaller af natrium- og kloratomer til stabile elektroniske skaller af ædelgasser (den elektroniske konfiguration af natriumkationen er Na + 1s 2 2s 2 2p 6, og den elektroniske konfiguration af chloranionen Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Den elektrostatiske interaktion af ioner fører til dannelsen af ​​et NaCl-molekyle.

Grundlæggende karakteristika ved ionbindinger og egenskaber ved ionforbindelser

1. En ionbinding er en stærk kemisk binding. Energien af ​​denne binding er i størrelsesordenen 300 – 700 kJ/mol.

2. I modsætning til en kovalent binding er en ionbinding ikke-retningsbestemt, da en ion kan tiltrække ioner med det modsatte fortegn til sig selv i enhver retning.

3. I modsætning til en kovalent binding er en ionbinding umættet, da interaktionen af ​​ioner med modsat fortegn ikke fører til fuldstændig gensidig kompensation af deres kraftfelter.

4. Under dannelsen af ​​molekyler med en ionbinding sker fuldstændig overførsel af elektroner ikke, derfor eksisterer der ikke hundrede procent ionbindinger i naturen. I NaCl-molekylet er den kemiske binding kun 80 % ionisk.

5. Forbindelser med ionbindinger er krystallinske faste stoffer, der har høje smelte- og kogepunkter.

6. De fleste ioniske forbindelser er opløselige i vand. Opløsninger og smelter af ioniske forbindelser leder elektrisk strøm.

5.3. Metalforbindelse

Metalatomer på det ydre energiniveau indeholder et lille antal valenselektroner. Da ioniseringsenergien af ​​metalatomer er lav, tilbageholdes valenselektroner svagt i disse atomer. Som et resultat opstår positivt ladede ioner og frie elektroner i krystalgitteret af metaller. I dette tilfælde er metalkationer placeret i noderne af deres krystalgitter, og elektroner bevæger sig frit i feltet af positive centre, der danner den såkaldte "elektrongas". Tilstedeværelsen af ​​en negativt ladet elektron mellem to kationer får hver kation til at interagere med denne elektron. Metallisk binding er således bindingen mellem positive ioner i metalkrystaller, som opstår gennem tiltrækning af elektroner, der bevæger sig frit gennem krystallen.

Da valenselektronerne i et metal er jævnt fordelt i hele krystallen, er en metallisk binding, ligesom en ionbinding, en ikke-retningsbestemt binding. I modsætning til en kovalent binding er en metallisk binding en umættet binding. Fra kovalent binding metalforbindelse Det adskiller sig også i holdbarhed. Energien af ​​en metallisk binding er cirka tre til fire gange mindre end energien af ​​en kovalent binding.

På grund af elektrongassens høje mobilitet er metaller karakteriseret ved høj elektrisk og termisk ledningsevne.

5.4. Hydrogenbinding

I molekylerne af forbindelserne HF, H 2 O, NH 3 er der hydrogenbindinger med et stærkt elektronegativt grundstof (H–F, H–O, H–N). Mellem molekylerne af sådanne forbindelser kan dannes intermolekylære hydrogenbindinger. I nogle organiske molekyler, der indeholder H–O, H–N-bindinger, intramolekylære hydrogenbindinger.

Mekanismen for hydrogenbindingsdannelse er dels elektrostatisk, dels donor-acceptor i naturen. I dette tilfælde er elektronpardonoren et atom af et stærkt elektronegativt element (F, O, N), og acceptoren er hydrogenatomerne forbundet med disse atomer. Ligesom kovalente bindinger er hydrogenbindinger karakteriseret ved fokus i rummet og mætning.

Hydrogenbindinger er normalt betegnet med prikker: H ··· F. Jo stærkere hydrogenbindingen er, jo større er partneratomets elektronegativitet og jo mindre størrelse. Det er primært karakteristisk for fluorforbindelser, såvel som oxygen, i mindre grad nitrogen og i endnu mindre grad klor og svovl. Hydrogenbindingens energi ændrer sig også tilsvarende (tabel 5.4).

Tabel 5.4.

Gennemsnitlige værdier af hydrogenbindingsenergier

Intermolekylær og intramolekylær hydrogenbinding

Takket være hydrogenbindinger kombineres molekyler til dimerer og mere komplekse associerede forbindelser. For eksempel kan dannelsen af ​​en myresyredimer repræsenteres ved følgende diagram (fig. 5.18).

Ris. 5.18. Dannelse af intermolekylære hydrogenbindinger i myresyre

Lange kæder af (H 2 O) n-associater kan forekomme i vand (fig. 5.19).

Ris. 5.19. Dannelse af en kæde af associerede forbindelser i flydende vand på grund af intermolekylære hydrogenbindinger

Hvert H2O-molekyle kan danne fire hydrogenbindinger, men et HF-molekyle kan kun danne to.

Hydrogenbindinger kan forekomme både mellem forskellige molekyler (intermolekylær hydrogenbinding) og inden for et molekyle (intramolekylær hydrogenbinding). Eksempler på dannelsen af ​​intramolekylære bindinger for nogle organiske stoffer er vist i fig. 5,20.

Ris. 5,20. Dannelse af intramolekylære hydrogenbindinger i molekyler af forskellige organiske forbindelser

Hydrogenbindings indflydelse på stoffers egenskaber

Den mest bekvemme indikator for eksistensen af ​​intermolekylære hydrogenbindinger er et stofs kogepunkt. Vandets højere kogepunkt (100 o C sammenlignet med brintforbindelser af grundstoffer i oxygenundergruppen (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) forklares ved tilstedeværelsen af ​​hydrogenbindinger: der skal bruges yderligere energi på at ødelægge intermolekylære hydrogenbindinger i vand.

Hydrogenbinding kan i væsentlig grad påvirke stoffers struktur og egenskaber. Eksistensen af ​​intermolekylære hydrogenbindinger øger stoffernes smelte- og kogepunkter. Tilstedeværelsen af ​​en intramolekylær hydrogenbinding får deoxyribonukleinsyre (DNA) molekylet til at blive foldet til en dobbelt helix i vand.

Hydrogenbinding spiller også en vigtig rolle i opløsningsprocesser, da opløselighed også afhænger af en forbindelses evne til at danne hydrogenbindinger med opløsningsmidlet. Som følge heraf er stoffer indeholdende OH-grupper som sukker, glucose, alkoholer og carboxylsyrer som regel meget opløselige i vand.

5.5. Typer af krystalgitre

Faste stoffer har normalt en krystallinsk struktur. Partiklerne, der udgør krystaller (atomer, ioner eller molekyler), er placeret på strengt definerede punkter i rummet og danner et krystalgitter. Krystalgitteret består af elementære celler, der bevarer de strukturelle træk, der er karakteristiske for et givet gitter. De punkter, hvor partikler er placeret, kaldes krystalgitter noder. Afhængigt af typen af ​​partikler, der er placeret på gitterstederne og arten af ​​forbindelsen mellem dem, skelnes 4 typer krystalgitre.

5.5.1. Atomisk krystalgitter

Ved knuderne af atomare krystalgitre er der atomer forbundet med hinanden ved kovalente bindinger. Stoffer, der har et atomgitter, omfatter diamant, silicium, karbider, silicider osv. I strukturen af ​​en atomisk krystal er det umuligt at isolere individuelle molekyler; hele krystallen betragtes som et kæmpe molekyle. Strukturen af ​​diamant er vist i fig. 5.21. Diamant består af kulstofatomer, som hver er bundet til fire naboatomer. På grund af det faktum, at kovalente bindinger er stærke, er alle stoffer med atomgitter ildfaste, hårde og lavtflygtige. De er lidt opløselige i vand.

Ris. 5.21. Diamant krystal gitter

5.5.2. Molekylært krystalgitter

Ved knuderne af molekylære krystalgitre er der molekyler forbundet med hinanden af ​​svage intermolekylære kræfter. Derfor har stoffer med et molekylært gitter lav hårdhed, de er smeltelige, karakteriseret ved betydelig flygtighed, er lidt opløselige i vand, og deres opløsninger leder som regel ikke elektrisk strøm. Der kendes en masse stoffer med et molekylært krystalgitter. Det er fast brint, klor, kulilte (IV) og andre stoffer, der er i gasform ved almindelige temperaturer. De fleste krystallinske organiske forbindelser har et molekylært gitter.

5.5.3. Ionisk krystalgitter

Krystalgitter, der indeholder ioner ved deres knudepunkter, kaldes ionisk. De er dannet af stoffer med ionbindinger, for eksempel alkalimetalhalogenider. I ioniske krystaller kan individuelle molekyler ikke skelnes; hele krystallen kan betragtes som et makromolekyle. Bindingerne mellem ioner er stærke, derfor har stoffer med et ionisk gitter lav flygtighed og høje smelte- og kogepunkter. Krystalgitteret af natriumchlorid er vist i fig. 5,22.

Ris. 5,22. Krystalgitter af natriumchlorid

I denne figur er de lyse kugler Na + ioner, de mørke kugler er Cl – ioner. Til venstre i fig. Figur 5.22 viser enhedscellen af ​​NaCl.

5.5.4. Metal krystal gitter

Metaller i fast tilstand danner metalliske krystalgitre. Stederne for sådanne gitter indeholder positive metalioner, og valenselektroner bevæger sig frit mellem dem. Elektronerne tiltrækker elektrostatisk kationer og bibringer derved stabilitet til metalgitteret. Denne gitterstruktur bestemmer den høje termiske ledningsevne, elektriske ledningsevne og plasticitet af metaller - under mekanisk deformation er der ingen brydning af bindinger og ødelæggelse af krystallen, da ionerne, der udgør den, ser ud til at svæve i en sky af elektrongas. I fig. Figur 5.23 viser natriumkrystalgitteret.

Ris. 5,23. Natrium krystal gitter

Foredrag for lærere

En kemisk binding (herefter benævnt en binding) kan defineres som vekselvirkningen mellem to eller flere atomer, som et resultat af hvilket et kemisk stabilt polyatomisk mikrosystem (molekyle, krystal, kompleks osv.) dannes.

Læren om binding indtager en central plads i moderne kemi, eftersom kemien som sådan begynder, hvor det isolerede atom slutter, og molekylet begynder. I det væsentlige bestemmes alle egenskaber ved stoffer af egenskaberne af bindingerne i dem. Hovedforskellen mellem en kemisk binding og andre typer interaktioner mellem atomer er, at dens dannelse bestemmes af en ændring i elektronernes tilstand i molekylet sammenlignet med de oprindelige atomer.

Kommunikationsteori skal give svar på en række spørgsmål. Hvorfor dannes molekyler? Hvorfor interagerer nogle atomer, mens andre ikke gør det? Hvorfor kombinerer atomer i bestemte forhold? Hvorfor er atomer arrangeret på en bestemt måde i rummet? Og endelig er det nødvendigt at beregne bindingsenergien, dens længde og andre kvantitative egenskaber. Korrespondancen mellem teoretiske begreber og eksperimentelle data bør betragtes som et kriterium for teoriens sandhed.

Der er to hovedmetoder til at beskrive kommunikation, som giver dig mulighed for at besvare de stillede spørgsmål. Disse er metoderne til valensbindinger (BC) og molekylære orbitaler (MO). Den første er mere visuel og enkel. Den anden er mere streng og universel. Grundet større klarhed vil fokus her være på BC-metoden.

Kvantemekanikken giver os mulighed for at beskrive forbindelsen ud fra de mest generelle love. Selvom der er fem typer bindinger (kovalente, ioniske, metalliske, hydrogen- og intermolekylære interaktionsbindinger), er bindingen ensartet af natur, og forskellene mellem dens typer er relative. Essensen af ​​kommunikation er i Coulomb-interaktion, i modsætningernes enhed - tiltrækning og frastødning. Opdelingen af ​​kommunikation i typer og forskellen i metoder til at beskrive den indikerer ikke kommunikationens mangfoldighed, men snarere manglen på viden om det på det nuværende udviklingsstadium af videnskab.

Dette foredrag vil dække emner som kemisk bindingsenergi, den kvantemekaniske model for kovalente bindinger, udvekslings- og donor-acceptormekanismer for kovalent bindingsdannelse, atomic excitation, bindingsmultiplicitet, hybridisering af atomare orbitaler, elektronegativitet af elementer og kovalent bindings polaritet, koncept af den molekylære orbitale metode, kemisk binding i krystaller.

Kemisk bindingsenergi

Ifølge princippet om mindst energi skal den indre energi i et molekyle falde i forhold til summen af ​​de indre energier i de atomer, der danner det. Den indre energi af et molekyle inkluderer summen af ​​interaktionsenergierne for hver elektron med hver kerne, hver elektron med hinanden elektron og hver kerne med hinanden kerne. Tiltrækning skal sejre over frastødning.

Den vigtigste egenskab ved en binding er energi, som bestemmer dens styrke. Et mål for styrken af ​​en binding kan både være mængden af ​​energi brugt på at bryde den (bindingsdissociationsenergi) og den værdi, der, når den summeres over alle bindinger, giver energien til dannelse af et molekyle fra elementære atomer. Energien ved at bryde et bånd er altid positiv. Energien ved bindingsdannelse er den samme i størrelsesorden, men har et negativt fortegn.

For et diatomisk molekyle er bindingsenergien numerisk lig energien for dissociation af molekylet til atomer og energien til dannelse af molekylet fra atomer. For eksempel er bindingsenergien i et HBr-molekyle lig med mængden af ​​energi, der frigives i processen H + Br = HBr. Det er indlysende, at bindingsenergien af ​​HBr er større end mængden af ​​energi, der frigives under dannelsen af ​​HBr fra gasformigt molekylært brint og flydende brom:

1/2Н 2 (g.) + 1/2Вr 2 (l.) = НBr (g.),

på energiværdien af ​​fordampning af 1/2 mol Br 2 og på energiværdien af ​​nedbrydning af 1/2 mol H 2 og 1/2 mol Br 2 til frie atomer.

Kvantemekanisk model for kovalent binding ved hjælp af valensbindingsmetoden ved hjælp af eksemplet på et brintmolekyle

I 1927 blev Schrödinger-ligningen løst for brintmolekylet af de tyske fysikere W. Heitler og F. London. Dette var det første vellykkede forsøg på at anvende kvantemekanik til at løse kommunikationsproblemer. Deres arbejde lagde grundlaget for metoden med valensbindinger eller valensskemaer (VS).

Beregningsresultaterne kan præsenteres grafisk i form af afhængigheder af interaktionskræfterne mellem atomer (fig. 1, a) og systemets energi (fig. 1, b) af afstanden mellem kernerne af brintatomer. Vi vil placere kernen af ​​et af brintatomerne ved oprindelsen af ​​koordinaterne, og kernen af ​​det andet vil blive bragt tættere på kernen af ​​det første brintatom langs abscisseaksen. Hvis elektronspindene er antiparallelle, vil tiltrækningskræfterne (se fig. 1, a, kurve I) og frastødende kræfter (kurve II) stige. Resultanten af ​​disse kræfter er repræsenteret ved kurve III. Først dominerer tiltrækningskræfterne, derefter frastødningskræfterne. Når afstanden mellem kernerne bliver lig med r 0 = 0,074 nm, balanceres tiltrækningskraften af ​​frastødende kraft. Kraftbalancen svarer til systemets minimumsenergi (se fig. 1, b, kurve IV) og derfor den mest stabile tilstand. Dybden af ​​den "potentielle brønd" repræsenterer bindingsenergien E 0 H-H i H 2-molekylet ved det absolutte nul. Det er 458 kJ/mol. Ved virkelige temperaturer kræver bindingsbrud dog lidt mindre energi E H–H, hvilket ved 298 K (25 ° C) er lig med 435 kJ/mol. Forskellen mellem disse energier i H2-molekylet er energien fra vibrationer af brintatomer (E coll = E 0 H–H – E H–H = 458 – 435 = 23 kJ/mol).

Ris. 1. Afhængighed af vekselvirkningskræfterne mellem atomer (a) og systemets energi (b)
på afstanden mellem kernerne af atomer i H 2 molekylet

Når to brintatomer indeholdende elektroner med parallelle spins nærmer sig hinanden, øges systemets energi konstant (se fig. 1, b, kurve V), og der dannes ikke en binding.

Den kvantemekaniske beregning gav således en kvantitativ forklaring på sammenhængen. Hvis et elektronpar har modsatte spins, bevæger elektronerne sig i feltet af begge kerner. Mellem kernerne opstår der et område med en høj tæthed af elektronsky - en overskydende negativ ladning, der tiltrækker positivt ladede kerner. Fra den kvantemekaniske beregning følger de bestemmelser, der er grundlaget for VS-metoden:

1. Årsagen til forbindelsen er den elektrostatiske vekselvirkning mellem kerner og elektroner.
2. Bindingen dannes af et elektronpar med antiparallelle spins.
3. Bindingsmætning skyldes dannelsen af ​​elektronpar.
4. Styrken af ​​forbindelsen er proportional med graden af ​​overlapning af elektronskyerne.
5. Forbindelsens retningsbestemmelse skyldes overlapningen af ​​elektronskyer i området med maksimal elektrontæthed.

Udvekslingsmekanisme for kovalent bindingsdannelse ved hjælp af BC-metoden. Retningsbestemthed og mætning af kovalente bindinger

Et af de vigtigste begreber i BC-metoden er valens. Den numeriske værdi af valens i BC-metoden er bestemt af antallet af kovalente bindinger, som et atom danner med andre atomer.

Den mekanisme, der overvejes for H2-molekylet til dannelse af en binding af et elektronpar med antiparallelle spins, som tilhørte forskellige atomer før dannelsen af ​​bindingen, kaldes udveksling. Hvis kun udvekslingsmekanismen tages i betragtning, bestemmes et atoms valens af antallet af dets uparrede elektroner.

For molekyler mere komplekse end H2 forbliver beregningsprincipperne uændrede. Dannelsen af ​​en binding er forårsaget af vekselvirkningen af ​​et elektronpar med modsatte spin, men med bølgefunktioner af samme fortegn, som summeres. Resultatet af dette er en stigning i elektrontætheden i området med overlappende elektronskyer og sammentrækning af kerner. Lad os se på eksempler.

I fluormolekylet er F2-bindingen dannet af 2p orbitaler af fluoratomer:

Den højeste tæthed af elektronskyen er nær 2p orbitalen i retning af symmetriaksen. Hvis de uparrede elektroner af fluoratomer er i 2p x orbitaler, sker bindingen i retning af x-aksen (fig. 2). 2p y og 2p z orbitaler indeholder enlige elektronpar, der ikke er involveret i dannelsen af ​​bindinger (skraveret i fig. 2). I det følgende vil vi ikke afbilde sådanne orbitaler.

Ris. 2. Dannelse af F 2 molekylet

I hydrogenfluoridmolekylet HF dannes bindingen af ​​brintatomets 1s orbital og 2p x orbitalen af ​​fluoratomet:

Retningen af ​​bindingen i dette molekyle bestemmes af orienteringen af ​​fluoratomets 2px orbital (fig. 3). Overlapningen sker i retning af x-symmetriaksen. Enhver anden overlapningsmulighed er energimæssigt mindre gunstig.

Ris. 3. Dannelse af HF-molekylet

Mere komplekse d- og f-orbitaler er også karakteriseret ved retningerne af maksimal elektrontæthed langs deres symmetriakser.

Således er retningsbestemthed en af ​​hovedegenskaberne ved en kovalent binding.

Retningen af ​​bindingen er godt illustreret af eksemplet med hydrogensulfidmolekylet H 2 S:

Da symmetriakserne for svovlatomets valens 3p orbitaler er indbyrdes vinkelrette, bør det forventes, at H 2 S molekylet skal have en hjørnestruktur med en vinkel mellem S–H bindingerne på 90° (fig. 4). Faktisk er vinklen tæt på den beregnede og er lig med 92°.

Ris. 4. Dannelse af H2S-molekylet

Det er klart, at antallet af kovalente bindinger ikke kan overstige antallet af elektronpar, der danner bindingerne. Mætning som egenskab ved en kovalent binding betyder dog også, at hvis et atom har et vist antal uparrede elektroner, så skal de alle deltage i dannelsen af ​​kovalente bindinger.

Denne egenskab forklares af princippet om mindst energi. Med hver yderligere binding, der dannes, frigives yderligere energi. Derfor er alle valensmuligheder fuldt ud realiseret.

Faktisk er det stabile molekyle H 2 S, ikke HS, hvor der er en urealiseret binding (den uparrede elektron er betegnet med en prik). Partikler, der indeholder uparrede elektroner, kaldes frie radikaler. De er ekstremt reaktive og reagerer for at danne forbindelser, der indeholder mættede bindinger.

Excitation af atomer

Lad os overveje valensmulighederne i henhold til udvekslingsmekanismen for nogle elementer i 2. og 3. perioder i det periodiske system.

Berylliumatomet på det ydre kvanteniveau indeholder to parrede 2s elektroner. Der er ingen uparrede elektroner, så beryllium skal have nul valens. Men i forbindelser er det divalent. Dette kan forklares ved excitationen af ​​atomet, som består i overgangen af ​​en af ​​de to 2s elektroner til 2p underniveauet:

I dette tilfælde forbruges excitationsenergi E*, svarende til forskellen mellem energierne af 2p- og 2s-underniveauerne.

Når et boratom exciteres, stiger dets valens fra 1 til 3:

og carbonatomet har fra 2 til 4:

Ved første øjekast kan det se ud til, at excitation er i modstrid med princippet om mindst energi. Men som følge af excitation opstår der nye, yderligere forbindelser, på grund af hvilke energi frigives. Hvis denne yderligere frigivne energi er større end den, der bruges på excitation, er princippet om mindste energi i sidste ende opfyldt. For eksempel i et CH4-metanmolekyle er den gennemsnitlige C-H-bindingsenergi 413 kJ/mol. Energiforbruget til excitation er E* = 402 kJ/mol. Energigevinsten som følge af dannelsen af ​​to yderligere bindinger vil være:

D E = E yderligere lys – E* = 2.413 – 402 = 424 kJ/mol.

Hvis princippet om mindste energi ikke overholdes, dvs. E add.st.< Е*, то возбуждение не происходит. Так, энергетически невыгодным оказывается возбуждение атомов элементов 2-го периода за счет перехода электронов со второго на третий квантовый уровень.

For eksempel er oxygen kun divalent af denne grund. Imidlertid har den elektroniske analog af oxygen - svovl - større valensegenskaber, da det tredje kvanteniveau har et 3d subniveau, og energiforskellen mellem 3s, 3p og 3d subniveauerne er uforlignelig mindre end mellem det andet og tredje kvanteniveau af oxygen atom:

Af samme grund udviser grundstofferne i den 3. periode - fosfor og klor - variabel valens, i modsætning til deres elektroniske analoger i den 2. periode - nitrogen og fluor. Excitation til det tilsvarende underniveau kan forklare dannelsen af ​​kemiske forbindelser af gruppe VIIIa-elementer i den 3. og efterfølgende perioder. Der blev ikke fundet kemiske forbindelser i helium og neon (1. og 2. periode), som har et afsluttet eksternt kvanteniveau, og de er de eneste virkelig inerte gasser.

Donor-acceptor mekanisme for kovalent bindingsdannelse

Et elektronpar med antiparallelle spin, der danner en binding, kan opnås ikke kun ved udvekslingsmekanismen, som involverer deltagelse af elektroner fra begge atomer, men også ved en anden mekanisme, kaldet donor-acceptor: et atom (donor) giver et ensomt par af elektroner til dannelsen af ​​bindingen, og den anden (acceptor) – ledig kvantecelle:

Resultatet for begge mekanismer er det samme. Ofte kan bindingsdannelse forklares af begge mekanismer. For eksempel kan et HF-molekyle opnås ikke kun i gasfasen fra atomer ifølge udvekslingsmekanismen, som vist ovenfor (se fig. 3), men også i en vandig opløsning fra H+ og F – ioner ifølge donor -acceptor mekanisme:

Der er ingen tvivl om, at molekyler produceret af forskellige mekanismer ikke kan skelnes; forbindelser er fuldstændig ensartede. Derfor er det mere korrekt ikke at skelne donor-acceptor-interaktionen som en speciel type binding, men kun at betragte den som en særlig mekanisme til dannelsen af ​​en kovalent binding.

Når de ønsker at understrege mekanismen for bindingsdannelse præcist i henhold til donor-acceptor-mekanismen, er det angivet i strukturformler med en pil fra donor til acceptor (D® EN). I andre tilfælde er en sådan forbindelse ikke isoleret og er angivet med en bindestreg, som i udvekslingsmekanismen: D–A.

Bindinger i ammoniumionen dannet ved reaktionen: NH 3 + H + = NH 4 +,

er udtrykt ved følgende skema:

Strukturformlen for NH 4 + kan repræsenteres som

.

Den anden form for notation er at foretrække, da den afspejler den eksperimentelt etablerede ækvivalens af alle fire forbindelser.

Dannelsen af ​​en kemisk binding af donor-acceptor-mekanismen udvider atomernes valensevne: valens bestemmes ikke kun af antallet af uparrede elektroner, men også af antallet af ensomme elektronpar og ledige kvanteceller involveret i dannelsen af ​​bindinger . Så i det givne eksempel er valensen af ​​nitrogen fire.

Donor-acceptor-mekanismen er med succes brugt til at beskrive bindingen i komplekse forbindelser ved hjælp af BC-metoden.

Mangfoldighed af kommunikation. s- og p -Forbindelser

Forbindelsen mellem to atomer kan udføres ikke kun af en, men også af flere elektronpar. Det er antallet af disse elektronpar, der bestemmer multipliciteten i BC-metoden - en af ​​egenskaberne ved en kovalent binding. For eksempel i ethanmolekylet C 2 H 6 er bindingen mellem carbonatomerne enkelt (enkelt), i ethylenmolekylet C 2 H 4 er det dobbelt, og i acetylen molekylet C 2 H 2 er det tredobbelt. Nogle karakteristika for disse molekyler er angivet i tabellen. 1.

tabel 1

Ændringer i bindingsparametre mellem C-atomer afhængigt af dets mangfoldighed

Når bindingsmultiplicitet stiger, som man kunne forvente, falder dens længde. Bindingsmangfoldigheden øges diskret, det vil sige et helt antal gange, derfor, hvis alle bindinger var ens, ville energien også stige med et tilsvarende antal gange. Men som det fremgår af tabel. 1, stiger bindingsenergien mindre hurtigt end multipliciteten. Følgelig er forbindelserne ulige. Dette kan forklares med forskelle i de geometriske måder, hvorpå orbitalerne overlapper hinanden. Lad os se på disse forskelle.

En binding dannet af overlappende elektronskyer langs en akse, der går gennem atomkerner, kaldes s-binding.

Hvis s-orbital er involveret i bindingen, så kun s - forbindelse (fig. 5, a, b, c). Det er her den har fået sit navn, da det græske bogstav s er synonymt med det latinske s.

Når p-orbitaler (fig. 5, b, d, e) og d-orbitaler (fig. 5, c, e, f) deltager i dannelsen af ​​en binding, sker der s-type overlap i retning af den højeste tæthed af elektronskyer, som er den mest energimæssigt gunstige. Derfor, når der dannes en forbindelse, implementeres denne metode altid først. Derfor, hvis forbindelsen er enkelt, så er dette obligatorisk s - forbindelse, hvis flere, så er en af ​​forbindelserne bestemt s-forbindelse.

Ris. 5. Eksempler på s-obligationer

Men ud fra geometriske overvejelser er det klart, at mellem to atomer kan der kun være ét s -forbindelse. I multiple bindinger skal den anden og tredje binding dannes ved en anden geometrisk metode til overlappende elektronskyer.

Bindingen dannet ved overlapning af elektronskyer på hver side af en akse, der går gennem atomkerner, kaldes p-binding. Eksempler s - forbindelser er vist i fig. 6. En sådan overlapning er energimæssigt mindre gunstig end s -type. Det udføres af de perifere dele af elektronskyer med lavere elektrontæthed. Forøgelse af forbindelsens mangfoldighed betyder dannelsen s -bindinger, der har lavere energi i forhold til s - kommunikation. Dette er årsagen til den ikke-lineære stigning i bindingsenergi i sammenligning med stigningen i multiplicitet.

Ris. 6. Eksempler på p-bindinger

Lad os overveje dannelsen af ​​bindinger i N 2 molekylet. Som det er kendt, er molekylært nitrogen kemisk meget inert. Årsagen til dette er dannelsen af ​​en meget stærk NєN tripelbinding:

Et diagram over overlapningen af ​​elektronskyer er vist i fig. 7. En af bindingerne (2рх–2рх) dannes ifølge s-typen. De to andre (2рz–2рz, 2рy–2рy) er p-type. For ikke at rode i figuren vises billedet af overlapningen af ​​2py-skyer separat (fig. 7, b). For at få det generelle billede, fig. 7, a og 7, b bør kombineres.

Ved første øjekast kan det se ud som s -binding, der begrænser tilgangen af ​​atomer, tillader ikke orbitalerne at overlappe hinanden s -type. Billedet af orbitalen omfatter dog kun en vis brøkdel (90%) af elektronskyen. Overlapningen sker med et perifert område placeret uden for et sådant billede. Hvis vi forestiller os orbitaler, der omfatter en stor brøkdel af elektronskyen (f.eks. 95%), så bliver deres overlap tydeligt (se stiplede linjer i fig. 7, a).

Ris. 7. Dannelse af N2-molekylet

Fortsættes

V.I. Elfimov,
professor i Moskva
Statens åbne universitet