FORBINDELSE
KOMMUNIKASJON, -og, om kommunikasjon, i forbindelse og i forbindelse, w.
1. (forfaller). Et forhold av gjensidig avhengighet, kondisjonalitet, fellesskap mellom noe. C. teori og praksis. Årsak s.
2. (forfaller). Nær kommunikasjon mellom noen eller noe. Vennlig landsby Styrke internasjonale relasjoner.
3. (i forbindelse og i forbindelse). Kjærlighetsforhold, samliv. Lyubovnaya s. Å være i kontakt med noen.
4. pl. h. Nært bekjentskap med noen, gi støtte, beskyttelse, fordel. Ha forbindelser i innflytelsesrike kretser. Flotte forbindelser.
5. (forfaller). Kommunikasjon med noen, samt midler som gjør det mulig å kommunisere, å kommunisere. landsbyen Kosmicheskaya Bor.(via kontakter). Luftlandsby Intercity telefonlinje.
6. (forfaller). En gren av den nasjonale økonomien knyttet til midlene for slik kommunikasjon (post, telegraf, telefon, radio), så vel som helheten av slike midler konsentrert i de relevante institusjonene. Kommunikasjonstjeneste. Kommunikasjonsarbeidere.
7. (i forbindelse), vanligvis flertall. h. Del av en bygningskonstruksjon som forbinder dens hovedelementer (spesiell).
På grunn av hvordan, preposisjon med TV. n. som et resultat av at noe, på grunn av noe, er betinget av noe. Forsinket på grunn av skrens.
På grunn av, fagforening av den grunn at, på bakgrunn av at. Jeg spurte fordi nøyaktig informasjon var nødvendig.
FORBINDELSE Hva er det FORBINDELSE, betydningen av ordet FORBINDELSE, synonymer for FORBINDELSE, opprinnelse (etymologi) FORBINDELSE, FORBINDELSE stress, ordformer i andre ordbøker
+ FORBINDELSE- T.F. Efremova Ny ordbok for det russiske språket. Forklarende og orddannende
KOMMUNIKASJON er
forbindelse
og.
a) Gjensidige forhold mellom noen eller noe.
b) Fellesskap, gjensidig forståelse, intern enhet.
a) Kommunikasjon med noen.
b) Kjærlighetsforhold, samliv.
3) Forhold mellom noen som skaper gjensidig avhengighet, betingelser.
4) Konsistens, sammenheng, harmoni (i tanker, presentasjon osv.).
5) Evnen til å kommunisere med noen eller noe. på avstand.
6) Midler som kommunikasjon utføres på avstand.
7) Et sett med institusjoner som tilbyr kommunikasjonsmidler på avstand (telegraf, post, telefon, radio).
a) Tilkobling, feste av noe.
b) Kohesjon, gjensidig tiltrekning (molekyler, atomer, elektroner osv.).
+ FORBINDELSE- Moderne forklarende ordbok utg. "Stor sovjetisk leksikon"
KOMMUNIKASJON er
FORBINDELSE
1) overføring og mottak av informasjon ved hjelp av ulike tekniske midler. I samsvar med typen av kommunikasjonsmidler som brukes, er den delt inn i post (se Post) og elektrisk (se Telekommunikasjon 2) Den grenen av nasjonaløkonomien som sikrer overføring og mottak av post, telefon, telegraf, radio og andre meldinger. I USSR i 1986 var det 92 tusen kommunikasjonsbedrifter; 8,5 milliarder brev, 50,3 milliarder aviser og magasiner, 248 millioner pakker, 449 millioner telegrammer ble sendt; antall telefoner i det generelle telefonnettet utgjorde 33,0 millioner. 60-tallet i USSR introduseres Unified Automated Communications Network (EASC) 3) Militær kommunikasjon er levert av Signal Corps --- i filosofi - den gjensidige avhengigheten av fenomener atskilt i rom og tid. Forbindelser klassifiseres i henhold til gjenstandene for erkjennelse, i henhold til formene for determinisme (entydig, sannsynlig og korrelasjon), i henhold til deres styrke (stiv og korpuskulær), i henhold til arten av resultatet som forbindelsen gir (forbindelse av generasjon, forbindelse av transformasjon), i henhold til handlingsretningen (direkte og omvendt), etter typen prosesser som definerer denne forbindelsen (fungerende forbindelse, utviklingsforbindelse, kontrollforbindelse), etter innholdet som er gjenstand for forbindelsen (forbindelse som sikrer overføring av materie, energi eller informasjon).
+ FORBINDELSE- Liten akademisk ordbok for det russiske språket
KOMMUNIKASJON er
forbindelse
OG, setning om kommunikasjon, i forbindelse og i forbindelse, og.
Gjensidig forhold mellom noen eller noe.
Kobling mellom industri og landbruk. Sammenheng mellom vitenskap og produksjon. Handelsforbindelser. Økonomiske forbindelser mellom regioner. Familiebånd.
Gjensidig avhengighet, betingelser.
Kausalitet.
Vi vil bare si at alle vitenskaper er nært forbundet med hverandre og at varige ervervelser av en vitenskap ikke bør forbli fruktløse for andre. Chernyshevsky, grammatikknotater. V. Klassovsky.
Forbindelsen mellom Petrov-Vodkins arbeid og tradisjonene i det gamle russiske maleriet er åpenbar.
L. Mochalov, Det unike med talent.
Koherens, harmoni, konsistens (i å koble tanker, i presentasjon, i tale).
Tankene var forvirret i hodet hans, og ord hadde ingen sammenheng. Pushkin, Dubrovsky.
Det er ikke nok konsistens i tankene mine, og når jeg setter dem på papir, virker det alltid som om jeg har mistet følelsen av deres organiske sammenheng. Tsjekhov, en kjedelig historie.
Nærhet med noen, indre enhet.
Den usynlige forbindelsen vokste mellom dem, som ikke ble uttrykt i ord, men bare følte. Mamin-Sibiryak, Privalovsky millioner.
Når en forfatter dypt føler hans blodforbindelse med menneskene, gir det ham skjønnhet og styrke. M. Gorky, Brev til D.N. Mamin-Sibiryak, 18. oktober. 1912.
Kommunikasjon (vennlig eller forretningsmessig), relasjoner med noen eller noe.
Hold kontakten med smb. Lag forbindelser i den litterære verden.
(Ivan Ivanovich og Ivan Nikiforovich) brøt alle bånd, mens de tidligere var kjent som de mest uatskillelige vennene! Gogol, historien om hvordan Ivan Ivanovich kranglet med Ivan Nikiforovich.
Drozdovs forbindelser med en av de revolusjonære organisasjonene ble etablert, og arrestasjoner ble foretatt. M. Gorky, Historie om en helt.
Kjærlighetsforhold; samboerskap.
(Matvey) inngikk et forhold med en borgerlig kvinne og fikk et barn med henne. Tsjekhov, mord.
(Sophia:) Hvilken rett har du til å snakke om utroskapen min?.. Du hadde dusinvis av forhold. M. Gorky, Den siste.
|| pl. h.(forbindelser, -ey).
Nært bekjentskap med innflytelsesrike personer som kan gi støtte og patronage.
Gode B. bestemte seg for å finne et hjem til sin stefar. Han hadde allerede gode forbindelser og begynte umiddelbart å spørre og anbefale sin stakkars kamerat. Dostojevskij, Netochka Nezvanova.
Takket være forbindelsene til min avdøde far, en ingeniør, ble jeg registrert på Mikhailovsky-skolen. Pertsov, Fra selvbiografi.
Kommunikasjon, kommunikasjon med noen eller noe. ved hjelp av ulike virkemidler.
I kabinen, ved hjelp av et talerør, kunne fartøysjefen kommunisere med broen, og på telefon med hvilken som helst avdeling på skipet. Novikov-Priboy, kaptein 1. rang.
Morozka var blant kavaleriet som ble tildelt for å kommunisere med platonene under slaget. Fadeev, nederlag.
Nå var det bare en måte å kommunisere på igjen - gjennom Volga. Simonov, dager og netter.
|| De.
Sende og motta informasjon ved hjelp av spesielle midler.
5. vanligvis med en definisjon.
Midlene som kommunikasjon og overføring av informasjon utføres på.
Radiotelefonkommunikasjon. Telegrafkommunikasjon. Senderkommunikasjon.
Om natten klarte signalmennene til artilleriregimentet å etablere en telefonforbindelse til tanken. V. Kozhevnikov, Syv dager.
Et sett med institusjoner som tilbyr tekniske kommunikasjonsmidler på avstand (telegraf, postkontor, telefon, radio).
Kommunikasjonsarbeidere.
|| Militær
En tjeneste som gir kommunikasjon mellom militære enheter (ved hjelp av telefon, radio, budbringere osv.).
Arkhip Khromkov ble sjef for etterretning og kommunikasjon. Markov, Strogovs.
En forbindelsesoffiser ankom fra hærens hovedkvarter med en hastepakke. Popovkin, Rubanyuk-familien.
Tilkobling, feste av noe.
Liming av steiner og murstein med leire.
I Trinity Cathedral introduserer han jern i murverket til bygningen for å forbinde hjørnene. Pilyavsky, verk av V.P. Stasov i Leningrad.
Kohesjon, gjensidig tiltrekning (molekyler, atomer, elektroner osv.).
Forbindelsen av elektroner med kjernen.
En enhet som binder eller fester deler av noe. bygninger eller strukturer; klemme.
Det var et enormt dekorativt verksted – en kuppel sammenflettet på toppen med jernsperrer og avstivere. A. N. Tolstoy, Egor Abozov, logikk, sammenheng, kontinuitet, foldbarhet, sekvens, harmoni, interaksjon, forbindelse, artikulasjon, sammenkobling, samhold, kommunikasjon, kommunikasjonsmidler, samleie, kommunikasjon, kontakt, assosiasjon, relasjon, avhengighet, binding, bånd, romantikk, kobling, forening, årsakssammenheng, PR, tomba, intime relasjoner, intriger, forhold, dupleks, navlestreng, samleie, binding, religion, samliv, parataxi, forbindelsestråd, kontinuitet, adhesjon, sammenkobling, korrelasjon, betinging , forbindelse, slektskap, kitt, obligasjon, cupids, affære, synapse, kontekst, kjærlighet, tråd, post, melding, quadruplex. Maur. fragmentering
|
Som et resultat av å studere dette emnet, vil du lære:
Som et resultat av å studere dette emnet, vil du lære:
Studiespørsmål: |
5.1. Kovalent binding
En kjemisk binding dannes når to eller flere atomer kommer sammen hvis den totale energien i systemet avtar som et resultat av deres interaksjon. De mest stabile elektroniske konfigurasjonene av de ytre elektronskallene til atomer er de av edelgassatomer, bestående av to eller åtte elektroner. De ytre elektronskallene til atomer av andre grunnstoffer inneholder fra ett til syv elektroner, dvs. er uferdige. Når et molekyl dannes, har atomer en tendens til å erverve et stabilt to-elektron- eller åtte-elektronskall. Valenselektronene til atomer deltar i dannelsen av en kjemisk binding.
Kovalent er en kjemisk binding mellom to atomer, som dannes av elektronpar som samtidig tilhører disse to atomene.
Det er to mekanismer for dannelse av kovalente bindinger: utveksling og donor-akseptor.
5.1.1. Utvekslingsmekanisme for kovalent bindingsdannelse
Byttemekanisme Dannelsen av en kovalent binding realiseres på grunn av overlappingen av elektronskyer av elektroner som tilhører forskjellige atomer. For eksempel, når to hydrogenatomer nærmer seg hverandre, overlapper 1s elektronorbitalene. Som et resultat dukker det opp et felles elektronpar, som samtidig tilhører begge atomene. I dette tilfellet dannes en kjemisk binding av elektroner som har antiparallelle spinn, fig. 5.1.
Ris. 5.1. Dannelse av et hydrogenmolekyl fra to H-atomer
5.1.2. Donor-akseptormekanisme for dannelse av kovalente bindinger
Med donor-akseptormekanismen for kovalent bindingsdannelse dannes bindingen også ved hjelp av elektronpar. Men i dette tilfellet gir ett atom (donor) sitt elektronpar, og det andre atomet (akseptoren) deltar i dannelsen av bindingen med sin frie orbital. Et eksempel på implementering av en donor-akseptorbinding er dannelsen av ammoniumion NH 4+ under interaksjonen av ammoniakk NH 3 med hydrogenkationet H+.
I NH 3-molekylet danner tre elektronpar tre N – H-bindinger, det fjerde elektronparet som tilhører nitrogenatomet er ensomt. Dette elektronparet kan danne en binding med et hydrogenion som har en ledig orbital. Resultatet er ammoniumion NH 4+, fig. 5.2.
Ris. 5.2. Utseendet til en donor-akseptorbinding under dannelsen av ammoniumion
Det bør bemerkes at de fire kovalente N - H-bindingene som finnes i NH 4 + -ionet er ekvivalente. I ammoniumionet er det umulig å isolere en binding dannet av donor-akseptor-mekanismen.
5.1.3. Polar og ikke-polar kovalent binding
Hvis en kovalent binding dannes av identiske atomer, er elektronparet plassert i samme avstand mellom kjernene til disse atomene. En slik kovalent binding kalles ikke-polar. Eksempler på molekyler med en ikke-polar kovalent binding er H2, Cl2, O2, N2, etc.
I tilfelle av en polar kovalent binding, blir det delte elektronparet forskjøvet til atomet med høyere elektronegativitet. Denne typen binding er realisert i molekyler dannet av forskjellige atomer. En polar kovalent binding forekommer i molekyler av HCl, HBr, CO, NO, etc. For eksempel kan dannelsen av en polar kovalent binding i et HCl-molekyl representeres av et diagram, fig. 5.3:
Ris. 5.3. Dannelse av en kovalent polar binding i HC1-molekylet
I det aktuelle molekylet forskyves elektronparet til kloratomet, siden dets elektronegativitet (2.83) er større enn elektronegativiteten til hydrogenatomet (2.1).
5.1.4. Dipolmoment og molekylstruktur
Et mål på polariteten til en binding er dipolmomentet μ:
μ = e l,
Hvor e- elektronladning, l– avstanden mellom sentrene for positive og negative ladninger.
Dipolmoment er en vektormengde. Begrepene "bindingsdipolmoment" og "molekyldipolmoment" sammenfaller bare for diatomiske molekyler. Dipolmomentet til et molekyl er lik vektorsummen av dipolmomentene til alle bindinger. Dermed avhenger dipolmomentet til et polyatomisk molekyl av strukturen.
I et lineært CO 2 -molekyl er for eksempel hver av C–O-bindingene polare. Imidlertid er CO 2 -molekylet generelt upolart, siden dipolmomentene til bindingene kansellerer hverandre (fig. 5.4). Dipolmomentet til karbondioksidmolekylet er m = 0.
I det vinkelformede H2O-molekylet er de polare H–O-bindingene lokalisert i en vinkel på 104,5 o. Vektorsummen av dipolmomentene til to H–O-bindinger uttrykkes ved diagonalen til parallellogrammet (fig. 5.4). Som et resultat er dipolmomentet til vannmolekylet m ikke lik null.
Ris. 5.4. Dipolmomenter for CO 2 og H 2 O-molekyler
5.1.5. Valens av grunnstoffer i forbindelser med kovalente bindinger
Valensen til atomer bestemmes av antall uparrede elektroner som deltar i dannelsen av vanlige elektronpar med elektroner fra andre atomer. Med ett uparet elektron på det ytre elektronlaget, er halogenatomene i F 2, HCl, PBr 3 og CCl 4 molekylene monovalente. Elementer i oksygenundergruppen inneholder to uparrede elektroner i det ytre laget, derfor er de toverdige i forbindelser som O 2, H 2 O, H 2 S og SCl 2.
Siden en binding i tillegg til vanlige kovalente bindinger kan dannes i molekyler ved hjelp av en donor-akseptormekanisme, avhenger valensen til atomer også av tilstedeværelsen av ensomme elektronpar og frie elektronorbitaler. Et kvantitativt mål på valens er antall kjemiske bindinger som et gitt atom er forbundet med andre atomer gjennom.
Den maksimale valensen til elementer kan som regel ikke overstige antallet til gruppen de er lokalisert i. Unntaket er elementene i den sekundære undergruppen av den første gruppen Cu, Ag, Au, hvis valens i forbindelser er større enn én. Valenselektronene inkluderer først og fremst elektronene til de ytre lagene, men for elementer i sideundergrupper deltar elektronene i de nest siste (før-ytre) lagene også i dannelsen av en kjemisk binding.
5.1.6. Valens av elementer i normale og eksiterte tilstander
Valensen til de fleste kjemiske elementer avhenger av om disse elementene er i normal eller eksitert tilstand. Elektronisk konfigurasjon av Li-atomet: 1s 2 2s 1. Litiumatomet på det ytre nivået har ett uparet elektron, dvs. litium er monovalent. Et veldig stort energiforbruk er nødvendig forbundet med overgangen av 1s-elektronet til 2p-orbitalen for å oppnå trivalent litium. Dette energiforbruket er så stort at det ikke kompenseres av energien som frigjøres under dannelsen av kjemiske bindinger. I denne forbindelse er det ingen trivalente litiumforbindelser.
Konfigurasjon av det ytre elektroniske laget av elementer i beryllium-undergruppen ns 2. Dette betyr at i det ytre elektronlaget til disse elementene i ns-celleorbitalen er det to elektroner med motsatte spinn. Elementer i beryllium-undergruppen inneholder ikke uparrede elektroner, så deres valens i normaltilstanden er null. I den eksiterte tilstanden er den elektroniske konfigurasjonen av elementene i beryllium-undergruppen ns 1 nр 1, dvs. elementer danner forbindelser der de er toverdige.
Valensmuligheter for boratomet
La oss vurdere den elektroniske konfigurasjonen av boratomet i grunntilstanden: 1s 2 2s 2 2p 1. Boratomet i grunntilstanden inneholder ett uparet elektron (fig. 5.5), dvs. det er monovalent. Imidlertid er bor ikke preget av dannelsen av forbindelser der det er enverdig. Når et boratom eksiteres, skjer en overgang av ett 2s elektron til en 2p orbital (fig. 5.5). Et boratom i en eksitert tilstand har 3 uparrede elektroner og kan danne forbindelser der valensen er tre.
Ris. 5.5. Valenstilstander til boratomet i normale og eksiterte tilstander
Energien som brukes på overgangen til et atom til en eksitert tilstand innenfor ett energinivå, blir som regel mer enn kompensert av energien som frigjøres under dannelsen av ytterligere bindinger.
På grunn av tilstedeværelsen av en fri 2p orbital i boratomet, kan bor i forbindelser danne en fjerde kovalent binding, som fungerer som en elektronparakseptor. Figur 5.6 viser hvordan BF-molekylet interagerer med F – ion, noe som resulterer i dannelsen av – ion, der bor danner fire kovalente bindinger.
Ris. 5.6. Donor-akseptormekanisme for dannelse av den fjerde kovalente bindingen ved boratomet
Valensmuligheter for nitrogenatomet
La oss vurdere den elektroniske strukturen til nitrogenatomet (fig. 5.7).
Ris. 5.7. Fordeling av elektroner i nitrogenatomets orbitaler
Fra det presenterte diagrammet er det klart at nitrogen har tre uparrede elektroner, det kan danne tre kjemiske bindinger og valensen er tre. Overgangen av nitrogenatomet til en eksitert tilstand er umulig, siden det andre energinivået ikke inneholder d-orbitaler. Samtidig kan nitrogenatomet gi et ensomt elektronpar av ytre elektroner 2s 2 til et atom som har en fri orbital (akseptor). Som et resultat oppstår en fjerde kjemisk binding av nitrogenatomet, slik tilfellet er for eksempel i ammoniumionet (fig. 5.2). Dermed er den maksimale kovalensen (antall kovalente bindinger dannet) til et nitrogenatom fire. I sine forbindelser kan nitrogen, i motsetning til andre elementer i den femte gruppen, ikke være femverdig.
Valensmuligheter for fosfor-, svovel- og halogenatomer
I motsetning til atomene nitrogen, oksygen og fluor, har atomene av fosfor, svovel og klor som ligger i den tredje perioden frie 3d-celler som elektroner kan overføres til. Når et fosforatom eksiteres (fig. 5.8), har det 5 uparrede elektroner på sitt ytre elektronlag. Som et resultat kan fosforatomet i forbindelser ikke bare være treverdig, men også femverdig.
Ris. 5.8. Fordeling av valenselektroner i orbitaler for et fosforatom i en eksitert tilstand
I eksitert tilstand har svovel, i tillegg til en valens på to, også en valens på fire og seks. I dette tilfellet er 3p og 3s elektroner sekvensielt paret (fig. 5.9).
Ris. 5.9. Valensmuligheter for et svovelatom i en eksitert tilstand
I den eksiterte tilstanden, for alle elementer i hovedundergruppen til gruppe V, bortsett fra fluor, er sekvensiell paring av første p- og deretter s-elektronpar mulig. Som et resultat blir disse elementene tri-, penta- og heptavalente (fig. 5.10).
Ris. 5.10. Valensmuligheter for klor-, brom- og jodatomer i eksitert tilstand
5.1.7. Lengde, energi og retning av en kovalent binding
Kovalente bindinger dannes vanligvis mellom ikke-metallatomer. Hovedkarakteristikkene til en kovalent binding er lengde, energi og retning.
Lengde på kovalent binding
Lengden på en binding er avstanden mellom kjernene til atomene som danner denne bindingen. Det bestemmes av eksperimentelle fysiske metoder. Bindingslengden kan estimeres ved hjelp av additivitetsregelen, ifølge hvilken bindingslengden i AB-molekylet er omtrent lik halvparten av summen av bindingslengdene i molekylene A 2 og B 2:
.
Fra topp til bunn langs undergruppene til det periodiske systemet av grunnstoffer øker lengden på den kjemiske bindingen, siden radiene til atomene øker i denne retningen (tabell 5.1). Når bindingsmangfoldet øker, reduseres lengden.
Tabell 5.1.
Lengden på noen kjemiske bindinger
Kjemisk forbindelse |
Linklengde, pm |
Kjemisk forbindelse |
Linklengde, pm |
C – C |
|||
Kommunikasjonsenergi
Et mål på bindingsstyrke er bindingsenergien. Kommunikasjonsenergi bestemt av energien som kreves for å bryte en binding og fjerne atomene som danner den bindingen i en uendelig stor avstand fra hverandre. Den kovalente bindingen er veldig sterk. Dens energi varierer fra flere titalls til flere hundre kJ/mol. For et IСl 3-molekyl, for eksempel, er Ebonden ≈40, og for N 2- og CO-molekyler er Ebonden ≈1000 kJ/mol.
Fra topp til bunn, langs undergruppene til det periodiske systemet av elementer, avtar energien til en kjemisk binding, siden bindingslengden øker i denne retningen (tabell 5.1). Når bindingsmultiplisiteten øker, øker energien (tabell 5.2).
Tabell 5.2.
Energien til noen kjemiske bindinger
Kjemisk forbindelse |
Kommunikasjonsenergi, |
Kjemisk forbindelse |
Kommunikasjonsenergi, |
C – C |
|||
Metning og retning av kovalente bindinger
De viktigste egenskapene til en kovalent binding er dens metning og retningsevne. Mettbarhet kan defineres som atomers evne til å danne et begrenset antall kovalente bindinger. Dermed kan et karbonatom kun danne fire kovalente bindinger, og et oksygenatom kan danne to. Det maksimale antallet vanlige kovalente bindinger som et atom kan danne (unntatt bindinger dannet av donor-akseptor-mekanismen) er lik antall uparede elektroner.
Kovalente bindinger har en romlig orientering, siden overlappingen av orbitaler under dannelsen av en enkeltbinding skjer langs linjen som forbinder atomkjernene. Det romlige arrangementet av elektronorbitalene til et molekyl bestemmer dets geometri. Vinklene mellom kjemiske bindinger kalles bindingsvinkler.
Metningen og retningsevnen til en kovalent binding skiller denne bindingen fra en ionisk binding, som, i motsetning til en kovalent binding, er umettet og ikke-retningsbestemt.
Romlig struktur av H 2 O og NH 3 molekyler
La oss vurdere retningen til en kovalent binding ved å bruke eksemplet med H 2 O og NH 3 molekyler.
H 2 O-molekylet er dannet av et oksygenatom og to hydrogenatomer. Oksygenatomet har to uparrede p-elektroner, som okkuperer to orbitaler plassert i rette vinkler på hverandre. Hydrogenatomer har uparrede 1s-elektroner. Vinkelen mellom bindingene dannet av p-elektroner bør være nær vinkelen mellom orbitalene til p-elektroner. Eksperimentelt ble det imidlertid funnet at vinkelen mellom O–H-bindingene i et vannmolekyl er 104,50. Økningen i vinkelen sammenlignet med vinkelen på 90 o kan forklares med frastøtende krefter som virker mellom hydrogenatomene, fig. 5.11. Dermed har H 2 O-molekylet en vinkelform.
Tre uparrede p-elektroner av nitrogenatomet, hvis orbitaler er lokalisert i tre gjensidig perpendikulære retninger, deltar i dannelsen av NH 3-molekylet. Derfor bør de tre N–H-bindingene plasseres i vinkler i forhold til hverandre nær 90° (fig. 5.11). Den eksperimentelle verdien av vinkelen mellom bindinger i NH 3-molekylet er 107,3°. Forskjellen mellom vinklene mellom bindingene og de teoretiske verdiene skyldes, som i tilfellet med vannmolekylet, gjensidig frastøting av hydrogenatomer. I tillegg tar de presenterte ordningene ikke hensyn til muligheten for deltakelse av to elektroner i 2s-orbitalene i dannelsen av kjemiske bindinger.
Ris. 5.11. Overlapping av elektroniske orbitaler under dannelse av kjemiske bindinger i H 2 O (a) og NH 3 (b) molekyler
La oss vurdere dannelsen av BeC1 2-molekylet. Et berylliumatom i en eksitert tilstand har to uparrede elektroner: 2s og 2p. Det kan antas at berylliumatomet skal danne to bindinger: en binding dannet av s-elektronet og en binding dannet av p-elektronet. Disse bindingene må ha ulik energi og ulik lengde. BeCl 2-molekylet i dette tilfellet skal ikke være lineært, men kantet. Erfaring viser imidlertid at BeCl 2-molekylet har en lineær struktur og begge kjemiske bindinger i det er ekvivalente. En lignende situasjon observeres når man vurderer strukturen til BCl 3- og CCl 4-molekylene - alle bindinger i disse molekylene er ekvivalente. BC1 3-molekylet har en flat struktur, CC1 4 har en tetraedrisk struktur.
For å forklare strukturen til molekyler som BeC1 2, BCl 3 og CCl 4, Pauling og Slater(USA) introduserte konseptet hybridisering av atomorbitaler. De foreslo å erstatte flere atomorbitaler, som ikke avviker veldig mye i deres energi, med samme antall ekvivalente orbitaler, kalt hybride. Disse hybridorbitalene er sammensatt av atomorbitaler som et resultat av deres lineære kombinasjon.
I følge L. Pauling, når kjemiske bindinger dannes av et atom som har elektroner av forskjellige typer i ett lag og derfor ikke er veldig forskjellige i deres energi (for eksempel s og p), er det mulig å endre konfigurasjonen av orbitaler av forskjellige typer, der deres justering i form og energi oppstår . Som et resultat dannes hybridorbitaler som har en asymmetrisk form og er svært langstrakte på den ene siden av kjernen. Det er viktig å understreke at hybridiseringsmodellen brukes når elektroner av ulike typer, for eksempel s og p, er involvert i dannelsen av bindinger.
5.1.8.2. Ulike typer atomorbital hybridisering
sp hybridisering
Hybridisering av en s- og en R- orbitaler ( sp- hybridisering) realiseres for eksempel under dannelsen av berylliumklorid. Som vist ovenfor, i en eksitert tilstand, har et Be-atom to uparrede elektroner, hvorav den ene okkuperer 2s-orbitalen, og den andre opptar 2p-orbitalen. Når en kjemisk binding dannes, omdannes disse to forskjellige orbitalene til to identiske hybridorbitaler, rettet i en vinkel på 180° til hverandre (fig. 5.12). Det lineære arrangementet av to hybridorbitaler tilsvarer deres minimale frastøtning fra hverandre. Som et resultat har BeCl 2-molekylet en lineær struktur - alle tre atomene er plassert på samme linje.
Ris. 5.12. Diagram over elektronorbital overlapping under dannelsen av et BeCl 2-molekyl
Strukturen til acetylenmolekylet; sigma- og pi-bindinger
La oss vurdere et diagram over overlappingen av elektroniske orbitaler under dannelsen av et acetylenmolekyl. I et acetylenmolekyl er hvert karbonatom i en sp-hybrid tilstand. De to sp-hybride orbitalene er plassert i en vinkel på 1800 i forhold til hverandre; de danner én σ-binding mellom karbonatomer og to σ-bindinger med hydrogenatomer (fig. 5.13).
Ris. 5.13. Skjema for dannelse av s-bindinger i et acetylenmolekyl
En σ-binding er en binding dannet som et resultat av overlappende elektronorbitaler langs en linje som forbinder atomkjernene.
Hvert karbonatom i acetylenmolekylet inneholder ytterligere to p-elektroner, som ikke tar del i dannelsen av σ-bindinger. Elektronskyene til disse elektronene er lokalisert i gjensidig vinkelrette plan og overlapper hverandre, danner ytterligere to π-bindinger mellom karbonatomer på grunn av den laterale overlappingen av ikke-hybrid R–skyer (fig. 5.14).
En π-binding er en kovalent kjemisk binding dannet som et resultat av en økning i elektrontetthet på hver side av linjen som forbinder atomkjernene.
Ris. 5.14. Skjema for dannelsen av σ - og π - bindinger i acetylenmolekylet.
I acetylenmolekylet dannes det altså en trippelbinding mellom karbonatomene, som består av én σ - binding og to π - bindinger; σ -bindinger er sterkere enn π-bindinger.
sp2 hybridisering
Strukturen til BCl 3-molekylet kan forklares i form av sp 2- hybridisering. Et boratom i eksitert tilstand på det ytre elektronlaget inneholder ett s-elektron og to p-elektroner, dvs. tre uparrede elektroner. Disse tre elektronskyene kan omdannes til tre ekvivalente hybridorbitaler. Minimum frastøting av tre hybridorbitaler fra hverandre tilsvarer deres plassering i samme plan i en vinkel på 120 o til hverandre (fig. 5.15). Dermed har BCl 3-molekylet en flat form.
Ris. 5.15. Flat struktur av BCl 3-molekylet
sp 3 - hybridisering
Valensorbitalene til karbonatomet (s, р x, р y, р z) kan omdannes til fire ekvivalente hybridorbitaler, som er plassert i rommet i en vinkel på 109,5 o til hverandre og rettet mot toppunktene til tetraederet , i sentrum er kjernen til karbonatomet (fig. 5.16).
Ris. 5.16. Tetraedrisk struktur av metanmolekylet
5.1.8.3. Hybridisering som involverer ensomme elektronpar
Hybridiseringsmodellen kan brukes til å forklare strukturen til molekyler som, i tillegg til bindende, også inneholder ensomme elektronpar. I vann- og ammoniakkmolekyler er det totale antallet elektronpar i sentralatomet (O og N) fire. Samtidig har et vannmolekyl to, og et ammoniakkmolekyl har ett enslig elektronpar. Dannelsen av kjemiske bindinger i disse molekylene kan forklares ved å anta at ensomme elektronpar også kan fylle hybridorbitaler. Ensomme elektronpar tar mye mer plass i rommet enn bindende. Som et resultat av frastøtingen som oppstår mellom ensomme og bindende elektronpar, avtar bindingsvinklene i vann- og ammoniakkmolekyler, som viser seg å være mindre enn 109,5 o.
Ris. 5.17. sp 3 - hybridisering som involverer ensomme elektronpar i H 2 O (A) og NH 3 (B) molekyler
5.1.8.4. Etablere type hybridisering og bestemme strukturen til molekyler
For å etablere typen hybridisering, og følgelig strukturen til molekyler, må følgende regler brukes.
1. Typen hybridisering av sentralatomet, som ikke inneholder ensomme elektronpar, bestemmes av antall sigmabindinger. Hvis det er to slike bindinger, skjer sp-hybridisering, tre - sp 2 -hybridisering, fire - sp 3 -hybridisering. Ensomme elektronpar (i fravær av bindinger dannet av donor-akseptormekanismen) er fraværende i molekyler dannet av atomer av beryllium, bor, karbon, silisium, dvs. i elementer av hovedundergruppene II - IV gruppene.
2. Hvis det sentrale atomet inneholder ensomme elektronpar, så bestemmes antall hybridorbitaler og typen hybridisering av summen av antall sigmabindinger og antall ensomme elektronpar. Hybridisering som involverer ensomme elektronpar skjer i molekyler dannet av atomer av nitrogen, fosfor, oksygen, svovel, dvs. elementer i hovedundergruppene i gruppene V og VI.
3. Molekylenes geometriske form bestemmes av typen hybridisering av sentralatomet (tabell 5.3).
Tabell 5.3.
Bindingsvinkler, geometrisk form av molekyler avhengig av antall hybridorbitaler og typen hybridisering av sentralatomet
5.2. Ionebinding
Ionebinding skjer gjennom elektrostatisk tiltrekning mellom motsatt ladede ioner. Disse ionene dannes som et resultat av overføring av elektroner fra ett atom til et annet. En ionisk binding dannes mellom atomer som har store forskjeller i elektronegativitet (vanligvis større enn 1,7 på Pauling-skalaen), for eksempel mellom alkalimetall- og halogenatomer.
La oss vurdere forekomsten av en ionisk binding ved å bruke eksemplet på dannelsen av NaCl. Fra de elektroniske formlene til atomene 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 å fullføre det ytre nivået er det lettere for natriumatomet å gi fra seg ett elektron enn å legge til syv, og det er lettere for kloratomet å legge til én, enn å gi sju. I kjemiske reaksjoner gir natriumatomet fra seg ett elektron, og kloratomet tar det. Som et resultat blir de elektroniske skallene av natrium- og kloratomer omdannet til stabile elektroniske skall av edelgasser (den elektroniske konfigurasjonen av natriumkationen er Na + 1s 2 2s 2 2p 6, og den elektroniske konfigurasjonen av kloranionet Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Den elektrostatiske interaksjonen av ioner fører til dannelsen av et NaCl-molekyl.
Grunnleggende egenskaper ved ioniske bindinger og egenskaper til ioniske forbindelser
1. En ionisk binding er en sterk kjemisk binding. Energien til denne bindingen er i størrelsesorden 300 – 700 kJ/mol.
2. I motsetning til en kovalent binding, er en ionisk binding ikke-retningsbestemt, siden et ion kan tiltrekke seg ioner med motsatt fortegn til seg selv i alle retninger.
3. I motsetning til en kovalent binding, er en ionisk binding umettet, siden samspillet mellom ioner med motsatt fortegn ikke fører til fullstendig gjensidig kompensasjon av deres kraftfelt.
4. Under dannelsen av molekyler med en ionisk binding skjer ikke fullstendig overføring av elektroner, derfor eksisterer ikke hundre prosent ioniske bindinger i naturen. I NaCl-molekylet er den kjemiske bindingen bare 80 % ionisk.
5. Forbindelser med ioniske bindinger er krystallinske faste stoffer som har høye smelte- og kokepunkter.
6. De fleste ioniske forbindelser er løselige i vann. Løsninger og smelter av ioniske forbindelser leder elektrisk strøm.
5.3. Metallkobling
Metallatomer på det ytre energinivået inneholder et lite antall valenselektroner. Siden ioniseringsenergien til metallatomer er lav, holdes valenselektroner svakt tilbake i disse atomene. Som et resultat vises positivt ladede ioner og frie elektroner i krystallgitteret til metaller. I dette tilfellet er metallkationer plassert i nodene til krystallgitteret deres, og elektroner beveger seg fritt i feltet med positive sentre som danner den såkalte "elektrongassen". Tilstedeværelsen av et negativt ladet elektron mellom to kationer får hver kation til å samhandle med dette elektronet. Således er metallisk binding bindingen mellom positive ioner i metallkrystaller, som skjer gjennom tiltrekning av elektroner som beveger seg fritt gjennom krystallen.
Siden valenselektronene i et metall er jevnt fordelt gjennom krystallen, er en metallisk binding, som en ionisk binding, en ikke-retningsbinding. I motsetning til en kovalent binding, er en metallisk binding en umettet binding. Fra kovalent binding metallforbindelse Det er også forskjellig i holdbarhet. Energien til en metallisk binding er omtrent tre til fire ganger mindre enn energien til en kovalent binding.
På grunn av elektrongassens høye mobilitet er metaller preget av høy elektrisk og termisk ledningsevne.
5.4. Hydrogenbinding
I molekylene til forbindelsene HF, H 2 O, NH 3 er det hydrogenbindinger med et sterkt elektronegativt grunnstoff (H–F, H–O, H–N). Mellom molekylene til slike forbindelser kan dannes intermolekylære hydrogenbindinger. I noen organiske molekyler som inneholder H–O, H–N-bindinger, intramolekylære hydrogenbindinger.
Mekanismen for hydrogenbindingsdannelse er delvis elektrostatisk, delvis donor-akseptor i naturen. I dette tilfellet er elektronpardonoren et atom av et sterkt elektronegativt element (F, O, N), og akseptoren er hydrogenatomene koblet til disse atomene. Som kovalente bindinger er hydrogenbindinger preget av fokus i verdensrommet og metningsevne.
Hydrogenbindinger er vanligvis betegnet med prikker: H ··· F. Jo sterkere hydrogenbindingen er, desto større er elektronegativiteten til partneratomet og desto mindre størrelse. Det er karakteristisk først og fremst for fluorforbindelser, så vel som oksygen, i mindre grad nitrogen, og i enda mindre grad klor og svovel. Energien til hydrogenbindingen endres også tilsvarende (tabell 5.4).
Tabell 5.4.
Gjennomsnittsverdier av hydrogenbindingsenergier
Intermolekylær og intramolekylær hydrogenbinding
Takket være hydrogenbindinger kombineres molekyler til dimerer og mer komplekse assosiasjoner. For eksempel kan dannelsen av en maursyredimer representeres ved følgende diagram (fig. 5.18).
Ris. 5.18. Dannelse av intermolekylære hydrogenbindinger i maursyre
Lange kjeder av (H 2 O) n assosiasjoner kan oppstå i vann (fig. 5.19).
Ris. 5.19. Dannelse av en kjede av assosiater i flytende vann på grunn av intermolekylære hydrogenbindinger
Hvert H2O-molekyl kan danne fire hydrogenbindinger, men et HF-molekyl kan bare danne to.
Hydrogenbindinger kan oppstå både mellom ulike molekyler (intermolekylær hydrogenbinding) og innenfor et molekyl (intramolekylær hydrogenbinding). Eksempler på dannelsen av intramolekylære bindinger for noen organiske stoffer er presentert i fig. 5.20.
Ris. 5.20. Dannelse av intramolekylære hydrogenbindinger i molekyler av ulike organiske forbindelser
Påvirkningen av hydrogenbinding på egenskapene til stoffer
Den mest praktiske indikatoren på eksistensen av intermolekylære hydrogenbindinger er kokepunktet til et stoff. Det høyere kokepunktet for vann (100 o C sammenlignet med hydrogenforbindelser av elementer i oksygenundergruppen (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) forklares av tilstedeværelsen av hydrogenbindinger: ekstra energi må brukes for å ødelegge intermolekylære hydrogenbindinger i vann.
Hydrogenbinding kan påvirke strukturen og egenskapene til stoffer betydelig. Eksistensen av intermolekylære hydrogenbindinger øker smelte- og kokepunktene til stoffer. Tilstedeværelsen av en intramolekylær hydrogenbinding fører til at deoksyribonukleinsyre (DNA) molekylet blir foldet til en dobbel helix i vann.
Hydrogenbinding spiller også en viktig rolle i oppløsningsprosesser, siden løselighet også avhenger av en forbindelses evne til å danne hydrogenbindinger med løsningsmidlet. Som et resultat er stoffer som inneholder OH-grupper som sukker, glukose, alkoholer og karboksylsyrer som regel svært løselige i vann.
5.5. Typer krystallgitter
Faste stoffer har vanligvis en krystallinsk struktur. Partiklene som utgjør krystaller (atomer, ioner eller molekyler) befinner seg på strengt definerte punkter i rommet, og danner et krystallgitter. Krystallgitteret består av elementære celler som beholder de strukturelle egenskapene som er karakteristiske for et gitt gitter. Punktene der partiklene befinner seg kalles krystallgitternoder. Avhengig av typen partikler lokalisert på gitterstedene og arten av forbindelsen mellom dem, skilles 4 typer krystallgitter.
5.5.1. Atomisk krystallgitter
Ved nodene til atomiske krystallgitter er det atomer forbundet med hverandre med kovalente bindinger. Stoffer som har et atomgitter inkluderer diamant, silisium, karbider, silicider, etc. I strukturen til en atomkrystall er det umulig å isolere individuelle molekyler. Strukturen til diamant er vist i fig. 5.21. Diamant består av karbonatomer, som hver er bundet til fire naboatomer. På grunn av det faktum at kovalente bindinger er sterke, er alle stoffer med atomgitter ildfaste, harde og lite flyktige. De er litt løselige i vann.
Ris. 5.21. Diamant krystallgitter
5.5.2. Molekylært krystallgitter
Ved nodene til molekylære krystallgitter er det molekyler forbundet med hverandre av svake intermolekylære krefter. Derfor har stoffer med et molekylært gitter lav hardhet, de er smeltbare, preget av betydelig flyktighet, er litt løselige i vann, og deres løsninger leder som regel ikke elektrisk strøm. Mange stoffer med et molekylært krystallgitter er kjent. Dette er fast hydrogen, klor, karbonmonoksid (IV) og andre stoffer som er i gassform ved vanlige temperaturer. De fleste krystallinske organiske forbindelser har et molekylært gitter.
5.5.3. Ionisk krystallgitter
Krystallgitter som inneholder ioner ved deres noder kalles ionisk. De er dannet av stoffer med ioniske bindinger, for eksempel alkalimetallhalogenider. I ioniske krystaller kan ikke individuelle molekyler skilles fra hele krystallen som ett makromolekyl. Bindingene mellom ioner er sterke, derfor har stoffer med et ionisk gitter lav flyktighet og høye smelte- og kokepunkter. Krystallgitteret til natriumklorid er vist i fig. 5.22.
Ris. 5.22. Krystallgitter av natriumklorid
I denne figuren er de lyse kulene Na + ioner, de mørke kulene er Cl – ioner. Til venstre i fig. Figur 5.22 viser enhetscellen til NaCI.
5.5.4. Metall krystallgitter
Metaller i fast tilstand danner metalliske krystallgitter. Stedene til slike gitter inneholder positive metallioner, og valenselektroner beveger seg fritt mellom dem. Elektronene tiltrekker elektrostatisk kationer, og gir derved stabilitet til metallgitteret. Denne gitterstrukturen bestemmer den høye termiske ledningsevnen, elektriske ledningsevnen og plastisiteten til metaller - under mekanisk deformasjon er det ingen brudd på bindinger og ødeleggelse av krystallen, siden ionene som utgjør den ser ut til å flyte i en sky av elektrongass. I fig. Figur 5.23 viser natriumkrystallgitteret.
Ris. 5.23. Natriumkrystallgitter
Typer tilkoblinger.
I kjemi skilles følgende typer bindinger ut: kovalent, ionisk, metallisk, hydrogenbinding, van der Waals-binding, donor-akseptorbinding, dativbinding.
Kovalent binding
Når en kovalent binding dannes, deler atomer elektroner med hverandre. Et eksempel på en kovalent binding er den kjemiske bindingen i Cl 2-molekylet. Lewis (1916) foreslo først at i en slik binding deler hvert av de to kloratomene ett av sine ytre elektroner med det andre kloratomet. For å overlappe atomorbitaler må to atomer komme så nær hverandre som mulig. Et delt elektronpar danner en kovalent binding. Disse elektronene okkuperer samme orbital, og spinnene deres er rettet i motsatte retninger.
Dermed oppnås en kovalent binding ved å dele elektroner fra forskjellige atomer som et resultat av sammenkobling av elektroner med motsatte spinn.
Kovalent binding er en vanlig type binding. Kovalente bindinger kan forekomme ikke bare i molekyler, men også i krystaller. Det forekommer mellom identiske atomer (i molekyler av H 2, Cl 2, diamant) og mellom forskjellige atomer (i molekyler av H 2 O, NH 3 ...)
Mekanisme for dannelse av kovalente bindinger
La oss vurdere mekanismen ved å bruke eksemplet på dannelsen av H2-molekylet.
H+H=H2, ∆H=-436 kJ/mol
Kjernen til et fritt hydrogenatom er omgitt av en sfærisk symmetrisk elektronsky dannet av et 1s-elektron. Når atomer kommer nærmere en viss avstand, overlapper deres elektronskyer (orbitaler) delvis (fig. 4).
Ris. 4. Mekanismen for bindingsdannelse i et hydrogenmolekyl.
Hvis hydrogenatomene som nærmer seg før de berøres har en avstand mellom kjernene på 0,106 nm, er denne avstanden 0,074 nm etter at elektronskyene overlapper hverandre.
Som et resultat dukker det opp en molekylær to-elektronsky mellom sentrene til kjernene, som har en maksimal elektrontetthet i rommet mellom kjernene. En økning i den negative ladningstettheten mellom kjerner favoriserer en sterk økning i tiltrekningskreftene mellom kjerner, noe som fører til frigjøring av energi. Jo sterkere overlapping av elektronorbitaler er, jo sterkere er den kjemiske bindingen. Som et resultat av dannelsen av en kjemisk binding mellom to hydrogenatomer, når hver av dem den elektroniske konfigurasjonen av et edelgassatom - helium.
Det er to metoder som forklarer fra et kvantemekanisk synspunkt henholdsvis dannelsen av området for overlapping av elektronskyer og dannelsen av en kovalent binding. En av dem kalles BC (valensbindinger)-metoden, den andre MO (molekylære orbitaler).
Valensbindingsmetoden vurderer overlappingen av atomorbitaler til et utvalgt atompar. I MO-metoden betraktes molekylet som en helhet og fordelingen av elektrontetthet (fra ett elektron) er spredt over hele molekylet. Fra posisjonen til MO 2H i H 2 er koblet på grunn av tiltrekningen av kjerner til elektronskyen som ligger mellom disse kjernene.
Illustrasjon av en kovalent binding
Forbindelser er avbildet på forskjellige måter:
1). Bruke elektroner som prikker
I dette tilfellet er dannelsen av et hydrogenmolekyl vist med diagrammet
N∙ + N∙ → N: N
2). Bruke kvadratiske celler (orbitaler), som å plassere to elektroner med motsatte spinn i en molekylær kvantecelle
Dette diagrammet viser at det molekylære energinivået er lavere enn de opprinnelige atomnivåene, noe som betyr at den molekylære tilstanden til stoffet er mer stabil enn den atomære.
3). En kovalent binding er representert med en linje
For eksempel H – N. Denne linjen symboliserer et elektronpar.
Hvis én kovalent binding (ett vanlig elektronpar) oppstår mellom atomer, kalles det enkelt, hvis mer, så et multiplum dobbelt(to vanlige elektronpar), trippel(tre vanlige elektronpar). En enkeltbinding er representert med en linje, en dobbeltbinding med to linjer, og en trippelbinding med tre linjer.
Bindestreken mellom atomene viser at de har et generalisert elektronpar.
Klassifisering av kovalente bindinger
Avhengig av overlappingsretningen til elektronskyer, skilles σ-, π-, δ-bindinger. σ-bindingen oppstår når elektronskyer overlapper langs aksen som forbinder kjernene til samvirkende atomer.
Eksempler på σ-bindinger:
Ris. 5. Dannelse av en σ-binding mellom s-, p-, d- elektroner.
Et eksempel på dannelsen av en σ-binding når s-s-skyer overlapper er observert i hydrogenmolekylet.
π-bindingen oppstår når elektronskyene på hver side av aksen overlapper hverandre og forbinder atomkjernene.
Ris. 6. Dannelse av π-binding mellom p-, d- elektroner.
δ-kobling oppstår når to d-elektronskyer plassert i parallelle plan overlapper hverandre. δ-bindingen er mindre sterk enn π-bindingen, og π-bindingen er mindre sterk enn σ-bindingen.
Egenskaper til kovalente bindinger
EN). Polaritet.
Det er to typer kovalente bindinger: ikke-polare og polare.
Når det gjelder en ikke-polar kovalent binding, er elektronskyen dannet av et felles elektronpar fordelt i rommet symmetrisk i forhold til atomkjernene. Et eksempel er diatomiske molekyler som består av atomer av ett grunnstoff: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2. Elektronparet deres tilhører likt begge atomene.
Når det gjelder en polar binding, forskyves elektronskyen som danner bindingen mot atomet med høyere relativ elektronegativitet.
Eksempler er følgende molekyler: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3 osv. Vurder dannelsen av et HCl-molekyl, som kan representeres ved følgende diagram
Elektronparet forskyves til kloratomet, pga den relative elektronegativiteten til kloratomet (2,83) er større enn for hydrogenatomet (2,1).
b). Metningsevne.
Atomers evne til å delta i dannelsen av et begrenset antall kovalente bindinger kalles metningen av en kovalent binding. Metningen av kovalente bindinger skyldes det faktum at bare elektroner fra eksterne energinivåer, det vil si et begrenset antall elektroner, deltar i kjemiske interaksjoner.
V) . Fokus og kovalent bindingshybridisering.
En kovalent binding er preget av retningsbestemmelse i rommet. Dette forklares av det faktum at elektronskyer har en viss form og deres maksimale overlapping er mulig ved en viss romlig orientering.
Retningen til en kovalent binding bestemmer den geometriske strukturen til molekyler.
For eksempel, for vann har den en trekantet form.
Ris. 7. Romlig struktur av et vannmolekyl.
Det er eksperimentelt fastslått at i et vannmolekyl H 2 O er avstanden mellom hydrogen- og oksygenkjernene 0,096 nm (96 pm). Vinkelen mellom linjene som går gjennom kjernene er 104,5 0. Dermed har vannmolekylet en vinkelform og strukturen kan uttrykkes i form av den presenterte figuren.
Hybridisering
Som eksperimentelle og teoretiske studier (Slater, Pauling) viser, under dannelsen av noen forbindelser, som BeCl 2, BeF 2, BeBr 2, er tilstanden til valenselektronene til et atom i et molekyl ikke beskrevet av ren s-, p-, d-bølgefunksjoner, men ved deres lineære kombinasjoner. Slike blandede strukturer kalles hybridorbitaler, og blandingsprosessen kalles hybridisering.
Som kvantekjemiske beregninger viser, er blanding av s- og p-orbitalene til et atom en prosess som er gunstig for dannelsen av et molekyl. I dette tilfellet frigjøres mer energi enn ved dannelse av bindinger som involverer rene s- og p-orbitaler. Derfor fører hybridiseringen av de elektroniske orbitalene til et atom til en stor reduksjon i systemets energi og følgelig en økning i stabiliteten til molekylet. Den hybridiserte orbitalen er mer forlenget på den ene siden av kjernen enn på den andre. Derfor vil elektrontettheten i området for overlapping av hybridskyen være større enn elektrontettheten i området for overlapping av s- og p-orbitalene separat, som et resultat av at bindingen dannet av elektronene til hybriden orbital er preget av større styrke.
Flere typer hybridtilstander forekommer. Når s- og p-orbitaler hybridiserer (kalt sp-hybridisering), oppstår to hybridorbitaler, plassert i en vinkel på 180 0 i forhold til hverandre. I dette tilfellet dannes en lineær struktur. Denne konfigurasjonen (strukturen) er kjent for de fleste jordalkalimetallhalogenider (for eksempel BeX 2, hvor X = Cl, F, Br), dvs. Bindingsvinkelen er 180 0 C.
Ris. 8. sp hybridisering
En annen type hybridisering, kalt sp 2-hybridisering (dannet fra en s og to p-orbitaler), fører til dannelsen av tre hybridorbitaler, som er plassert i en vinkel på 120 0 til hverandre. I dette tilfellet dannes en trigonal struktur av molekylet (eller en vanlig trekant) i rommet. Slike strukturer er kjent for forbindelsene BX3 (X=Cl, F, Br).
Ris. 9. sp 2 -hybridisering.
Ikke mindre vanlig er sp 3-hybridisering, som dannes av en s- og tre p-orbitaler. I dette tilfellet dannes fire hybridorbitaler, orientert i rommet symmetrisk til de fire toppunktene til tetraederet, det vil si at de er plassert i en vinkel på 109 0 28 ". Denne romlige posisjonen kalles tetraedrisk. Denne strukturen er kjent for molekyler NH 3, H 2 O og generelt for elementer fra II-perioden. Skjematisk kan dets utseende i rommet vises i følgende figur
Ris. 10. Romlig arrangement av bindinger i ammoniakkmolekylet,
projisert på et fly.
Dannelsen av tetraedriske bindinger på grunn av sp 3 hybridisering kan representeres som følger (fig. 11):
Ris. 11. Dannelse av tetraedriske bindinger under sp 3 hybridisering.
Dannelsen av tetraedriske bindinger under sp 3 hybridisering ved å bruke eksemplet med et CCl 4 molekyl er vist i fig. 12.
Fig. 12. Dannelse av tetraedriske bindinger under sp 3 - hybridisering til CCl 4 molekyler
Hybridisering angår ikke bare s- og p-orbitaler. For å forklare de stereokjemiske elementene i III og påfølgende perioder, er det behov for å konstruere hybridorbitaler samtidig inkludert s-, p-, d- orbitaler.
Stoffer med kovalente bindinger inkluderer:
1. organiske forbindelser;
2. faste og flytende stoffer hvor det dannes bindinger mellom par av halogenatomer, samt mellom par av hydrogen-, nitrogen- og oksygenatomer, for eksempel H2;
3. elementer fra gruppe VI (for eksempel spiralkjeder av tellur), elementer fra gruppe V (for eksempel arsen), elementer fra gruppe IV (diamant, silisium, germanium);
4. forbindelser som overholder 8-N-regelen (som InSb, CdS, GaAs, CdTe), når deres bestanddeler er plassert i II-VI, III-V-grupper i det periodiske system.
I faste stoffer med kovalente bindinger kan det dannes forskjellige krystallstrukturer for samme stoff, hvis bindingsenergi er nesten den samme. For eksempel kan strukturen til ZnS være kubisk (sinkblende) eller sekskantet (wurtzitt). Arrangementet av de nærmeste naboene i sink blende og wurtzite er det samme, og den eneste og lille forskjellen i energiene til disse to strukturene bestemmes av arrangementet av atomene ved siden av de nærmeste. Denne evnen til noen stoffer kalles allotropi eller polymorfisme. Et annet eksempel på allotropi er silisiumkarbid, som har en rekke polytyper av forskjellige strukturer fra rent kubisk til sekskantet. Disse tallrike krystallinske modifikasjonene av ZnS, SiC eksisterer ved romtemperatur.
Ionebinding
Ionebinding er en elektrostatisk tiltrekningskraft mellom ioner med ladninger med motsatt fortegn (dvs. + og -).
Ideen om ionisk binding ble dannet på grunnlag av ideene til V. Kossel. Han foreslo (1916) at når to atomer samhandler, gir det ene opp og det andre aksepterer elektroner. Dermed dannes en ionisk binding ved overføring av ett eller flere elektroner fra ett atom til et annet. For eksempel, i natriumklorid, dannes en ionisk binding ved overføring av et elektron fra et natriumatom til et kloratom. Som et resultat av denne overføringen dannes et natriumion med en ladning på +1 og et kloridion med en ladning på -1. De blir tiltrukket av hverandre av elektrostatiske krefter, og danner et stabilt molekyl. Elektronoverføringsmodellen foreslått av Kossel lar en forklare dannelsen av slike forbindelser som litiumfluorid, kalsiumoksid og litiumoksid.
De mest typiske ioniske forbindelsene består av metallkationer som tilhører gruppene I og II i det periodiske systemet, og anioner av ikke-metalliske grunnstoffer som tilhører gruppene VI og VII.
Den enkle dannelsen av en ionisk forbindelse avhenger av den enkle dannelsen av dens bestanddeler kationer og anioner. Den enkle dannelsen er høyere, jo lavere ioniseringsenergi til atomdonerende elektroner (elektrondonor), og atomet som tilfører elektroner (elektronakseptor) har høyere affinitet for elektronet. Elektron affinitet er et mål på evnen til et atom til å få et elektron. Det kvantifiseres som endringen i energi som oppstår når ett mol enkeltladede anioner dannes fra ett mol atomer. Dette er det såkalte «første elektronaffinitet»-konseptet. Den andre elektronaffiniteten er energiendringen som oppstår når ett mol dobbeltladede anioner dannes fra ett mol enkeltladede anioner. Disse konseptene, det vil si ioniseringsenergi og elektronaffinitet, relaterer seg til gassformige stoffer og er kjennetegn ved atomer og ioner i gassform. Men det bør huskes at de fleste ioniske forbindelser er mest stabile i fast tilstand. Denne omstendigheten forklares av eksistensen av et krystallgitter i dem i fast tilstand. Spørsmålet melder seg. Hvorfor er ioniske forbindelser mer stabile i form av krystallgitter, og ikke i gassform? Svaret på dette spørsmålet er beregningen av energien til krystallgitteret, basert på den elektrostatiske modellen. I tillegg til dette er denne beregningen også en test av teorien om ionebinding.
For å beregne energien til et krystallgitter, er det nødvendig å bestemme arbeidet som må brukes på å ødelegge krystallgitteret med dannelse av gassformige ioner. For å utføre beregningen brukes ideen om kreftene til tiltrekning og frastøting. Uttrykket for den potensielle interaksjonsenergien til enkeltladede ioner oppnås ved å summere tiltrekningsenergien og frastøtningsenergien
E = E inn + E ut (1).
Energien til Coulomb-tiltrekning av ioner med motsatte fortegn tas som Eat, for eksempel Na + og Cl - for NaCl-forbindelsen
E innkommende = -e 2 /4πε 0 r (2),
siden fordelingen av elektronisk ladning i et fylt elektronskall er sfærisk symmetrisk. På grunn av frastøtingen som oppstår på grunn av Pauli-prinsippet når de fylte skallene til anion og kation overlapper, er avstanden som ionene kan nærme seg begrenset. Den frastøtende energien endres raskt med indre nukleær avstand og kan skrives som følgende to omtrentlige uttrykk:
E ott = A/r n (n≈12) (3)
E ott = B∙exp(-r/ρ) (4),
hvor A og B er konstanter, r er avstanden mellom ioner, ρ er en parameter (karakteristisk lengde).
Det skal bemerkes at ingen av disse uttrykkene samsvarer med den komplekse kvantemekaniske prosessen som fører til frastøtning.
Til tross for den omtrentlige naturen til disse formlene, gjør de det mulig å ganske nøyaktig beregne og følgelig beskrive den kjemiske bindingen i molekylene til slike ioniske forbindelser som NaCl, KCl, CaO.
Siden det elektriske feltet til et ion har sfærisk symmetri (fig. 13), har en ionisk binding, i motsetning til en kovalent binding, ingen retningsbestemt. Samspillet mellom to motsatt ladede ioner kompenseres av frastøtende krefter bare i retningen som forbinder sentrene til ionekjernene i andre retninger, kompensasjon av ionenes elektriske felt forekommer ikke. Derfor er de i stand til å samhandle med andre ioner. Ionebindingen er altså ikke mettbar.
Ris. 13. Sfærisk symmetri av det elektrostatiske feltet
motsatt belastede kostnader.
På grunn av ikke-retningsmessigheten og umettetheten til ioniske bindinger, er det energimessig mest gunstig når hvert ion er omgitt av maksimalt antall ioner med motsatt fortegn. På grunn av dette er den mest foretrukne formen for eksistens av en ionisk forbindelse en krystall. For eksempel, i en NaCl-krystall har hver kation seks anioner som sine nærmeste naboer.
Bare ved høye temperaturer i gassform eksisterer ioniske forbindelser i form av ikke-assosierte molekyler.
I ioniske forbindelser avhenger ikke koordinasjonstallet av den spesifikke elektroniske strukturen til atomene, som i kovalente forbindelser, men bestemmes av forholdet mellom størrelsene til ionene. Med et forhold mellom ioniske radier i området 0,41 - 0,73, observeres oktaedrisk koordinasjon av ioner, med et forhold på 0,73-1,37 - kubisk koordinasjon, etc.
Således, under normale forhold, er ioniske forbindelser krystallinske stoffer. Konseptet med to-ioniske molekyler, for eksempel NaCL, CsCl, gjelder ikke for dem. Hver krystall består av et stort antall ioner.
En ionisk binding kan representeres som en begrensende polar binding, for hvilken den effektive ladningen til atomet er nær enhet. For en rent kovalent upolar binding er den effektive ladningen til atomene null. I virkelige stoffer er rent ioniske og rent kovalente bindinger sjeldne. De fleste forbindelser har en bindingskarakter mellom ikke-polar kovalent og polar ionisk. Det vil si at i disse forbindelsene er den kovalente bindingen delvis ionisk av natur. Naturen til ioniske og kovalente bindinger i virkelige stoffer er presentert i figur 14.
Ris. 14. Ionisk og kovalent natur av bindingen.
Andelen av ionisk karakter av en binding kalles graden av ionisitet. Det er preget av de effektive ladningene til atomer i et molekyl. Graden av ionisitet øker med økende forskjell i elektronegativitet til atomene som danner den.
Metallkobling
I metallatomer holdes de ytre valenselektronene mye svakere enn i ikke-metallatomer. Dette forårsaker tap av forbindelse mellom elektroner og individuelle atomer i en tilstrekkelig lang periode og deres sosialisering. Et sosialisert ensemble av eksterne elektroner dannes. Eksistensen av et slikt elektronisk system fører til fremveksten av krefter som holder positive metallioner i en nær tilstand, til tross for deres ladning med samme navn. Denne bindingen kalles metallisk. En slik binding er bare karakteristisk for metall og eksisterer i stoffets faste og flytende tilstand. En metallbinding er en type kjemisk binding. Den er basert på sosialisering av eksterne elektroner, som mister forbindelsen med atomet og derfor kalles frie elektroner (fig. 15).
Ris. 15. Metallkobling.
Eksistensen av en metallisk binding bekreftes av følgende fakta. Alle metaller har høy termisk ledningsevne og høy elektrisk ledningsevne, noe som sikres ved tilstedeværelsen av frie elektroner. I tillegg bestemmer den samme omstendigheten den gode reflektiviteten til metaller for lysbestråling, deres glans og opasitet, høy duktilitet og positiv temperaturkoeffisient for elektrisk motstand.
Stabiliteten til krystallgitteret til metaller kan ikke forklares med slike typer bindinger som ioniske og kovalente. Ionebinding mellom metallatomer lokalisert på stedene til krystallgitteret er umulig, siden de har samme ladning. Kovalent binding mellom metallatomer er også usannsynlig, siden hvert atom har 8 til 12 nærmeste naboer, og dannelsen av kovalente bindinger med så mange delte elektronpar er ukjent.
Metallstrukturer er preget av det faktum at de har et ganske sjeldent arrangement av atomer (internukleære avstander er store) og et stort antall nærmeste naboer for hvert atom i krystallgitteret. Tabell 1 viser tre typiske metallstrukturer.
Tabell 1
Kjennetegn på strukturene til de tre vanligste metallene
Vi ser at hvert atom deltar i dannelsen av et stort antall bindinger (for eksempel med 8 atomer). Et så stort antall bindinger (med 8 eller 12 atomer) kan ikke lokaliseres samtidig i rommet. Forbindelsen må utføres på grunn av resonansen til vibrasjonsbevegelsen til de eksterne elektronene til hvert atom, som et resultat av at kollektiviseringen av alle eksterne elektroner i krystallen skjer med dannelsen av en elektrongass. I mange metaller, for å danne en metallisk binding, er det nok å ta ett elektron fra hvert atom. Dette er nøyaktig det som observeres for litium, som bare har ett elektron i sitt ytre skall. En litiumkrystall er et gitter av Li + ioner (kuler med en radius på 0,068 nm) omgitt av elektrongass.
Ris. 16. Ulike typer krystallinsk pakking: a-sekskantet tett pakking; b - ansiktssentrert kubisk pakking; c-kroppssentrert kubikkpakning.
Det er likheter mellom metalliske og kovalente bindinger. Det ligger i det faktum at begge typer bindinger er basert på deling av valenselektroner. Imidlertid forbinder en kovalent binding bare to tilstøtende atomer, og de delte elektronene er i umiddelbar nærhet til de bundne atomene. I en metallisk binding deltar flere atomer i å dele valenselektroner.
Dermed er konseptet med en metallisk binding uløselig knyttet til ideen om metaller som en samling positivt ladede ioniske kjerner med store gap mellom ionene fylt med elektrongass, mens systemet på makroskopisk nivå forblir elektrisk nøytralt.
I tillegg til typene kjemiske bindinger diskutert ovenfor, er det andre typer bindinger som er intermolekylære: hydrogenbinding, van der Waals-interaksjon, donor-akseptor-interaksjon.
Donor-akseptor-interaksjon av molekyler
Mekanismen for dannelse av en kovalent binding på grunn av to-elektronskyen til ett atom og den frie orbitalen til et annet kalles donor-akseptor. Et atom eller partikkel som gir en to-elektronsky for kommunikasjon kalles en donor. Et atom eller partikkel med en fri orbital som aksepterer dette elektronparet kalles en akseptor.
Hovedtyper av intermolekylære interaksjoner. Hydrogenbinding
Mellom valensmettede molekyler, ved avstander som overstiger partikkelstørrelsen, kan det oppstå elektrostatiske krefter av intermolekylær tiltrekning. De kalles van der Waals-styrker. Van der Waals-interaksjonen eksisterer alltid mellom atomer med tett avstand, men spiller en viktig rolle bare i fravær av sterkere bindingsmekanismer. Denne svake interaksjonen med en karakteristisk energi på 0,2 eV/atom skjer mellom nøytrale atomer og mellom molekyler. Navnet på samspillet er assosiert med navnet på van der Waals, siden det var han som først foreslo at tilstandsligningen, tatt i betraktning den svake interaksjonen mellom gassmolekyler, beskriver egenskapene til virkelige gasser mye bedre enn ligningen til tilstanden til en ideell gass. Imidlertid ble naturen til denne attraktive kraften forklart først i 1930 av London. For tiden er følgende tre typer interaksjoner klassifisert som van der Waals-attraksjon: orienterende, induktiv og dispersiv (London-effekten). Energien til van der Waals-attraksjonen bestemmes av summen av orienterings-, induktiv- og dispersjonsinteraksjoner.
E innkommende = E eller + E ind + E disp (5).
Orienteringsinteraksjon (eller dipol-dipol-interaksjon) skjer mellom polare molekyler, som når de nærmer seg, dreier (orienterer) seg mot hverandre med motsatte poler slik at den potensielle energien til molekylsystemet blir minimal. Jo større dipolmomentet til molekylene μ og jo mindre avstanden l er mellom dem, jo mer signifikant er energien til orienteringsinteraksjonen:
E eller = -(μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),
hvor ε 0 er den elektriske konstanten.
Induktiv interaksjon er assosiert med prosessene for polarisering av molekyler av omgivende dipoler. Det er mer signifikant, jo høyere polariserbarhet α til et ikke-polart molekyl og jo større dipolmoment μ til et polart molekyl
E ind = -(αμ 2)/ (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7).
Polariserbarheten α til et ikke-polart molekyl kalles deformasjon, siden den er assosiert med deformasjonen av partikkelen, mens μ karakteriserer forskyvningen av elektronskyen og kjernene i forhold til deres tidligere posisjoner.
Dispersjonsinteraksjon (London-effekten) forekommer i alle molekyler, uavhengig av deres struktur og polaritet. På grunn av det øyeblikkelige misforholdet mellom tyngdepunktene til ladningene til elektronskyen og kjernene, dannes det en øyeblikkelig dipol, som induserer øyeblikkelige dipoler i andre partikler. Bevegelsen av øyeblikkelige dipoler blir konsistent. Som et resultat opplever nabopartikler gjensidig tiltrekning. Energien til dispersjonsinteraksjon avhenger av ioniseringsenergien E I og polariserbarheten til molekylene α
E disp = - (E I 1 ∙E I 2)∙ α 1 α 2 /(E I 1 +E I 2) l 6 (8).
Hydrogenbindingen er mellomliggende mellom valens og intermolekylære interaksjoner. Hydrogenbindingsenergien er lav, 8–80 kJ/mol, men høyere enn van der Waals-interaksjonsenergien. Hydrogenbinding er karakteristisk for væsker som vann, alkoholer og syrer og er forårsaket av et positivt polarisert hydrogenatom. Små størrelser og fravær av indre elektroner gjør at et hydrogenatom som er tilstede i en væske i enhver forbindelse, kan inngå ytterligere interaksjon med et negativt polarisert atom til et annet eller det samme molekylet som ikke er kovalent bundet til det
A δ- - H δ+…. A δ- - H δ+.
Det vil si at det oppstår en assosiasjon av molekyler. Assosiasjonen av molekyler fører til en reduksjon i flyktighet, en økning i kokepunktet og fordampningsvarmen, og en økning i væskers viskositet og dielektriske konstant.
Vann er et spesielt egnet stoff for hydrogenbinding fordi molekylet har to hydrogenatomer og to ensomme par på oksygenatomet. Dette bestemmer det høye dipolmomentet til molekylet (μ D = 1,86 D) og evnen til å danne fire hydrogenbindinger: to som en protondonor og to som en protonakseptor
(H 2 O….N – O…H 2 O) 2 ganger.
Det er kjent fra eksperimenter at med en endring i molekylvekt i rekken av hydrogenforbindelser av elementer fra den tredje og påfølgende perioden, øker kokepunktet. Hvis dette mønsteret brukes på vann, bør kokepunktet ikke være 100 0 C, men 280 0 C. Denne motsetningen bekrefter eksistensen av en hydrogenbinding i vann.
Eksperimenter har vist at molekylære assosiater dannes i væske og spesielt i fast vann. Is har et tetraedrisk krystallgitter. I midten av tetraederet er det et oksygenatom av ett vannmolekyl ved de fire hjørnene er det oksygenatomer til nabomolekyler, som er forbundet med sine nærmeste naboer med hydrogenbindinger. I flytende vann blir hydrogenbindinger delvis ødelagt, og i strukturen er det en dynamisk likevekt mellom molekylære assosiater og frie molekyler.
Ionebinding
(materiale fra nettstedet http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm ble brukt)
Ionebinding skjer gjennom elektrostatisk tiltrekning mellom motsatt ladede ioner. Disse ionene dannes som et resultat av overføring av elektroner fra ett atom til et annet. En ionisk binding dannes mellom atomer som har store forskjeller i elektronegativitet (vanligvis større enn 1,7 på Pauling-skalaen), for eksempel mellom alkalimetall- og halogenatomer.
La oss vurdere forekomsten av en ionisk binding ved å bruke eksemplet på dannelsen av NaCl.
Fra elektroniske formler for atomer
Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 og
Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Det kan sees at for å fullføre det ytre nivået er det lettere for et natriumatom å gi fra seg ett elektron enn å få syv, og for et kloratom er det lettere å få ett elektron enn å få syv. I kjemiske reaksjoner gir natriumatomet fra seg ett elektron, og kloratomet tar det. Som et resultat blir elektronskallene til natrium- og kloratomer omdannet til stabile elektronskall av edelgasser (elektronisk konfigurasjon av natriumkationen
Na + 1s 2 2s 2 2p 6,
og den elektroniske konfigurasjonen av kloranion er
Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).
Den elektrostatiske interaksjonen av ioner fører til dannelsen av et NaCl-molekyl.
Naturen til den kjemiske bindingen gjenspeiles ofte i stoffets aggregeringstilstand og fysiske egenskaper. Ioniske forbindelser som natriumklorid NaCl er harde og ildfaste fordi det er kraftige elektrostatiske tiltrekningskrefter mellom ladningene til deres "+" og "–" ioner.
Det negativt ladede klorionet tiltrekker seg ikke bare "sitt" Na+-ion, men også andre natriumioner rundt seg. Dette fører til det faktum at i nærheten av noen av ionene er det ikke ett ion med motsatt fortegn, men flere.
Strukturen til en krystall av natriumklorid NaCl.
Faktisk er det 6 natriumioner rundt hvert klorion, og 6 klorioner rundt hvert natriumion. Denne ordnede pakkingen av ioner kalles en ionisk krystall. Hvis et enkelt kloratom er isolert i en krystall, er det blant natriumatomene som omgir det ikke lenger mulig å finne den som klor reagerte med.
Tiltrukket av hverandre av elektrostatiske krefter, er ionene ekstremt motvillige til å endre plassering under påvirkning av ytre kraft eller en økning i temperatur. Men hvis natriumklorid smeltes og fortsetter å varmes opp i vakuum, fordamper det og danner diatomiske NaCl-molekyler. Dette antyder at kovalente bindingskrefter aldri slås helt av.
Grunnleggende egenskaper ved ioniske bindinger og egenskaper til ioniske forbindelser
1. En ionisk binding er en sterk kjemisk binding. Energien til denne bindingen er i størrelsesorden 300 – 700 kJ/mol.
2. I motsetning til en kovalent binding, er en ionisk binding ikke-retningsbestemt fordi et ion kan tiltrekke seg ioner med motsatt fortegn til seg selv i alle retninger.
3. I motsetning til en kovalent binding er en ionisk binding umettet, siden samspillet mellom ioner med motsatt fortegn ikke fører til fullstendig gjensidig kompensasjon av deres kraftfelt.
4. Under dannelsen av molekyler med en ionisk binding skjer ikke fullstendig overføring av elektroner, derfor eksisterer ikke hundre prosent ioniske bindinger i naturen. I NaCl-molekylet er den kjemiske bindingen bare 80 % ionisk.
5. Forbindelser med ioniske bindinger er krystallinske faste stoffer som har høye smelte- og kokepunkter.
6. De fleste ioniske forbindelser er løselige i vann. Løsninger og smelter av ioniske forbindelser leder elektrisk strøm.
Metallkobling
Metallkrystaller er strukturert annerledes. Hvis du undersøker et stykke natriummetall, vil du finne at utseendet er veldig forskjellig fra bordsalt. Natrium er et mykt metall, lett kuttet med kniv, flatet med en hammer, det kan lett smeltes i en kopp på en spritlampe (smeltepunkt 97,8 o C). I en natriumkrystall er hvert atom omgitt av åtte andre lignende atomer.
Krystallstruktur av metallisk Na.
Figuren viser at Na-atomet i sentrum av kuben har 8 nærmeste naboer. Men det samme kan sies om et hvilket som helst annet atom i en krystall, siden de alle er like. Krystallen består av "uendelig" gjentatte fragmenter vist i denne figuren.
Metallatomer på det ytre energinivået inneholder et lite antall valenselektroner. Siden ioniseringsenergien til metallatomer er lav, holdes valenselektroner svakt tilbake i disse atomene. Som et resultat vises positivt ladede ioner og frie elektroner i krystallgitteret til metaller. I dette tilfellet er metallkationer plassert i nodene til krystallgitteret, og elektroner beveger seg fritt i feltet med positive sentre, og danner den såkalte "elektrongassen".
Tilstedeværelsen av et negativt ladet elektron mellom to kationer får hver kation til å samhandle med dette elektronet.
Dermed, Metallisk binding er bindingen mellom positive ioner i metallkrystaller som skjer gjennom tiltrekning av elektroner som beveger seg fritt gjennom krystallen.
Siden valenselektronene i et metall er jevnt fordelt gjennom krystallen, er en metallisk binding, som en ionisk binding, en ikke-retningsbinding. I motsetning til en kovalent binding, er en metallisk binding en umettet binding. En metallbinding skiller seg også fra en kovalent binding i sin styrke. Energien til en metallisk binding er omtrent tre til fire ganger mindre enn energien til en kovalent binding.
På grunn av elektrongassens høye mobilitet er metaller preget av høy elektrisk og termisk ledningsevne.
Metallkrystallen ser ganske enkel ut, men faktisk er dens elektroniske struktur mer kompleks enn ioniske saltkrystaller. Det er ikke nok elektroner i det ytre elektronskallet til metallelementer til å danne en fullverdig "oktett" kovalent eller ionisk binding. Derfor, i gassform, består de fleste metaller av monoatomiske molekyler (dvs. individuelle atomer som ikke er koblet til hverandre). Et typisk eksempel er kvikksølvdamp. Dermed oppstår den metalliske bindingen mellom metallatomer bare i flytende og fast aggregeringstilstand.
En metallisk binding kan beskrives som følger: noen av metallatomene i den resulterende krystallen gir fra seg valenselektronene sine til rommet mellom atomene (for natrium er dette...3s1), og blir til ioner. Siden alle metallatomene i en krystall er like, har hver lik sjanse for å miste et valenselektron.
Med andre ord skjer overføringen av elektroner mellom nøytrale og ioniserte metallatomer uten energiforbruk. I dette tilfellet havner alltid noen elektroner i rommet mellom atomene i form av "elektrongass".
Disse frie elektronene holder for det første metallatomene i en viss likevektsavstand fra hverandre.
For det andre gir de metaller en karakteristisk "metallisk glans" (frie elektroner kan samhandle med lyskvanter).
For det tredje gir frie elektroner metaller med god elektrisk ledningsevne. Den høye termiske ledningsevnen til metaller forklares også av tilstedeværelsen av frie elektroner i det interatomiske rommet - de "reagerer" lett på endringer i energi og bidrar til dens raske overføring i krystallen.
En forenklet modell av den elektroniske strukturen til en metallkrystall.
******** Ved å bruke metallet natrium som et eksempel, la oss vurdere arten av den metalliske bindingen fra synspunktet om ideer om atomorbitaler. Natriumatomet har, som mange andre metaller, mangel på valenselektroner, men det finnes frie valensorbitaler. Det eneste 3s-elektronet av natrium er i stand til å bevege seg til hvilken som helst av de frie og nærliggende naboorbitalene. Når atomer i en krystall kommer nærmere hverandre, overlapper de ytre orbitalene til naboatomer, slik at elektronene som er gitt opp kan bevege seg fritt gjennom krystallen.
"Elektrongassen" er imidlertid ikke så uryddig som det kan virke. Frie elektroner i en metallkrystall er i overlappende orbitaler og er til en viss grad delt, og danner noe sånt som kovalente bindinger. Natrium, kalium, rubidium og andre metalliske s-elementer har ganske enkelt få delte elektroner, så krystallene deres er skjøre og smeltbare. Når antallet valenselektroner øker, øker styrken til metaller generelt.
Dermed har metalliske bindinger en tendens til å bli dannet av elementer hvis atomer har få valenselektroner i deres ytre skall. Disse valenselektronene, som utfører den metalliske bindingen, deles så mye at de kan bevege seg gjennom metallkrystallen og gi høy elektrisk ledningsevne til metallet.
En NaCl-krystall leder ikke elektrisitet fordi det ikke er frie elektroner i rommet mellom ionene. Alle elektroner donert av natriumatomer holdes fast av klorioner. Dette er en av de betydelige forskjellene mellom ioniske krystaller og metaller.
Det du nå vet om metallisk binding bidrar til å forklare den høye formbarheten (duktiliteten) til de fleste metaller. Metall kan flates til et tynt ark og trekkes inn i tråd. Faktum er at individuelle lag med atomer i en metallkrystall kan gli hverandre relativt lett: den mobile "elektrongassen" myker konstant bevegelsen til individuelle positive ioner, og skjermer dem fra hverandre.
Selvfølgelig kan ingenting slikt gjøres med bordsalt, selv om salt også er et krystallinsk stoff. I ioniske krystaller er valenselektronene tett bundet til atomkjernen. Forskyvningen av ett lag med ioner i forhold til et annet bringer ioner med samme ladning nærmere hverandre og forårsaker sterk frastøtning mellom dem, noe som resulterer i ødeleggelse av krystallen (NaCl er et skjørt stoff).
Forskyvningen av lagene i en ionisk krystall forårsaker tilsynekomsten av store frastøtende krefter mellom like ioner og ødeleggelse av krystallen.
Navigasjon
- Løse kombinerte problemer basert på kvantitative egenskaper ved et stoff
- Problemløsning. Loven om konstans i sammensetningen av stoffer. Beregninger som bruker begrepene "molar masse" og "kjemisk mengde" av et stoff