Emner for Unified State Examination codifier: Kovalent kemisk binding, dens varianter og dannelsesmekanismer. Karakteristika for kovalente bindinger (polaritet og bindingsenergi). Ionisk binding. Metalforbindelse. Hydrogenbinding

Intramolekylære kemiske bindinger

Lad os først se på de bindinger, der opstår mellem partikler i molekyler. Sådanne forbindelser kaldes intramolekylært.

Kemisk binding mellem atomer af kemiske grundstoffer har en elektrostatisk karakter og dannes pga interaktion af eksterne (valens) elektroner, i mere eller mindre grad holdes af positivt ladede kerner bundne atomer.

Nøglekonceptet her er ELEKTRONEGATIVITET. Det er denne, der bestemmer typen af ​​kemisk binding mellem atomer og egenskaberne af denne binding.

er et atoms evne til at tiltrække (holde) ydre(valens) elektroner. Elektronegativitet bestemmes af graden af ​​tiltrækning af ydre elektroner til kernen og afhænger primært af atomets radius og ladningen af ​​kernen.

Elektronegativitet er vanskelig at fastslå entydigt. L. Pauling udarbejdede en tabel over relative elektronegativiteter (baseret på diatomiske molekylers bindingsenergier). Det mest elektronegative element er fluor med mening 4 .

Det er vigtigt at bemærke, at du i forskellige kilder kan finde forskellige skalaer og tabeller over elektronegativitetsværdier. Dette bør ikke være bekymret, da dannelsen af ​​en kemisk binding spiller en rolle atomer, og det er omtrent det samme i ethvert system.

Hvis et af atomerne i den kemiske binding A:B tiltrækker elektroner stærkere, så bevæger elektronparret sig mod det. Jo flere elektronegativitetsforskel atomer, jo mere skifter elektronparret.

Hvis elektronegativiteterne af interagerende atomer er ens eller omtrent ens: EO(A)≈EO(B), så skifter det fælles elektronpar ikke til nogen af ​​atomerne: A: B. Denne forbindelse kaldes kovalent upolær.

Hvis elektronegativiteterne af de interagerende atomer er forskellige, men ikke meget (forskellen i elektronegativitet er ca. fra 0,4 til 2: 0,4<ΔЭО<2 ), så forskydes elektronparret til et af atomerne. Denne forbindelse kaldes kovalent polær .

Hvis elektronegativiteterne af interagerende atomer adskiller sig væsentligt (forskellen i elektronegativitet er større end 2: ΔEO>2), så overføres en af ​​elektronerne næsten fuldstændigt til et andet atom, med dannelsen ioner. Denne forbindelse kaldes ionisk.

Grundlæggende typer af kemiske bindinger − kovalent, ionisk Og metal kommunikation. Lad os se nærmere på dem.

Kovalent kemisk binding

Kovalent binding – det er en kemisk binding , dannet pga dannelse af et fælles elektronpar A:B . Desuden to atomer overlap atomare orbitaler. En kovalent binding dannes ved interaktion mellem atomer med en lille forskel i elektronegativitet (normalt mellem to ikke-metaller) eller atomer af et grundstof.

Grundlæggende egenskaber ved kovalente bindinger

• fokus,
• mætning,
• polaritet,
• polariserbarhed.

Disse bindingsegenskaber påvirker stoffernes kemiske og fysiske egenskaber.

Kommunikationsretning karakteriserer den kemiske struktur og form af stoffer. Vinklerne mellem to bindinger kaldes bindingsvinkler. For eksempel er bindingsvinklen H-O-H i et vandmolekyle 104,45 o, derfor er vandmolekylet polært, og i et metanmolekyle er bindingsvinklen H-C-H 108 o 28′.

Mættelighed er atomers evne til at danne et begrænset antal kovalente kemiske bindinger. Antallet af bindinger et atom kan danne kaldes.

Polaritet binding opstår på grund af den ujævne fordeling af elektrontæthed mellem to atomer med forskellig elektronegativitet. Kovalente bindinger er opdelt i polære og upolære.

Polariserbarhed forbindelser er bindingselektroners evne til at skifte under påvirkning af et eksternt elektrisk felt(især det elektriske felt af en anden partikel). Polariserbarheden afhænger af elektronmobilitet. Jo længere elektronen er fra kernen, jo mere mobil er den, og derfor er molekylet mere polariserbart.

Kovalent upolær kemisk binding

Der er 2 typer kovalent binding - POLAR Og IKKE-POLAR .

Eksempel . Lad os overveje strukturen af ​​brintmolekylet H2. Hvert brintatom i sit ydre energiniveau bærer 1 uparret elektron. For at vise et atom bruger vi Lewis-strukturen - dette er et diagram over strukturen af ​​et atoms ydre energiniveau, når elektroner er angivet med prikker. Lewis-punktstrukturmodeller er ganske nyttige, når du arbejder med elementer fra den anden periode.

H. + . H = H:H

Et brintmolekyle har således et delt elektronpar og en H-H kemisk binding. Dette elektronpar skifter ikke til nogen af ​​brintatomerne, pga Hydrogenatomer har samme elektronegativitet. Denne forbindelse kaldes kovalent upolær .

Kovalent upolær (symmetrisk) binding er en kovalent binding dannet af atomer med samme elektronegativitet (normalt de samme ikke-metaller) og derfor med en ensartet fordeling af elektrontæthed mellem atomkernerne.

Dipolmomentet for ikke-polære bindinger er 0.

Eksempler: H2 (H-H), O2 (O=O), S 8.

Kovalent polær kemisk binding

Kovalent polær binding er en kovalent binding, der opstår mellem atomer med forskellig elektronegativitet (som regel, forskellige ikke-metaller) og er karakteriseret forskydning delt elektronpar til et mere elektronegativt atom (polarisering).

Elektrontætheden forskydes til det mere elektronegative atom - derfor vises en delvis negativ ladning (δ-) på det, og en delvis positiv ladning (δ+, delta +) vises på det mindre elektronegative atom.

Jo større forskellen er i atomers elektronegativitet, jo højere polaritet forbindelser og mere dipolmoment . Yderligere tiltrækkende kræfter virker mellem nabomolekyler og ladninger med modsat fortegn, hvilket øges styrke kommunikation.

Bindingspolaritet påvirker forbindelsernes fysiske og kemiske egenskaber. Reaktionsmekanismerne og endda reaktiviteten af ​​nabobindinger afhænger af bindingens polaritet. Forbindelsens polaritet bestemmer ofte molekylets polaritet og dermed direkte påvirker sådanne fysiske egenskaber som kogepunkt og smeltepunkt, opløselighed i polære opløsningsmidler.

Eksempler: HCl, CO 2, NH 3.

Mekanismer for dannelse af kovalente bindinger

Kovalente kemiske bindinger kan opstå ved 2 mekanismer:

1. Udvekslingsmekanisme dannelsen af ​​en kovalent kemisk binding er, når hver partikel giver en uparret elektron til at danne et fælles elektronpar:

EN . + . B= A:B

2. Kovalent bindingsdannelse er en mekanisme, hvor en af ​​partiklerne giver et ensomt elektronpar, og den anden partikel giver en ledig orbital for dette elektronpar:

EN: + B= A:B

I dette tilfælde giver et af atomerne et ensomt elektronpar ( donor), og det andet atom giver en ledig orbital for det par ( acceptor). Som følge af dannelsen af ​​begge bindinger falder elektronernes energi, dvs. dette er gavnligt for atomerne.

En kovalent binding dannet af en donor-acceptor-mekanisme er ikke anderledes i egenskaber fra andre kovalente bindinger dannet af udvekslingsmekanismen. Dannelsen af ​​en kovalent binding af donor-acceptor-mekanismen er typisk for atomer enten med et stort antal elektroner på det eksterne energiniveau (elektrondonorer), eller omvendt med et meget lille antal elektroner (elektronacceptorer). Atomers valensevner diskuteres mere detaljeret i det tilsvarende afsnit.

En kovalent binding dannes af en donor-acceptor-mekanisme:

- i et molekyle kulilte CO(bindingen i molekylet er tredobbelt, 2 bindinger dannes af udvekslingsmekanismen, en af ​​donor-acceptor-mekanismen): C≡O;

- V ammoniumion NH4+, i ioner organiske aminer f.eks. i methylammoniumionen CH3-NH2+;

- V komplekse forbindelser en kemisk binding mellem det centrale atom og ligandgrupper, for eksempel i natriumtetrahydroxoaluminat Na-binding mellem aluminium og hydroxidioner;

- V salpetersyre og dens salte- nitrater: HNO 3, NaNO 3, i nogle andre nitrogenforbindelser;

- i et molekyle ozon O3.

Grundlæggende karakteristika for kovalente bindinger

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

Mange kemiske bindinger

Mange kemiske bindinger - Det her antallet af fælles elektronpar mellem to atomer i en forbindelse. En bindings mangfoldighed kan ganske let bestemmes ud fra værdierne af de atomer, der danner molekylet.

For eksempel , i hydrogenmolekylet H 2 er bindingsmultiplicitet 1, fordi Hver brint har kun 1 uparret elektron i sit ydre energiniveau, derfor dannes et delt elektronpar.

I O 2 oxygenmolekylet er bindingsmultiplicitet 2, pga Hvert atom på det ydre energiniveau har 2 uparrede elektroner: O=O.

I nitrogenmolekylet N2 er bindingsmultiplicitet 3, pga mellem hvert atom er der 3 uparrede elektroner på det ydre energiniveau, og atomerne danner 3 fælles elektronpar N≡N.

Kovalent bindingslængde

Kemisk bindingslængde er afstanden mellem centrene i kernerne i de atomer, der danner bindingen. Det bestemmes af eksperimentelle fysiske metoder. Bindingslængden kan estimeres tilnærmelsesvis 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:

Længden af ​​en kemisk binding kan groft estimeres ved atomare radier danne en binding, eller ved kommunikationsmangfoldighed, hvis atomernes radier ikke er meget forskellige.

Når radierne af de atomer, der danner en binding stiger, vil bindingslængden stige.

For eksempel

Efterhånden som antallet af bindinger mellem atomer stiger (hvis atomradier ikke afviger eller kun afviger lidt), vil bindingslængden falde.

For eksempel . I serien: C–C, C=C, C≡C aftager bindingslængden.

Kommunikationsenergi

Et mål for styrken af ​​en kemisk binding 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.

En kovalent binding er meget holdbart. Dens energi varierer fra flere tiere til flere hundrede kJ/mol. Jo højere bindingsenergi, jo større bindingsstyrke og omvendt.

Styrken af ​​en kemisk binding afhænger af bindingslængden, bindingspolariteten og bindingsmultiplicitet. Jo længere en kemisk binding er, jo lettere er den at bryde, og jo lavere bindingsenergi er, jo lavere er dens styrke. Jo kortere den kemiske binding, jo stærkere er den, og jo større bindingsenergi.

For eksempel, i rækken af ​​forbindelser HF, HCl, HBr fra venstre mod højre, styrken af ​​den kemiske binding falder, fordi Tilslutningslængden øges.

Ionisk kemisk binding

Ionisk binding er en kemisk binding baseret på elektrostatisk tiltrækning af ioner.

Ioner dannes i processen med at acceptere eller donere elektroner af atomer. For eksempel holder atomer af alle metaller svagt elektroner fra det ydre energiniveau. Derfor er metalatomer karakteriseret ved genoprettende egenskaber- evne til at donere elektroner.

Eksempel. Natriumatomet indeholder 1 elektron på energiniveau 3. Ved let at opgive det, danner natriumatomet den meget mere stabile Na + ion, med elektronkonfigurationen af ​​ædelgassen neon Ne. Natriumionen indeholder 11 protoner og kun 10 elektroner, så den samlede ladning af ionen er -10+11 = +1:

+11Na) 2) 8) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Eksempel. Et kloratom i sit ydre energiniveau indeholder 7 elektroner. For at opnå konfigurationen af ​​et stabilt inert argon-atom Ar, skal klor få 1 elektron. Efter tilsætning af en elektron dannes der en stabil klorion, der består af elektroner. Den samlede ladning af ionen er -1:

+17Cl) 2) 8) 7 + le = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Bemærk:

• Ionernes egenskaber er forskellige fra atomernes egenskaber!
• Stabile ioner kan ikke kun dannes atomer, men også grupper af atomer. For eksempel: ammoniumion NH 4+, sulfation SO 4 2- osv. Kemiske bindinger dannet af sådanne ioner betragtes også som ioniske;
• Ionbindinger dannes normalt mellem hinanden metaller Og ikke-metaller(ikke-metalgrupper);

De resulterende ioner tiltrækkes på grund af elektrisk tiltrækning: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Lad os visuelt opsummere forskel mellem kovalente og ioniske bindingstyper:

Metal kemisk binding

Metalforbindelse er en forbindelse, der dannes relativt frie elektroner mellem metalioner danner et krystalgitter.

Metalatomer er normalt placeret på det ydre energiniveau en til tre elektroner. Radierne af metalatomer er som regel store - derfor afgiver metalatomer, i modsætning til ikke-metaller, ganske let deres ydre elektroner, dvs. er stærke reduktionsmidler

Intermolekylære interaktioner

Separat er det værd at overveje de interaktioner, der opstår mellem individuelle molekyler i et stof - intermolekylære interaktioner . Intermolekylære interaktioner er en type interaktion mellem neutrale atomer, hvor der ikke opstår nye kovalente bindinger. Kræfterne til interaktion mellem molekyler blev opdaget af Van der Waals i 1869 og opkaldt efter ham Van dar Waals styrker. Van der Waals styrker er opdelt i orientering, induktion Og dispersiv . Energien af ​​intermolekylære interaktioner er meget mindre end energien af ​​kemiske bindinger.

Orienterende tiltrækningskræfter forekomme mellem polære molekyler (dipol-dipol interaktion). Disse kræfter opstår mellem polære molekyler. Induktive interaktioner er interaktionen mellem et polært molekyle og et ikke-polært. Et ikke-polært molekyle er polariseret på grund af virkningen af ​​et polært, hvilket genererer yderligere elektrostatisk tiltrækning.

En særlig type intermolekylær interaktion er hydrogenbindinger. - disse er intermolekylære (eller intramolekylære) kemiske bindinger, der opstår mellem molekyler, der har meget polære kovalente bindinger - H-F, H-O eller H-N. Hvis der er sådanne bindinger i et molekyle, så vil der være mellem molekylerne yderligere attraktive kræfter .

Uddannelsesmekanisme hydrogenbinding er dels elektrostatisk og dels donor-acceptor. I dette tilfælde er elektronpardonoren et atom af et stærkt elektronegativt element (F, O, N), og acceptoren er hydrogenatomerne forbundet med disse atomer. Hydrogenbindinger er karakteriseret ved fokus i rummet og mætning

Hydrogenbindinger kan angives med prikker: H ··· O. Jo større elektronegativitet af atomet forbundet med brint, og jo mindre dets størrelse, jo stærkere brintbinding. Det er typisk primært for forbindelser fluor med brint , samt til oxygen og brint , mindre nitrogen med brint .

Hydrogenbindinger opstår mellem følgende stoffer:

— hydrogenfluorid HF(gas, opløsning af hydrogenfluorid i vand - flussyre), vand H 2 O (damp, is, flydende vand):

— opløsning af ammoniak og organiske aminer- mellem ammoniak og vandmolekyler;

— organiske forbindelser, hvori O-H eller N-H binder: alkoholer, carboxylsyrer, aminer, aminosyrer, phenoler, anilin og dets derivater, proteiner, opløsninger af kulhydrater - monosaccharider og disaccharider.

Hydrogenbinding påvirker stoffernes fysiske og kemiske egenskaber. Yderligere tiltrækning mellem molekyler gør det således svært for stoffer at koge. Stoffer med hydrogenbindinger udviser en unormal stigning i kogepunktet.

For eksempel Som regel observeres en stigning i stoffernes kogepunkt med stigende molekylvægt. Dog i en række stoffer H2O-H2S-H2Se-H2Te vi observerer ikke en lineær ændring i kogepunkter.

Nemlig kl vandkogepunktet er unormalt højt - ikke mindre end -61 o C, som den lige linje viser os, men meget mere, +100 o C. Denne anomali forklares ved tilstedeværelsen af ​​hydrogenbindinger mellem vandmolekyler. Derfor er vand under normale forhold (0-20 o C). væske efter fasetilstand.

Simpel (enkelt)binding Typer af bindinger i bioorganiske forbindelser.

Parameternavn	Betyder
Artiklens emne:	Simpel (enkelt)binding Typer af bindinger i bioorganiske forbindelser.
Rubrik (tematisk kategori)	Kemi

Kovalent binding. Multiple forbindelse. Ikke-polær binding. Polar forbindelse.

Valenselektroner. Hybrid (hybridiseret) orbital. Link længde

Nøgleord.

Karakteristika for kemiske bindinger i bioorganiske forbindelser

AROMATICITET

FOREDRAG 1

TILSLUTTEDE SYSTEMER: ACYKLISK OG CYKLISK.

1. Karakteristika for kemiske bindinger i bioorganiske forbindelser. Hybridisering af carbonatomorbitaler.

2. Klassificering af konjugatsystemer: acykliske og cykliske.

3 Konjugationstyper: π, π og π, р

4. Stabilitetskriterier for koblede systemer - "konjugationsenergi"

5. Acykliske (ikke-cykliske) konjugatsystemer, typer af konjugation. Hovedrepræsentanter (alkadiener, umættede carboxylsyrer, vitamin A, caroten, lycopen).

6. Cykliske konjugatsystemer. Aromatiske kriterier. Hückels regel. Rollen af ​​π-π-, π-ρ-konjugation i dannelsen af ​​aromatiske systemer.

7.Karbocykliske aromatiske forbindelser: (benzen, naphthalen, anthracen, phenanthren, phenol, anilin, benzoesyre) - struktur, dannelse af et aromatisk system.

8. Heterocykliske aromatiske forbindelser (pyridin, pyrimidin, pyrrol, purin, imidazol, furan, thiophen) - struktur, træk ved dannelsen af ​​det aromatiske system. Hybridisering af elektronorbitaler i nitrogenatomet under dannelsen af ​​fem- og seksleddede heteroaromatiske forbindelser.

9. Medicinsk og biologisk betydning af naturlige forbindelser, der indeholder konjugerede bindingssystemer og aromatiske.

Indledende vidensniveau for at mestre emnet (skolekemikursus):

Elektroniske konfigurationer af elementer (kulstof, oxygen, nitrogen, brint, svovl, halogener), begrebet "orbital", hybridisering af orbitaler og rumlig orientering af orbitaler af elementer fra 2. periode., typer af kemiske bindinger, træk ved dannelsen af kovalente σ- og π-bindinger, ændringer i grundstoffernes elektronegativitet i perioden og gruppen, klassificering og principper for nomenklatur af organiske forbindelser.

Organiske molekyler dannes gennem kovalente bindinger. Kovalente bindinger opstår mellem to atomkerner på grund af et fælles (delt) elektronpar. Denne metode refererer til udvekslingsmekanismen. Der dannes ikke-polære og polære bindinger.

Ikke-polære bindinger er karakteriseret ved en symmetrisk fordeling af elektrontæthed mellem de to atomer, som bindingen forbinder.

Polære bindinger er karakteriseret ved en asymmetrisk (ujævn) fordeling af elektrontæthed; den skifter mod et mere elektronegativt atom.

Elektronegativitetsserier (sammensat i faldende rækkefølge)

A) elementer: F > O > N > C1 > Br > I ~~ S > C > H

B) carbonatom: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

Der er to typer kovalente bindinger: sigma (σ) og pi (π).

I organiske molekyler er sigma (σ) bindinger dannet af elektroner placeret i hybride (hybridiserede) orbitaler; elektrontætheden er placeret mellem atomer på den konventionelle linje af deres binding.

π-bindinger (pi-bindinger) opstår, når to uhybridiserede p-orbitaler overlapper hinanden. Deres hovedakser er placeret parallelt med hinanden og vinkelret på σ-bindingslinjen. Kombinationen af ​​σ- og π-bindinger kaldes en dobbelt- (multipel)binding og består af to par elektroner. En tredobbelt binding består af tre par elektroner - en σ - og to π - bindinger (ekstremt sjælden i bioorganiske forbindelser).

σ -Bindninger er involveret i dannelsen af ​​det molekylære skelet; de er de vigtigste, og π -bindinger kan betragtes som yderligere, men giver molekyler særlige kemiske egenskaber.

1.2. Hybridisering af 6C-carbonatomets orbitaler

Elektronisk konfiguration af carbonatomets uexciterede tilstand

er udtrykt ved elektronfordelingen 1s 2 2s 2 2p 2.

Desuden har carbonatomet i bioorganiske forbindelser såvel som i de fleste uorganiske stoffer en valens på fire.

En overgang af en af ​​2s elektronerne til en fri 2p orbital sker. Exciterede tilstande af carbonatomet opstår, hvilket skaber muligheden for dannelsen af ​​tre hybridtilstande, betegnet som C sp 3, C sp 2, C sp.

En hybrid orbital har karakteristika, der er forskellige fra de "rene" s, p, d orbitaler og er en "blanding" af to eller flere typer uhybridiserede orbitaler.

Hybride orbitaler er kun karakteristiske for atomer i molekyler.

Begrebet hybridisering blev introduceret i 1931 af L. Pauling, nobelprismodtager.

Lad os overveje placeringen af ​​hybridorbitaler i rummet.

C s p 3 --- -- -- ---

I den exciterede tilstand dannes 4 ækvivalente hybridorbitaler. Placeringen af ​​bindingerne svarer til retningen af ​​de centrale vinkler af et regulært tetraeder; vinklen mellem to bindinger er 109 0 28, .

I alkaner og deres derivater (alkoholer, haloalkaner, aminer) er alle carbon-, oxygen- og nitrogenatomer i den samme hybrid sp 3 tilstand. Kulstofatomet danner fire, nitrogenatomet tre, oxygenatomet to kovalent σ - forbindelser. Omkring disse bindinger er fri rotation af molekylets dele i forhold til hinanden mulig.

I den exciterede tilstand sp 2 opstår tre ækvivalente hybridorbitaler, elektronerne placeret på dem danner tre σ - bindinger, der er placeret i samme plan, vinklen mellem bindingerne er 120 0. Uhybridiserede 2p orbitaler af to naboatomer dannes π -forbindelse. Det er placeret vinkelret på det plan, hvor de er placeret σ - forbindelser. Samspillet mellem p-elektroner kaldes i dette tilfælde "lateral overlapning". En multipelbinding tillader ikke fri rotation af dele af molekylet omkring sig selv. Den faste position af molekylets dele er ledsaget af dannelsen af ​​to geometriske plane isomere former, som kaldes: cis (cis) - og trans (trans) - isomerer. (cis- lat- på den ene side, trans- lat- igennem).

π -forbindelse

Atomer forbundet med en dobbeltbinding er i en tilstand af sp 2 hybridisering og

til stede i alkener, aromatiske forbindelser, danner en carbonylgruppe

>C=O, azomethingruppe (iminogruppe) -CH=N-

Med sp 2 --- ---

Strukturformlen for en organisk forbindelse er afbildet ved hjælp af Lewis-strukturer (hvert elektronpar mellem atomer er erstattet af en bindestreg)

C 2 H 6 CH 3 - CH 3 H H

1.3. Polarisering af kovalente bindinger

En kovalent polær binding er karakteriseret ved en ujævn fordeling af elektrondensitet. For at angive retningen af ​​elektrondensitetsforskydning anvendes to konventionelle billeder.

Polær σ – binding. Elektrondensitetsforskydningen er angivet med en pil langs bindingslinjen. Enden af ​​pilen er rettet mod det mere elektronegative atom. Forekomsten af ​​partielle positive og negative ladninger angives ved hjælp af bogstavet '' b' ' ' ' delta ' ' med det ønskede ladningstegn.

b + b- b+ b + b- b + b-

CH3 -> O<- Н СН 3 - >C1CH3 -> NH2

methanol chlormethan aminomethan (methylamin)

Polær π-binding. Elektrondensitetsskiftet er angivet med en halvcirkelformet (buet) pil over pi-bindingen, også rettet mod det mere elektronegative atom. ()

b + b- b+ b-

H2C = O CH3 - C === O

metanal |

CH3-propanon -2

1. Bestem typen af ​​hybridisering af carbon-, oxygen-, nitrogenatomer i forbindelser A, B, C. Navngiv forbindelserne ved hjælp af reglerne i IUPAC-nomenklaturen.

A. CH 3 -CH 2 - CH 2 -OH B. CH 2 = CH - CH 2 - CH=O

B. CH 3 - N H- C 2 H 5

2. Lav notationer, der karakteriserer polarisationsretningen af ​​alle angivne bindinger i forbindelser (A - D)

A. CH 3 – Br B. C 2 H 5 – O- N C. CH 3 -NH- C 2 H 5

G. C 2 H 5 – CH= O

Simpel (enkelt)binding Typer af bindinger i bioorganiske forbindelser. - koncept og typer. Klassificering og karakteristika for kategorien "Simpel (enkelt)binding. Bindingstyper i bioorganiske forbindelser." 2017, 2018.

170762 0

Hvert atom har et vist antal elektroner.

Når atomer indgår i kemiske reaktioner, donerer, opnår eller deler elektroner, hvilket opnår den mest stabile elektroniske konfiguration. Konfigurationen med den laveste energi (som i ædelgasatomer) viser sig at være den mest stabile. Dette mønster kaldes "oktetreglen" (fig. 1).

Ris. 1.

Denne regel gælder for alle typer af forbindelser. Elektroniske forbindelser mellem atomer giver dem mulighed for at danne stabile strukturer, fra de enkleste krystaller til komplekse biomolekyler, der i sidste ende danner levende systemer. De adskiller sig fra krystaller i deres kontinuerlige stofskifte. Samtidig forløber mange kemiske reaktioner efter mekanismerne elektronisk overførsel, som spiller en afgørende rolle i energiprocesser i kroppen.

En kemisk binding er den kraft, der holder to eller flere atomer, ioner, molekyler eller enhver kombination af disse sammen.

Naturen af ​​en kemisk binding er universel: det er en elektrostatisk tiltrækningskraft mellem negativt ladede elektroner og positivt ladede kerner, bestemt af konfigurationen af ​​elektronerne i den ydre skal af atomer. Et atoms evne til at danne kemiske bindinger kaldes valens, eller oxidationstilstand. Konceptet med valenselektroner- elektroner, der danner kemiske bindinger, det vil sige placeret i orbitaler med højeste energi. Følgelig kaldes den ydre skal af atomet, der indeholder disse orbitaler valensskal. I øjeblikket er det ikke nok at angive tilstedeværelsen af ​​en kemisk binding, men det er nødvendigt at afklare dens type: ionisk, kovalent, dipol-dipol, metallisk.

Den første type forbindelse erionisk forbindelse

Ifølge Lewis og Kossels elektroniske valensteori kan atomer opnå en stabil elektronisk konfiguration på to måder: For det første ved at miste elektroner, blive til kationer, for det andet at erhverve dem, blive til anioner. Som et resultat af elektronoverførsel, på grund af den elektrostatiske tiltrækningskraft mellem ioner med ladninger med modsatte fortegn, dannes en kemisk binding, kaldet af Kossel " elektrovalent"(kaldes nu ionisk).

I dette tilfælde danner anioner og kationer en stabil elektronisk konfiguration med en fyldt ydre elektronskal. Typiske ionbindinger dannes af kationer T- og II-grupper i det periodiske system og anioner af ikke-metalliske grundstoffer i gruppe VI og VII (henholdsvis 16 og 17 undergrupper, kalkogener Og halogener). Bindingerne af ioniske forbindelser er umættede og ikke-retningsbestemte, så de bevarer muligheden for elektrostatisk interaktion med andre ioner. I fig. Figur 2 og 3 viser eksempler på ionbindinger svarende til Kossel-modellen for elektronoverførsel.

Ris. 2.

Ris. 3. Ionbinding i et molekyle af bordsalt (NaCl)

Her er det passende at huske nogle egenskaber, der forklarer opførsel af stoffer i naturen, især overveje ideen om syrer Og grunde.

Vandige opløsninger af alle disse stoffer er elektrolytter. De skifter farve forskelligt indikatorer. Virkningsmekanismen for indikatorer blev opdaget af F.V. Ostwald. Han viste, at indikatorer er svage syrer eller baser, hvis farve er forskellig i de udissocierede og dissocierede tilstande.

Baser kan neutralisere syrer. Ikke alle baser er opløselige i vand (for eksempel er nogle organiske forbindelser, der ikke indeholder OH-grupper, uopløselige, især triethylamin N(C 2 H 5) 3); opløselige baser kaldes alkalier.

Vandige opløsninger af syrer gennemgår karakteristiske reaktioner:

a) med metaloxider - med dannelse af salt og vand;

b) med metaller - med dannelse af salt og brint;

c) med karbonater - med dannelse af salt, CO 2 og N 2 O.

Egenskaberne af syrer og baser er beskrevet af flere teorier. I overensstemmelse med teorien om S.A. Arrhenius, en syre er et stof, der dissocierer for at danne ioner N+ , mens basen danner ioner HAN- . Denne teori tager ikke højde for eksistensen af ​​organiske baser, der ikke har hydroxylgrupper.

I overensstemmelse med proton Ifølge Brønsted og Lowrys teori er en syre et stof, der indeholder molekyler eller ioner, der donerer protoner ( donorer protoner), og en base er et stof bestående af molekyler eller ioner, der accepterer protoner ( acceptanter protoner). Bemærk, at i vandige opløsninger eksisterer hydrogenioner i hydratiseret form, det vil sige i form af hydroniumioner H3O+ . Denne teori beskriver reaktioner ikke kun med vand og hydroxidioner, men også dem, der udføres i fravær af et opløsningsmiddel eller med et ikke-vandigt opløsningsmiddel.

For eksempel i reaktionen mellem ammoniak N.H. 3 (svag base) og hydrogenchlorid i gasfasen, dannes fast ammoniumchlorid, og i en ligevægtsblanding af to stoffer er der altid 4 partikler, hvoraf to er syrer, og de to andre er baser:

Denne ligevægtsblanding består af to konjugerede par af syrer og baser:

1)N.H. 4+ og N.H. 3

2) HCl Og Cl ‑

Her adskiller syren og basen sig med en proton i hvert konjugatpar. Hver syre har en konjugeret base. En stærk syre har en svag konjugeret base, og en svag syre har en stærk konjugeret base.

Brønsted-Lowry-teorien hjælper med at forklare vands unikke rolle for biosfærens liv. Vand kan, afhængigt af stoffet, der interagerer med det, udvise egenskaberne af enten en syre eller en base. For eksempel i reaktioner med vandige opløsninger af eddikesyre er vand en base, og i reaktioner med vandige opløsninger af ammoniak er det en syre.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Her donerer et eddikesyremolekyle en proton til et vandmolekyle;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + HAN- . Her accepterer et ammoniakmolekyle en proton fra et vandmolekyle.

Vand kan således danne to konjugerede par:

1) H2O(syre) og HAN- (konjugeret base)

2) H3O+ (syre) og H2O(konjugeret base).

I det første tilfælde donerer vand en proton, og i det andet accepterer det det.

Denne egenskab kaldes amfiprotonisme. Stoffer der kan reagere som både syrer og baser kaldes amfoterisk. Sådanne stoffer findes ofte i den levende natur. Aminosyrer kan for eksempel danne salte med både syrer og baser. Derfor danner peptider let koordinationsforbindelser med de tilstedeværende metalioner.

En karakteristisk egenskab ved en ionbinding er således den fuldstændige bevægelse af bindingselektronerne til en af ​​kernerne. Det betyder, at der mellem ionerne er et område, hvor elektrontætheden er næsten nul.

Den anden type forbindelse erkovalent forbindelse

Atomer kan danne stabile elektroniske konfigurationer ved at dele elektroner.

En sådan binding dannes, når et par elektroner deles én ad gangen fra alle atom. I dette tilfælde er de delte bindingselektroner fordelt ligeligt mellem atomerne. Eksempler på kovalente bindinger omfatter homonuklear diatomisk molekyler H 2 , N 2 , F 2. Den samme type forbindelse findes i allotroper O 2 og ozon O 3 og for et polyatomisk molekyle S 8 og også heteronukleære molekyler hydrogenchlorid HCl, carbondioxid CO 2, metan CH 4, ethanol MED 2 N 5 HAN svovlhexafluorid SF 6, acetylen MED 2 N 2. Alle disse molekyler deler de samme elektroner, og deres bindinger er mættede og rettet på samme måde (fig. 4).

Det er vigtigt for biologer, at dobbelt- og tredobbeltbindinger har reducerede kovalente atomradius sammenlignet med en enkeltbinding.

Ris. 4. Kovalent binding i et Cl 2 molekyle.

Ioniske og kovalente typer bindinger er to ekstreme tilfælde af de mange eksisterende typer kemiske bindinger, og i praksis er de fleste bindinger mellemliggende.

Forbindelser af to grundstoffer placeret i hver sin ende af samme eller forskellige perioder i det periodiske system danner overvejende ionbindinger. Når grundstoffer bevæger sig tættere sammen inden for en periode, falder den ioniske natur af deres forbindelser, og den kovalente karakter øges. For eksempel danner grundstoffernes halogenider og oxider på venstre side af det periodiske system overvejende ionbindinger ( NaCl, AgBr, BaS04, CaCO3, KNO3, CaO, NaOH), og de samme forbindelser af grundstoffer på højre side af tabellen er kovalente ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4 phenol C6H5OH glukose C6H12O6 ethanol C2H5OH).

Den kovalente binding har til gengæld en modifikation mere.

I polyatomiske ioner og i komplekse biologiske molekyler kan begge elektroner kun komme fra en atom. Det kaldes donor elektronpar. Et atom, der deler dette elektronpar med en donor, kaldes acceptor elektronpar. Denne type kovalente binding kaldes koordinering (donor-acceptor, ellerdativ) meddelelse(Fig. 5). Denne type binding er vigtigst for biologi og medicin, da kemien af ​​de d-elementer, der er vigtigst for stofskiftet, i høj grad beskrives ved koordinationsbindinger.

Fig. 5.

Som regel fungerer metalatomet i en kompleks forbindelse som en acceptor af et elektronpar; tværtimod er metalatomet i ioniske og kovalente bindinger en elektrondonor.

Essensen af ​​den kovalente binding og dens variation - koordinationsbindingen - kan afklares ved hjælp af en anden teori om syrer og baser foreslået af GN. Lewis. Han udvidede noget det semantiske begreb om begreberne "syre" og "base" ifølge Brønsted-Lowry-teorien. Lewis' teori forklarer arten af ​​dannelsen af ​​komplekse ioner og stoffers deltagelse i nukleofile substitutionsreaktioner, det vil sige i dannelsen af ​​CS.

Ifølge Lewis er en syre et stof, der er i stand til at danne en kovalent binding ved at acceptere et elektronpar fra en base. En Lewis-base er et stof, der har et ensomt elektronpar, som ved at donere elektroner danner en kovalent binding med Lewis-syre.

Det vil sige, at Lewis' teori udvider rækken af ​​syre-base reaktioner også til reaktioner, hvor protoner slet ikke deltager. Desuden er selve protonen ifølge denne teori også en syre, da den er i stand til at acceptere et elektronpar.

Derfor er kationerne ifølge denne teori Lewis-syrer, og anionerne er Lewis-baser. Et eksempel kunne være følgende reaktioner:

Det blev bemærket ovenfor, at opdelingen af ​​stoffer i ioniske og kovalente er relativ, da fuldstændig elektronoverførsel fra metalatomer til acceptoratomer ikke forekommer i kovalente molekyler. I forbindelser med ionbindinger er hver ion i det elektriske felt af ioner med det modsatte fortegn, så de er gensidigt polariserede, og deres skaller deformeres.

Polariserbarhed bestemt af den elektroniske struktur, ladning og størrelse af ionen; for anioner er det højere end for kationer. Den højeste polariserbarhed blandt kationer er for kationer med større ladning og mindre størrelse, f.eks. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Har en stærk polariserende effekt N+ . Da påvirkningen af ​​ionpolarisering er tovejs, ændrer den væsentligt egenskaberne af de forbindelser, de danner.

Den tredje type forbindelse erdipol-dipol forbindelse

Ud over de anførte kommunikationstyper er der også dipol-dipol intermolekylære interaktioner, også kaldet van der Waals .

Styrken af ​​disse interaktioner afhænger af molekylernes natur.

Der er tre typer af interaktioner: permanent dipol - permanent dipol ( dipol-dipol attraktion); permanent dipol - induceret dipol ( induktion attraktion); øjeblikkelig dipol - induceret dipol ( dispersiv attraktion eller London-styrker; ris. 6).

Ris. 6.

Kun molekyler med polære kovalente bindinger har et dipol-dipol-moment ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), og bindingsstyrken er 1-2 Debaya(1D = 3.338 × 10-30 coulomb meter - C × m).

I biokemi er der en anden type forbindelse - brint forbindelse, der er et begrænsende tilfælde dipol-dipol attraktion. Denne binding dannes af tiltrækningen mellem et brintatom og et lille elektronegativt atom, oftest oxygen, fluor og nitrogen. Med store atomer, der har lignende elektronegativitet (såsom klor og svovl), er hydrogenbindingen meget svagere. Hydrogenatomet er kendetegnet ved et væsentligt træk: Når bindingselektronerne trækkes væk, er dets kerne - protonen - blotlagt og er ikke længere afskærmet af elektroner.

Derfor bliver atomet til en stor dipol.

En hydrogenbinding, i modsætning til en van der Waals-binding, dannes ikke kun under intermolekylære interaktioner, men også inden for et molekyle - intramolekylært hydrogenbinding. Hydrogenbindinger spiller en vigtig rolle i biokemi, for eksempel for at stabilisere strukturen af ​​proteiner i form af en a-helix, eller for dannelsen af ​​en dobbelt helix af DNA (fig. 7).

Fig.7.

Hydrogen- og van der Waals-bindinger er meget svagere end ion-, kovalent- og koordinationsbindinger. Energien af ​​intermolekylære bindinger er angivet i tabel. 1.

Tabel 1. Energi af intermolekylære kræfter

Bemærk: Graden af ​​intermolekylære interaktioner afspejles af entalpien for smeltning og fordampning (kogning). Ionforbindelser kræver betydeligt mere energi for at adskille ioner end for at adskille molekyler. Entalpien for smeltning af ioniske forbindelser er meget højere end for molekylære forbindelser.

Den fjerde type forbindelse ermetalforbindelse

Endelig er der en anden type intermolekylære bindinger - metal: forbindelse af positive ioner af et metalgitter med frie elektroner. Denne type forbindelse forekommer ikke i biologiske objekter.

Fra en kort gennemgang af bindingstyper bliver en detalje klar: en vigtig parameter for et metalatom eller -ion - en elektrondonor, såvel som et atom - en elektronacceptor, er dens størrelse.

Uden at gå i detaljer, bemærker vi, at atomernes kovalente radius, ionradius af metaller og van der Waals-radius for interagerende molekyler stiger, når deres atomnummer stiger i grupper af det periodiske system. I dette tilfælde er værdierne af ion-radierne de mindste, og van der Waals-radierne er de største. Som regel, når man bevæger sig ned i gruppen, øges radierne af alle elementer, både kovalente og van der Waals.

Af største betydning for biologer og læger er samordning(donor-acceptor) bindinger betragtet af koordinationskemi.

Medicinske bioinorganiske stoffer. G.K. Barashkov

De kræfter, der binder atomer til hinanden, er af en enkelt elektrisk karakter. Men på grund af forskelle i mekanismen for dannelse og manifestation af disse kræfter kan kemiske bindinger være af forskellige typer.

Skelne tre vigtigste typevalens kemisk binding: kovalent, ionisk og metallisk.

Ud over dem er følgende af stor betydning og distribution: brint forbindelse, der kunne være valens Og ikke-valent, Og ikke-valent kemisk binding - m intermolekylær ( eller van der Waals), danner relativt små molekylære associater og enorme molekylære ensembler - super- og supramolekylære nanostrukturer.

Kovalent kemisk binding (atomare, homøopolær) –

Det her kemisk binding udført generel for interagerende atomer en-treelektronpar .

Denne forbindelse er to-elektron Og to-center(sammenkæder 2 atomkerner).

I dette tilfælde er den kovalente binding mest almindelige og mest almindelige type valens kemisk binding i binære forbindelser - mellem a) atomer af ikke-metaller og b) atomer af amfotere metaller og ikke-metaller.

Eksempler: H-H (i hydrogenmolekylet H2); fire S-O-bindinger (i SO 4 2- ionen); tre Al-H-bindinger (i AlH3-molekylet); Fe-S (i FeS-molekylet) osv.

Ejendommeligheder kovalent binding - dens fokus Og mætning.

Fokus - den vigtigste egenskab ved en kovalent binding, fra

som bestemmer strukturen (konfiguration, geometri) af molekyler og kemiske forbindelser. Den rumlige retning af den kovalente binding bestemmer den kemiske og krystalkemiske struktur af stoffet. Kovalent binding altid rettet mod maksimal overlapning af atomare orbitaler af valenselektroner interagerende atomer, med dannelsen af ​​en fælles elektronsky og den stærkeste kemiske binding. Fokus udtrykt i form af vinkler mellem bindingsretningerne af atomer i molekyler af forskellige stoffer og krystaller af faste stoffer.

Mættelighed er en ejendom, som adskiller en kovalent binding fra alle andre typer af partikelinteraktioner, manifesteret i atomers evne til at danne et begrænset antal kovalente bindinger, da hvert par bindingselektroner kun dannes valens elektroner med modsat orienterede spins, hvis antal i et atom er begrænset valens, 1 – 8. Dette forbyder brugen af ​​den samme atomare orbital to gange for at danne en kovalent binding (Pauli-princippet).

Valence er et atoms evne til at binde eller erstatte et vist antal andre atomer for at danne valenskemiske bindinger.

Ifølge spinteori kovalent binding valens fast besluttet antallet af uparrede elektroner et atom har i sin jord eller exciterede tilstand .

Altså for forskellige elementer evne til at danne et vist antal kovalente bindinger begrænset til at modtage det maksimale antal uparrede elektroner i deres atomers exciterede tilstand.

Et atoms exciterede tilstand - dette er tilstanden af ​​atomet med yderligere energi modtaget udefra, forårsager dampende antiparallelle elektroner, der optager én atomorbital, dvs. overgangen af ​​en af ​​disse elektroner fra en parret tilstand til en fri (ledig) orbital det samme eller tæt energiniveau.

For eksempel, ordning fyldning s-, r-AO Og valens (I) ved calciumatomet Sa for det meste Og ophidset tilstand det følgende:

Det skal bemærkes, at atomer med mættede valensbindinger kan dannes yderligere kovalente bindinger ved en donor-acceptor eller anden mekanisme (som f.eks. i komplekse forbindelser).

Kovalent binding Måskepolar Ogikke-polær .

Kovalent binding ikke-polær , e hvis delte valenselektroner jævnt fordelt mellem kernerne af interagerende atomer, tiltrækkes området for overlapning af atomare orbitaler (elektronskyer) af begge kerner med samme kraft og derfor den maksimale den samlede elektrontæthed er ikke forspændt mod nogen af ​​dem.

Denne type kovalent binding opstår, når to identisk grundstoffets atomer. Kovalent binding mellem identiske atomer også kaldet atomar eller homøopolære .

Polar forbindelse opstår under vekselvirkningen mellem to atomer af forskellige kemiske grundstoffer, hvis et af atomerne skyldes en større værdi elektronegativitet tiltrækker valenselektronerne stærkere, og så er den samlede elektrontæthed mere eller mindre forskudt mod det atom.

I en polær binding er sandsynligheden for at finde en elektron i kernen af ​​et af atomerne højere end i det andet.

Kvalitative egenskaber ved polar kommunikation –

relativ elektronegativitetsforskel (|‌‌‌‌‌‌‌‍ |)‌‌‌ relaterede atomer : Jo større den er, jo mere polær er den kovalente binding.

Kvantitative egenskaber af polar kommunikation, de der. mål for bindingspolaritet og komplekst molekyle - elektrisk dipolmoment μ St. , lige arbejdeeffektiv ladning δ pr. dipollængde l d : μ St. = δ ∙ l d . Enhed μ St.- Debye. 1 Debye = 3,3.10 -30 C/m.

Elektrisk dipol – er et elektrisk neutralt system af to lige store og modsatte elektriske ladninger + δ Og - δ .

Dipol moment (elektrisk dipolmoment μ St. ) – vektor mængde . Det er generelt accepteret vektorretning fra (+) til (–) Tændstikker med forskydningsretningen af ​​området med total elektrontæthed(total elektronsky) polariserede atomer.

Samlet dipolmoment for et komplekst polyatomisk molekyle afhænger af antallet og den rumlige retning af polære bindinger i den. Bestemmelsen af ​​dipolmomenter gør det således muligt at bedømme ikke kun arten af ​​bindingerne i molekyler, men også deres placering i rummet, dvs. om molekylets rumlige konfiguration.

Med stigende elektronegativitetsforskel | ‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEO| atomer, der danner en binding, øges det elektriske dipolmoment.

Det skal bemærkes, at bestemmelse af dipolmomentet for en binding er et komplekst og ikke altid løseligt problem (interaktion mellem bindinger, ukendt retning μ St. etc.).

Kvantemekaniske metoder til beskrivelse af kovalente bindinger – forklare mekanisme for dannelse af kovalente bindinger.

Dirigeret af W. Heitler og F. London, tysk. videnskabsmænd (1927) gjorde beregning af energibalancen ved dannelsen af ​​en kovalent binding i brintmolekylet H2 det muligt at lave konklusion: arten af ​​kovalent binding, som enhver anden form for kemisk binding, erelektrisk interaktion, der forekommer under betingelserne i et kvantemekanisk mikrosystem.

For at beskrive mekanismen for dannelse af en kovalent kemisk binding, brug to omtrentlige kvantemekaniske metoder :

valensbindinger Og molekylære orbitaler – ikke udelukkende, men gensidigt komplementerende.

2.1. Valensbindingsmetode (MVS ellerlokaliserede elektronpar ), foreslået af W. Heitler og F. London i 1927, er baseret på følgende Bestemmelser :

1) en kemisk binding mellem to atomer er resultatet af den delvise overlapning af atomare orbitaler for at danne en fælles elektrontæthed af et fælles elektronpar med modsatte spin, højere end i andre områder af rummet omkring hver kerne;

2) kovalent en binding dannes kun, når elektroner med antiparallelle spin interagerer, dvs. med modsatte spin-kvantetal m S = + 1/2 ;

3) karakteristika for en kovalent binding (energi, længde, polaritet osv.) bestemmes udsigt forbindelser (σ –, π –, δ –), grad af AO overlapning(jo større den er, jo stærkere er den kemiske binding, dvs. jo højere bindingsenergi og jo kortere længde) elektronegativitet interagerende atomer;

4) der kan dannes en kovalent binding langs MBC på to måder (to mekanismer) , fundamentalt forskellige, men med samme resultat – deler et par valenselektroner med begge interagerende atomer: a) udveksling, på grund af overlapningen af ​​en-elektron atomare orbitaler med modsatte elektronspin, Hvornår hvert atom bidrager med en elektron pr. binding til overlapning - bindingen kan enten være polær eller ikke-polær, b) donor-acceptor, på grund af to-elektron AO af det ene atom og den frie (ledige) orbital af den anden, Ved til hvem det ene atom (donor) giver et par elektroner i orbital i en parret tilstand til binding, og det andet atom (acceptor) giver en fri orbital. I dette tilfælde opstår der polær forbindelse.

2.2. Kompleks (koordinations)forbindelser, mange molekylære ioner, der er komplekse,(ammonium, bortetrahydrid osv.) dannes i nærvær af en donor-acceptorbinding - ellers en koordinationsbinding.

For eksempel i reaktionen af ​​dannelsen af ​​ammoniumion NH 3 + H + = NH 4 + ammoniakmolekylet NH 3 er donoren af ​​et par elektroner, og H + protonen er acceptoren.

I reaktionen BH 3 + H – = BH 4 – spilles rollen som elektronpardonor af hydridionen H –, og acceptoren er borhydridmolekylet BH 3, hvori der er en ledig AO.

Mængde af kemiske bindinger. Forbindelser σ -, π – , δ –.

Den maksimale overlapning af AO'er af forskellige typer (med etablering af de stærkeste kemiske bindinger) opnås, når de har en vis orientering i rummet på grund af deres energioverflades forskellige form.

Typen af ​​AO og retningen af ​​deres overlapning bestemmer σ -, π – , δ – forbindelser:

σ (sigma) – forbindelse – det er altid Odinar (simpel) forbindelse , som opstår, når der er delvist overlap et par s -, s x -, d - JSClangs aksen , forbinder kernerne interagerende atomer.

Enkeltbindinger Altid er σ – forbindelser.

Flere forbindelser – π (pi) - (Også δ (delta )–forbindelser),dobbelt eller tredobler kovalente bindinger udført i overensstemmelse hermedto ellertre par elektroner når deres atomare orbitaler overlapper hinanden.

π (pi) - forbindelse udføres ved overlapning R y -, s z - Og d - JSC Ved begge sider af aksen, der forbinder kernerne atomer, i indbyrdes vinkelrette planer ;

δ (delta )- forbindelse opstår, når der er overlap to d-orbitaler befinde sig i parallelle planer .

Den mest holdbare af σ -, π – , δ – forbindelser er σ– binding , Men π – forbindelser, overlejret σ – bindinger dannes endnu stærkere multiple bindinger: dobbelt og tredobbelt.

Nogen dobbeltbinding omfatter en σ – Og en π – forbindelser, tredobbelt - fra enσ – Og toπ – forbindelser.

Atomer af de fleste grundstoffer eksisterer ikke separat, da de kan interagere med hinanden. Denne interaktion producerer mere komplekse partikler.

Naturen af ​​en kemisk binding er virkningen af ​​elektrostatiske kræfter, som er kræfterne i samspillet mellem elektriske ladninger. Elektroner og atomkerner har sådanne ladninger.

Elektroner placeret på de ydre elektroniske niveauer (valenselektroner), der er længst væk fra kernen, interagerer svagest med den og er derfor i stand til at bryde væk fra kernen. De er ansvarlige for at binde atomer til hinanden.

Typer af interaktioner i kemi

Typer af kemiske bindinger kan præsenteres i følgende tabel:

Karakteristika for ionbinding

Kemisk reaktion der opstår pga ion tiltrækning at have forskellige ladninger kaldes ionisk. Dette sker, hvis atomerne, der bindes, har en signifikant forskel i elektronegativitet (det vil sige evnen til at tiltrække elektroner), og elektronparret går til det mere elektronegative element. Resultatet af denne overførsel af elektroner fra et atom til et andet er dannelsen af ​​ladede partikler - ioner. Der opstår en tiltrækning mellem dem.

De har de laveste elektronegativitetsindekser typiske metaller, og de største er typiske ikke-metaller. Ioner dannes således ved vekselvirkningen mellem typiske metaller og typiske ikke-metaller.

Metalatomer bliver positivt ladede ioner (kationer), der donerer elektroner til deres ydre elektronniveauer, og ikke-metaller accepterer elektroner og bliver dermed til negativt ladet ioner (anioner).

Atomer bevæger sig ind i en mere stabil energitilstand og fuldender deres elektroniske konfigurationer.

Den ioniske binding er ikke-retningsbestemt og ikke-mættelig, da den elektrostatiske interaktion forekommer i alle retninger; følgelig kan ionen tiltrække ioner med det modsatte fortegn i alle retninger.

Arrangementet af ionerne er sådan, at der omkring hver er et vist antal modsat ladede ioner. Begrebet "molekyle" for ioniske forbindelser giver ikke mening.

Eksempler på uddannelse

Dannelsen af ​​en binding i natriumchlorid (nacl) skyldes overførslen af ​​en elektron fra Na-atomet til Cl-atomet for at danne de tilsvarende ioner:

Na 0 - 1 e = Na + (kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

I natriumchlorid er der seks chloridanioner omkring natriumkationerne og seks natriumioner omkring hver chloridion.

Når der dannes interaktion mellem atomer i bariumsulfid, sker følgende processer:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba donerer sine to elektroner til svovl, hvilket resulterer i dannelsen af ​​svovlanioner S 2- og bariumkationer Ba 2+.

Metal kemisk binding

Antallet af elektroner i de ydre energiniveauer af metaller er lille; de ​​adskilles let fra kernen. Som et resultat af denne løsrivelse dannes metalioner og frie elektroner. Disse elektroner kaldes "elektrongas". Elektroner bevæger sig frit gennem metallets volumen og er konstant bundet og adskilt fra atomer.

Metalstoffets struktur er som følger: Krystalgitteret er stoffets skelet, og mellem dets knudepunkter kan elektroner bevæge sig frit.

Følgende eksempler kan gives:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalent: polær og ikke-polær

Den mest almindelige type kemisk interaktion er en kovalent binding. Elektronegativitetsværdierne for de elementer, der interagerer, adskiller sig ikke skarpt; derfor sker der kun et skift af det fælles elektronpar til et mere elektronegativt atom.

Kovalente interaktioner kan dannes af en udvekslingsmekanisme eller en donor-acceptormekanisme.

Udvekslingsmekanismen realiseres, hvis hvert af atomerne har uparrede elektroner på de ydre elektroniske niveauer, og overlapningen af ​​atomare orbitaler fører til fremkomsten af ​​et par elektroner, der allerede tilhører begge atomer. Når et af atomerne har et par elektroner på det ydre elektroniske niveau, og det andet har en fri orbital, så når de atomare orbitaler overlapper, deles elektronparret og interagerer i henhold til donor-acceptor-mekanismen.

Kovalente opdeles ved multiplicitet i:

• enkel eller enkelt;
• dobbelt;
• tredobler.

Dobbelte sikrer deling af to par elektroner på én gang, og tredobbelte - tre.

Ifølge fordelingen af ​​elektrontæthed (polaritet) mellem bundne atomer er en kovalent binding opdelt i:

• ikke-polær;
• polar.

En upolær binding dannes af identiske atomer, og en polær binding dannes af forskellig elektronegativitet.

Interaktionen mellem atomer med lignende elektronegativitet kaldes en ikke-polær binding. Det fælles elektronpar i et sådant molekyle tiltrækkes ikke af nogen af ​​atomerne, men hører lige til begge.

Interaktionen mellem elementer, der adskiller sig i elektronegativitet, fører til dannelsen af ​​polære bindinger. I denne type interaktion tiltrækkes delte elektronpar til det mere elektronegative element, men overføres ikke fuldstændigt til det (det vil sige, at dannelsen af ​​ioner ikke forekommer). Som et resultat af dette skift i elektrontæthed opstår partielle ladninger på atomerne: Jo mere elektronegativ har en negativ ladning, og jo mindre elektronegativ har en positiv ladning.

Egenskaber og karakteristika ved kovalens

Hovedkarakteristika for en kovalent binding:

• Længden bestemmes af afstanden mellem kernerne af interagerende atomer.
• Polariteten bestemmes af elektronskyens forskydning mod et af atomerne.
• Retningsevne er egenskaben ved at danne bindinger orienteret i rummet og følgelig molekyler med visse geometriske former.
• Mætning bestemmes af evnen til at danne et begrænset antal bindinger.
• Polariserbarhed bestemmes af evnen til at ændre polaritet under påvirkning af et eksternt elektrisk felt.
• Den energi, der kræves for at bryde en binding, bestemmer dens styrke.

Et eksempel på en kovalent ikke-polær interaktion kan være molekylerne af hydrogen (H2), chlor (Cl2), oxygen (O2), nitrogen (N2) og mange andre.

H· + ·H → H-H-molekyle har en enkelt ikke-polær binding,

O: + :O → O=O molekyle har en dobbelt upolær,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekylet er tredobbelt upolært.

Eksempler på kovalente bindinger af kemiske grundstoffer omfatter molekyler af kuldioxid (CO2) og kulilte (CO), svovlbrinte (H2S), saltsyre (HCL), vand (H2O), metan (CH4), svovloxid (SO2) og mange andre .

I CO2-molekylet er forholdet mellem kulstof- og oxygenatomer kovalent polært, da det mere elektronegative brint tiltrækker elektrontæthed. Oxygen har to uparrede elektroner i sin ydre skal, mens kulstof kan give fire valenselektroner til at danne interaktionen. Som et resultat dannes der dobbeltbindinger, og molekylet ser således ud: O=C=O.

For at bestemme typen af ​​binding i et bestemt molekyle er det nok at overveje dets konstituerende atomer. Simple metalstoffer danner en metallisk binding, metaller med ikke-metaller danner en ionbinding, simple ikke-metalstoffer danner en kovalent ikke-polær binding, og molekyler bestående af forskellige ikke-metaller dannes gennem en polær kovalent binding.