Eigenschaften chemischer Bindungen
Die Lehre von der chemischen Bindung bildet die Grundlage aller theoretischen Chemie. Unter einer chemischen Bindung versteht man die Wechselwirkung von Atomen, die diese zu Molekülen, Ionen, Radikalen und Kristallen verbindet. Es gibt vier Arten chemischer Bindungen: ionisch, kovalent, metallisch und Wasserstoff. In denselben Stoffen können unterschiedliche Arten von Bindungen vorkommen.
1. In Basen: Zwischen den Sauerstoff- und Wasserstoffatomen in Hydroxogruppen ist die Bindung polar kovalent und zwischen dem Metall und der Hydroxogruppe ist sie ionisch.
2. In Salzen sauerstoffhaltiger Säuren: zwischen dem Nichtmetallatom und dem Sauerstoff des sauren Rests – kovalent polar und zwischen dem Metall und dem sauren Rest – ionisch.
3. In Ammonium-, Methylammonium- usw. Salzen gibt es zwischen den Stickstoff- und Wasserstoffatomen eine polare Kovalente und zwischen Ammonium- oder Methylammoniumionen und dem Säurerest - ionisch.
4. In Metallperoxiden (z. B. Na 2 O 2) ist die Bindung zwischen den Sauerstoffatomen kovalent, unpolar und zwischen dem Metall und Sauerstoff ionisch usw.
Der Grund für die Einheit aller Arten und Arten chemischer Bindungen ist ihre identische chemische Natur – die Elektron-Kern-Wechselwirkung. Die Bildung einer chemischen Bindung ist in jedem Fall das Ergebnis der Elektron-Kern-Wechselwirkung von Atomen, begleitet von der Freisetzung von Energie.
Methoden zur Bildung einer kovalenten Bindung
Kovalente chemische Bindung ist eine Bindung, die zwischen Atomen durch die Bildung gemeinsamer Elektronenpaare entsteht.
Kovalente Verbindungen sind normalerweise Gase, Flüssigkeiten oder relativ niedrig schmelzende Feststoffe. Eine der seltenen Ausnahmen ist Diamant, der oberhalb von 3.500 °C schmilzt. Dies wird durch die Struktur von Diamant erklärt, bei der es sich um ein kontinuierliches Gitter aus kovalent gebundenen Kohlenstoffatomen und nicht um eine Ansammlung einzelner Moleküle handelt. Tatsächlich ist jeder Diamantkristall, unabhängig von seiner Größe, ein riesiges Molekül.
Eine kovalente Bindung entsteht, wenn sich die Elektronen zweier Nichtmetallatome verbinden. Die resultierende Struktur wird als Molekül bezeichnet.
Der Mechanismus zur Bildung einer solchen Bindung kann ein Austausch oder ein Donor-Akzeptor sein.
In den meisten Fällen haben zwei kovalent gebundene Atome unterschiedliche Elektronegativitäten und die gemeinsamen Elektronen gehören nicht gleichermaßen zu den beiden Atomen. Meistens sind sie einem Atom näher als einem anderen. In einem Chlorwasserstoffmolekül beispielsweise befinden sich die Elektronen, die eine kovalente Bindung bilden, näher am Chloratom, da dessen Elektronegativität höher ist als die von Wasserstoff. Allerdings ist der Unterschied in der Fähigkeit, Elektronen anzuziehen, nicht groß genug, dass ein vollständiger Elektronentransfer vom Wasserstoffatom zum Chloratom stattfinden könnte. Daher kann die Bindung zwischen Wasserstoff- und Chloratomen als Kreuzung zwischen einer Ionenbindung (vollständiger Elektronentransfer) und einer unpolaren kovalenten Bindung (einer symmetrischen Anordnung eines Elektronenpaars zwischen zwei Atomen) betrachtet werden. Die Teilladung von Atomen wird mit dem griechischen Buchstaben δ bezeichnet. Eine solche Bindung wird als polare kovalente Bindung bezeichnet, und das Chlorwasserstoffmolekül soll polar sein, das heißt, es hat ein positiv geladenes Ende (Wasserstoffatom) und ein negativ geladenes Ende (Chloratom).
1. Der Austauschmechanismus funktioniert, wenn Atome gemeinsame Elektronenpaare bilden, indem sie ungepaarte Elektronen kombinieren.
1) H 2 – Wasserstoff.
Die Bindung entsteht durch die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares durch die s-Elektronen der Wasserstoffatome (überlappende s-Orbitale).
2) HCl – Chlorwasserstoff.
Die Bindung entsteht durch die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares aus s- und p-Elektronen (überlappende sp-Orbitale).
3) Cl 2: In einem Chlormolekül wird durch ungepaarte p-Elektronen (überlappende p-p-Orbitale) eine kovalente Bindung gebildet.
4) N2: Im Stickstoffmolekül werden zwischen den Atomen drei gemeinsame Elektronenpaare gebildet.
Donor-Akzeptor-Mechanismus der Bildung kovalenter Bindungen
Spender hat ein Elektronenpaar Akzeptor- freies Orbital, das dieses Paar besetzen kann. Im Ammoniumion sind alle vier Bindungen mit Wasserstoffatomen kovalent: Drei wurden durch die Bildung gemeinsamer Elektronenpaare durch das Stickstoffatom und die Wasserstoffatome nach dem Austauschmechanismus gebildet, eine durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus. Kovalente Bindungen werden nach der Art der Überlappung der Elektronenorbitale sowie nach ihrer Verschiebung in Richtung eines der gebundenen Atome klassifiziert. Chemische Bindungen, die durch überlappende Elektronenorbitale entlang einer Bindungslinie entstehen, werden genannt σ - Verbindungen(Sigma-Anleihen). Die Sigma-Bindung ist sehr stark.
Die p-Orbitale können sich in zwei Regionen überlappen und durch seitliche Überlappung eine kovalente Bindung bilden.
Chemische Bindungen, die durch die „laterale“ Überlappung von Elektronenorbitalen außerhalb der Bindungslinie, also in zwei Bereichen, entstehen, werden Pi-Bindungen genannt.
Je nach Grad der Verschiebung gemeinsamer Elektronenpaare zu einem der Atome, die sie verbinden, kann eine kovalente Bindung polar oder unpolar sein. Eine kovalente chemische Bindung zwischen Atomen mit gleicher Elektronegativität wird als unpolar bezeichnet. Elektronenpaare werden zu keinem der Atome verschoben, da Atome die gleiche Elektronegativität haben – die Eigenschaft, Valenzelektronen von anderen Atomen anzuziehen. Zum Beispiel,
Das heißt, Moleküle einfacher nichtmetallischer Substanzen werden durch eine kovalente unpolare Bindung gebildet. Eine kovalente chemische Bindung zwischen Atomen von Elementen mit unterschiedlicher Elektronegativität wird als polar bezeichnet.
NH 3 ist beispielsweise Ammoniak. Stickstoff ist ein elektronegativeres Element als Wasserstoff, daher werden die gemeinsamen Elektronenpaare in Richtung seines Atoms verschoben.
Eigenschaften einer kovalenten Bindung: Bindungslänge und -energie
Die charakteristischen Eigenschaften einer kovalenten Bindung sind ihre Länge und Energie. Die Bindungslänge ist der Abstand zwischen Atomkernen. Je kürzer die Länge einer chemischen Bindung ist, desto stärker ist sie. Ein Maß für die Bindungsstärke ist jedoch die Bindungsenergie, die durch die Energiemenge bestimmt wird, die zum Aufbrechen der Bindung erforderlich ist. Sie wird normalerweise in kJ/mol gemessen. Experimentellen Daten zufolge betragen die Bindungslängen der H 2-, Cl 2- und N 2-Moleküle jeweils 0,074, 0,198 und 0,109 nm und die Bindungsenergien betragen 436, 242 und 946 kJ/mol.
Ionen. Ionenverbindung
Es gibt zwei Hauptmöglichkeiten für ein Atom, die Oktettregel zu befolgen. Die erste davon ist die Bildung von Ionenbindungen. (Die zweite ist die Bildung einer kovalenten Bindung, die weiter unten besprochen wird). Bei der Bildung einer Ionenbindung verliert ein Metallatom Elektronen und ein Nichtmetallatom gewinnt Elektronen hinzu.
Stellen wir uns vor, dass sich zwei Atome „treffen“: ein Atom eines Metalls der Gruppe I und ein Nichtmetallatom der Gruppe VII. Ein Metallatom hat ein einzelnes Elektron auf seinem äußeren Energieniveau, während einem Nichtmetallatom nur ein Elektron fehlt, damit sein äußeres Niveau vollständig ist. Das erste Atom gibt dem zweiten leicht sein Elektron ab, das weit vom Kern entfernt und schwach an ihn gebunden ist, und das zweite Atom stellt ihm einen freien Platz auf seiner äußeren elektronischen Ebene zur Verfügung. Dann wird das Atom, dem eine seiner negativen Ladungen entzogen ist, zu einem positiv geladenen Teilchen, und das zweite wird aufgrund des resultierenden Elektrons zu einem negativ geladenen Teilchen. Solche Teilchen nennt man Ionen.
Dabei handelt es sich um eine chemische Bindung, die zwischen Ionen auftritt. Zahlen, die die Anzahl der Atome oder Moleküle angeben, werden Koeffizienten genannt, und Zahlen, die die Anzahl der Atome oder Ionen in einem Molekül angeben, werden Indizes genannt.
Metallverbindung
Metalle haben spezifische Eigenschaften, die sich von den Eigenschaften anderer Stoffe unterscheiden. Zu diesen Eigenschaften zählen relativ hohe Schmelztemperaturen, die Fähigkeit, Licht zu reflektieren sowie eine hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit. Diese Merkmale sind auf das Vorhandensein einer besonderen Bindungsart in Metallen zurückzuführen – einer metallischen Bindung.
Eine Metallbindung ist eine Bindung zwischen positiven Ionen in Metallkristallen, die durch die Anziehung von Elektronen entsteht, die sich frei durch den Kristall bewegen. Die Atome der meisten Metalle enthalten auf der äußeren Ebene eine kleine Anzahl von Elektronen – 1, 2, 3. Diese Elektronen gehen leicht ab und die Atome verwandeln sich in positive Ionen. Die abgetrennten Elektronen wandern von einem Ion zum anderen und verbinden sie zu einem Ganzen. Durch die Verbindung mit Ionen bilden diese Elektronen vorübergehend Atome, brechen dann wieder ab und verbinden sich mit einem anderen Ion usw. Ein Prozess läuft endlos ab, der schematisch wie folgt dargestellt werden kann:
Folglich werden im Volumen des Metalls Atome kontinuierlich in Ionen umgewandelt und umgekehrt. Die Bindung in Metallen zwischen Ionen durch gemeinsame Elektronen wird als metallisch bezeichnet. Die metallische Bindung weist einige Ähnlichkeiten mit der kovalenten Bindung auf, da sie auf der gemeinsamen Nutzung externer Elektronen beruht. Bei einer kovalenten Bindung werden jedoch nur die äußeren ungepaarten Elektronen von zwei benachbarten Atomen gemeinsam genutzt, während bei einer metallischen Bindung alle Atome an der gemeinsamen Nutzung dieser Elektronen beteiligt sind. Deshalb sind Kristalle mit kovalenter Bindung spröde, mit Metallbindung jedoch in der Regel duktil, elektrisch leitfähig und haben einen metallischen Glanz.
Metallische Bindungen sind sowohl für reine Metalle als auch für Mischungen verschiedener Metalle – Legierungen in festem und flüssigem Zustand – charakteristisch. Im Dampfzustand sind Metallatome jedoch durch eine kovalente Bindung miteinander verbunden (zum Beispiel füllt Natriumdampf gelbe Lichtlampen, um die Straßen großer Städte zu beleuchten). Metallpaare bestehen aus einzelnen Molekülen (einatomig und zweiatomig).
Eine Metallbindung unterscheidet sich auch in der Stärke von einer kovalenten Bindung: Ihre Energie ist 3-4 mal geringer als die Energie einer kovalenten Bindung.
Bindungsenergie ist die Energie, die erforderlich ist, um eine chemische Bindung in allen Molekülen aufzubrechen, aus denen ein Mol einer Substanz besteht. Die Energien kovalenter und ionischer Bindungen sind üblicherweise hoch und betragen Werte in der Größenordnung von 100–800 kJ/mol.
Wasserstoffverbindung
Chemische Bindung zwischen positiv polarisierte Wasserstoffatome eines Moleküls(oder Teile davon) und negativ polarisierte Atome stark elektronegativer Elemente Da ein anderes Molekül (oder Teile davon) über gemeinsame Elektronenpaare (F, O, N und seltener S und Cl) verfügt, wird es Wasserstoff genannt. Der Mechanismus der Wasserstoffbindungsbildung ist teilweise elektrostatisch, teilweise d Ehren-Akzeptor-Charakter.
Beispiele für intermolekulare Wasserstoffbrücken:
Bei Vorliegen einer solchen Verbindung können auch niedermolekulare Stoffe unter normalen Bedingungen Flüssigkeiten (Alkohol, Wasser) oder leicht verflüssigbare Gase (Ammoniak, Fluorwasserstoff) sein. In Biopolymeren – Proteinen (Sekundärstruktur) – besteht eine intramolekulare Wasserstoffbrücke zwischen Carbonylsauerstoff und dem Wasserstoff der Aminogruppe:
Polynukleotidmoleküle – DNA (Desoxyribonukleinsäure) – sind Doppelhelices, in denen zwei Nukleotidketten durch Wasserstoffbrückenbindungen miteinander verbunden sind. In diesem Fall gilt das Komplementaritätsprinzip, d. h. diese Bindungen werden zwischen bestimmten Paaren bestehend aus Purin- und Pyrimidinbasen gebildet: Das Thymin (T) befindet sich gegenüber dem Adeninnukleotid (A) und das Cytosin (C) gegenüber das Guanin (G).
Stoffe mit Wasserstoffbrückenbindungen haben molekulare Kristallgitter.
5) zu S-Elementen
6) zu p-Elementen
7) zu d-Elementen
8) bis f - Elemente
2. Wie viele Elektronen enthalten Atome von Erdalkalimetallen auf der äußeren Energieebene?
1) Eins 2) zwei 3) drei 4) vier
3. Bei chemischen Reaktionen treten Aluminiumatome auf
3) Oxidierende Eigenschaften. 2) saure Eigenschaften
4) 3) restaurative Eigenschaften 4) Grundeigenschaften
4. Die Wechselwirkung von Calcium mit Chlor ist eine Reaktion
1) Zersetzung 2) Verbindung 3) Substitution 4) Austausch
5. Das Molekulargewicht von Natriumbicarbonat beträgt:
1) 84 2) 87 3) 85 4) 86
3. Welches Atom ist schwerer – Eisen oder Silizium – und um wie viel?4. Bestimmen Sie die relativen Molekulargewichte einfacher Substanzen: Wasserstoff, Sauerstoff, Chlor, Kupfer, Diamant (Kohlenstoff). Denken Sie daran, welche davon aus zweiatomigen Molekülen und welche aus Atomen bestehen.
5. Berechnen Sie die relativen Molekularmassen der folgenden Verbindungen: Kohlendioxid CO2 Schwefelsäure H2SO4 Zucker C12H22O11 Ethylalkohol C2H6O Marmor CaCPO3
6. In Wasserstoffperoxid gibt es für jedes Sauerstoffatom ein Wasserstoffatom. Bestimmen Sie die Formel von Wasserstoffpräoxid, wenn bekannt ist, dass sein relatives Molekulargewicht 34 beträgt. Wie ist das Massenverhältnis von Wasserstoff und Sauerstoff in dieser Verbindung?
7. Wie oft ist ein Kohlendioxidmolekül schwerer als ein Sauerstoffmolekül?
Bitte helfen Sie mir, Aufgabe für die 8. Klasse.
Aufgabe Nr. 1
Wählen Sie aus der bereitgestellten Liste zwei Verbindungen aus, die eine ionische chemische Bindung enthalten.
- 1. Ca(ClO 2) 2
- 2. HClO 3
- 3.NH4Cl
- 4. HClO 4
- 5.Cl2O7
Antwort: 13
In den allermeisten Fällen lässt sich das Vorliegen einer ionischen Bindung in einer Verbindung dadurch feststellen, dass ihre Struktureinheiten gleichzeitig Atome eines typischen Metalls und Atome eines Nichtmetalls umfassen.
Basierend auf diesem Merkmal stellen wir fest, dass in Verbindung Nr. 1 – Ca(ClO 2) 2 – eine Ionenbindung vorliegt, weil In seiner Formel sieht man Atome des typischen Metalls Kalzium und Atome von Nichtmetallen – Sauerstoff und Chlor.
Allerdings gibt es in dieser Liste keine Verbindungen mehr, die sowohl Metall- als auch Nichtmetallatome enthalten.
Zu den in der Aufgabe genannten Verbindungen gehört Ammoniumchlorid, bei dem die ionische Bindung zwischen dem Ammoniumkation NH 4 + und dem Chloridion Cl − realisiert wird.
Aufgabe Nr. 2
Wählen Sie aus der bereitgestellten Liste zwei Verbindungen aus, bei denen die Art der chemischen Bindung mit der des Fluormoleküls übereinstimmt.
1) Sauerstoff
2) Stickoxid (II)
3) Bromwasserstoff
4) Natriumiodid
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.
Antwort: 15
Das Fluormolekül (F2) besteht aus zwei Atomen eines nichtmetallischen chemischen Elements, daher ist die chemische Bindung in diesem Molekül kovalent und unpolar.
Eine kovalente unpolare Bindung kann nur zwischen Atomen desselben nichtmetallischen chemischen Elements realisiert werden.
Von den vorgeschlagenen Optionen weisen nur Sauerstoff und Diamant eine kovalente unpolare Bindung auf. Das Sauerstoffmolekül ist zweiatomig und besteht aus Atomen eines nichtmetallischen chemischen Elements. Diamant hat eine atomare Struktur und in seiner Struktur ist jedes Kohlenstoffatom, das kein Metall ist, an vier andere Kohlenstoffatome gebunden.
Stickstoffmonoxid (II) ist eine Substanz, die aus Molekülen besteht, die aus Atomen zweier verschiedener Nichtmetalle bestehen. Da die Elektronegativität verschiedener Atome immer unterschiedlich ist, ist das gemeinsame Elektronenpaar in einem Molekül auf das elektronegativere Element, in diesem Fall Sauerstoff, ausgerichtet. Somit ist die Bindung im NO-Molekül polar kovalent.
Bromwasserstoff besteht ebenfalls aus zweiatomigen Molekülen, die aus Wasserstoff- und Bromatomen bestehen. Das gemeinsame Elektronenpaar, das die H-Br-Bindung bildet, wird in Richtung des elektronegativeren Bromatoms verschoben. Die chemische Bindung im HBr-Molekül ist ebenfalls polar kovalent.
Natriumiodid ist eine Substanz mit ionischer Struktur, die aus einem Metallkation und einem Iodidanion besteht. Die Bindung im NaI-Molekül entsteht durch die Übertragung eines Elektrons von 3 S-Orbitale des Natriumatoms (das Natriumatom wird in ein Kation umgewandelt) bis unterfüllt 5 P-Orbital des Jodatoms (das Jodatom verwandelt sich in ein Anion). Diese chemische Bindung wird ionisch genannt.
Aufgabe Nr. 3
Wählen Sie aus der bereitgestellten Liste zwei Stoffe aus, deren Moleküle Wasserstoffbrückenbindungen bilden.
- 1. C 2 H 6
- 2. C 2 H 5 OH
- 3.H2O
- 4. CH 3 OCH 3
- 5. CH 3 COCH 3
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.
Antwort: 23
Erläuterung:
Wasserstoffbrückenbindungen treten in Substanzen mit einer Molekülstruktur auf, die kovalente Bindungen H-O, H-N, H-F enthalten. Diese. kovalente Bindungen eines Wasserstoffatoms mit Atomen von drei chemischen Elementen mit der höchsten Elektronegativität.
Somit gibt es offensichtlich Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Molekülen:
2) Alkohole
3) Phenole
4) Carbonsäuren
5) Ammoniak
6) primäre und sekundäre Amine
7) Flusssäure
Aufgabe Nr. 4
Wählen Sie aus der bereitgestellten Liste zwei Verbindungen mit ionischen chemischen Bindungen aus.
- 1.PCl 3
- 2.CO2
- 3. NaCl
- 4.H2S
- 5. MgO
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.
Antwort: 35
Erläuterung:
In den allermeisten Fällen lässt sich aus der Tatsache, dass die Struktureinheiten des Stoffes gleichzeitig Atome eines typischen Metalls und Atome eines Nichtmetalls umfassen, auf das Vorliegen einer ionischen Bindungsart in einer Verbindung schließen.
Basierend auf diesem Merkmal stellen wir fest, dass in den Verbindungen mit den Nummern 3 (NaCl) und 5 (MgO) eine Ionenbindung vorliegt.
Notiz*
Zusätzlich zu dem oben genannten Merkmal kann das Vorhandensein einer ionischen Bindung in einer Verbindung gesagt werden, wenn ihre Struktureinheit ein Ammoniumkation (NH 4 +) oder seine organischen Analoga enthält – Alkylammoniumkationen RNH 3 +, Dialkylammonium R 2 NH 2 +, Trialkylammoniumkationen R 3 NH + oder Tetraalkylammonium R 4 N +, wobei R ein Kohlenwasserstoffrest ist. Der ionische Bindungstyp tritt beispielsweise in der Verbindung (CH 3) 4 NCl zwischen dem Kation (CH 3) 4 + und dem Chloridion Cl − auf.
Aufgabe Nr. 5
Wählen Sie aus der bereitgestellten Liste zwei Stoffe mit demselben Strukturtyp aus.
4) Speisesalz
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.
Antwort: 23
Aufgabe Nr. 8
Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei Stoffe mit nichtmolekularer Struktur aus.
2) Sauerstoff
3) weißer Phosphor
5) Silizium
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.
Antwort: 45
Aufgabe Nr. 11
Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei Stoffe aus, deren Moleküle eine Doppelbindung zwischen Kohlenstoff- und Sauerstoffatomen enthalten.
3) Formaldehyd
4) Essigsäure
5) Glycerin
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.
Antwort: 34
Aufgabe Nr. 14
Wählen Sie aus der bereitgestellten Liste zwei Stoffe mit Ionenbindungen aus.
1) Sauerstoff
3) Kohlenmonoxid (IV)
4) Natriumchlorid
5) Calciumoxid
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.
Antwort: 45
Aufgabe Nr. 15
Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei Substanzen mit demselben Kristallgittertyp wie ein Diamant aus.
1) Siliziumdioxid SiO 2
2) Natriumoxid Na 2 O
3) Kohlenmonoxid CO
4) weißer Phosphor P 4
5) Silizium Si
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.
Antwort: 15
Aufgabe Nr. 20
Wählen Sie aus der bereitgestellten Liste zwei Stoffe aus, deren Moleküle eine Dreifachbindung haben.
- 1. HCOOH
- 2.HCOH
- 3. C 2 H 4
- 4. N 2
- 5. C 2 H 2
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.
Antwort: 45
Erläuterung:
Um die richtige Antwort zu finden, zeichnen wir die Strukturformeln der Verbindungen aus der dargestellten Liste:
Wir sehen also, dass es in Stickstoff- und Acetylenmolekülen eine Dreifachbindung gibt. Diese. richtige Antworten 45
Aufgabe Nr. 21
Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei Stoffe aus, deren Moleküle eine kovalente unpolare Bindung enthalten.
„Chemische Bindung“ ist die Energie der Zerstörung des Gitters in Ionen _Ekul = Uresh. Grundprinzipien der MO-Methode. Arten der Überlappung atomarer AOs. bindende und antibindende MOs mit einer Kombination aus Atomorbitalen s und s pz und pz px und px. H?C? CH. ? - Abstoßungskoeffizient. Qeff =. Ao. Grundlegende Theorien der chemischen Bindung.
„Arten chemischer Bindungen“ – Stoffe mit ionischen Bindungen bilden ein ionisches Kristallgitter. Atome. Elektronegativität. Städtische Bildungseinrichtung Lyceum Nr. 18 Chemielehrerin Kalinina L.A. Ionen. Zum Beispiel: Na1+ und Cl1-, Li1+ und F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) . Wenn e - hinzugefügt werden, wird das Ion negativ geladen. Der Atomrahmen weist eine hohe Festigkeit auf.
„Das Leben von Mendelejew“ – 18. Juli D. I. Mendelejew absolvierte das Tobolsker Gymnasium. 9. August 1850 - 20. Juni 1855 während seines Studiums am Pädagogischen Hauptinstitut. „Wenn Sie keine Namen kennen, wird das Wissen über die Dinge sterben“ K. Liney. Leben und Werk von D. I. Mendelejew. Iwan Pawlowitsch Mendelejew (1783 – 1847), Vater des Wissenschaftlers. Entdeckung des periodischen Gesetzes.
„Arten chemischer Bindungen“ – H3N. Al2O3. Die Struktur der Materie. H2S. MgO. H2. Cu. Mg S.CS2. I. Notieren Sie die Formeln der Stoffe: 1.c.N.S. 2.s K.P.S. 3. mit I.S. K.N.S. NaF. C.K.P.S. Bestimmen Sie die Art der chemischen Bindung. Welches der Moleküle entspricht dem Schema: A A?
„Mendelejew“ – Dobereiners Elementetriaden. Gase. Arbeiten. Leben und wissenschaftliche Leistung. Periodensystem der Elemente (Langform). Newlands‘ „Gesetz der Oktaven“ Wissenschaftliche Tätigkeit. Lösungen. Ein neuer Lebensabschnitt. Die zweite Version von Mendeleevs Elementsystem. Teil der Elementtabelle von L. Meyer. Entdeckung des Periodengesetzes (1869).
„Das Leben und Werk Mendelejews“ – Iwan Pawlowitsch Mendelejew (1783 – 1847), der Vater des Wissenschaftlers. 27. Januar 1834 (6. Februar) – D. I. Mendeleev wurde in der Stadt Tobolsk in Sibirien geboren. 20. Januar 1907 (2. Februar) D. I. Mendeleev starb an einer Herzlähmung. DI. Menedeleev (Region Südkasachstan, Stadt Schymkent). Industrie. Am 18. Juli 1849 schloss D. I. Mendeleev das Tobolsker Gymnasium ab.
Es gibt keine einheitliche Theorie chemischer Bindungen; chemische Bindungen werden üblicherweise in kovalente (eine universelle Bindungsart), ionische (ein Sonderfall einer kovalenten Bindung), metallische und Wasserstoffbindungen unterteilt.
Kovalente Bindung
Die Bildung einer kovalenten Bindung ist durch drei Mechanismen möglich: Austausch, Donor-Akzeptor und Dativ (Lewis).
Entsprechend Stoffwechselmechanismus Die Bildung einer kovalenten Bindung erfolgt aufgrund der gemeinsamen Nutzung gemeinsamer Elektronenpaare. In diesem Fall neigt jedes Atom dazu, eine Hülle aus einem Inertgas anzunehmen, d.h. ein abgeschlossenes externes Energieniveau erhalten. Die Bildung einer chemischen Bindung je nach Austauschart wird anhand von Lewis-Formeln dargestellt, in denen jedes Valenzelektron eines Atoms durch Punkte dargestellt wird (Abb. 1).
Reis. 1 Bildung einer kovalenten Bindung im HCl-Molekül durch den Austauschmechanismus
Mit der Entwicklung der Theorie der Atomstruktur und der Quantenmechanik wird die Bildung einer kovalenten Bindung als Überlappung elektronischer Orbitale dargestellt (Abb. 2).
Reis. 2. Bildung einer kovalenten Bindung aufgrund der Überlappung von Elektronenwolken
Je größer die Überlappung der Atomorbitale ist, desto stärker ist die Bindung, desto kürzer ist die Bindungslänge und desto größer ist die Bindungsenergie. Eine kovalente Bindung kann durch Überlappung verschiedener Orbitale gebildet werden. Durch die Überlappung von S-S-, S-P-Orbitalen sowie D-D-, P-P-, D-P-Orbitalen mit Seitenlappen kommt es zur Bildung von Bindungen. Eine Bindung entsteht senkrecht zur Verbindungslinie zwischen den Kernen zweier Atome. Eine und eine Bindung können eine mehrfache (doppelte) kovalente Bindung bilden, die für organische Substanzen der Klasse der Alkene, Alkadiene usw. charakteristisch ist. Eine und zwei Bindungen bilden eine mehrfache (dreifache) kovalente Bindung, die für organische Substanzen der Klasse charakteristisch ist von Alkinen (Acetylenen).
Bildung einer kovalenten Bindung durch Donor-Akzeptor-Mechanismus Schauen wir uns das Beispiel des Ammoniumkations an:
NH 3 + H + = NH 4 +
7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Das Stickstoffatom hat ein freies freies Elektronenpaar (Elektronen, die nicht an der Bildung chemischer Bindungen innerhalb des Moleküls beteiligt sind) und das Wasserstoffkation hat ein freies Orbital, sodass es jeweils ein Elektronendonor und -akzeptor ist.
Betrachten wir den Dativmechanismus der kovalenten Bindungsbildung am Beispiel eines Chlormoleküls.
17 Kl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Das Chloratom verfügt sowohl über ein freies Elektronenpaar als auch über freie Orbitale und kann daher sowohl die Eigenschaften eines Donors als auch eines Akzeptors aufweisen. Daher fungiert bei der Bildung eines Chlormoleküls ein Chloratom als Donor und das andere als Akzeptor.
Hauptsächlich Eigenschaften einer kovalenten Bindung sind: Sättigung (gesättigte Bindungen entstehen, wenn ein Atom so viele Elektronen an sich bindet, wie es seine Valenzfähigkeit zulässt; ungesättigte Bindungen entstehen, wenn die Anzahl der gebundenen Elektronen geringer ist als die Valenzfähigkeit des Atoms); Direktionalität (dieser Wert hängt mit der Geometrie des Moleküls und dem Konzept des „Bindungswinkels“ zusammen – dem Winkel zwischen Bindungen).
Ionenverbindung
Es gibt keine Verbindungen mit einer reinen Ionenbindung, obwohl darunter ein chemisch gebundener Zustand von Atomen verstanden wird, in dem eine stabile elektronische Umgebung des Atoms entsteht, wenn die gesamte Elektronendichte vollständig auf das Atom eines elektronegativeren Elements übertragen wird. Eine Ionenbindung ist nur zwischen Atomen elektronegativer und elektropositiver Elemente möglich, die sich im Zustand entgegengesetzt geladener Ionen – Kationen und Anionen – befinden.
DEFINITION
Ion sind elektrisch geladene Teilchen, die durch die Entfernung oder Hinzufügung eines Elektrons zu einem Atom entstehen.
Bei der Übertragung eines Elektrons neigen Metall- und Nichtmetallatome dazu, eine stabile Elektronenhüllenkonfiguration um ihren Kern zu bilden. Ein Nichtmetallatom erzeugt um seinen Kern eine Hülle aus dem nachfolgenden Inertgas, und ein Metallatom erzeugt eine Hülle aus dem vorherigen Inertgas (Abb. 3).
Reis. 3. Bildung einer Ionenbindung am Beispiel eines Natriumchloridmoleküls
Moleküle, in denen Ionenbindungen in reiner Form vorliegen, befinden sich im Dampfzustand der Substanz. Die Ionenbindung ist sehr stark und daher haben Stoffe mit dieser Bindung einen hohen Schmelzpunkt. Im Gegensatz zu kovalenten Bindungen zeichnen sich Ionenbindungen nicht durch Richtungsabhängigkeit und Sättigung aus, da das von Ionen erzeugte elektrische Feld aufgrund der sphärischen Symmetrie gleichermaßen auf alle Ionen einwirkt.
Metallverbindung
Die metallische Bindung kommt nur in Metallen vor – das ist die Wechselwirkung, die Metallatome in einem einzigen Gitter hält. An der Bindungsbildung sind nur die Valenzelektronen der zu seinem gesamten Volumen gehörenden Metallatome beteiligt. In Metallen werden den Atomen ständig Elektronen entzogen und bewegen sich durch die gesamte Masse des Metalls. Metallatome, denen Elektronen entzogen sind, verwandeln sich in positiv geladene Ionen, die dazu neigen, sich bewegende Elektronen aufzunehmen. Durch diesen kontinuierlichen Prozess entsteht im Inneren des Metalls das sogenannte „Elektronengas“, das alle Metallatome fest miteinander verbindet (Abb. 4).
Die metallische Bindung ist stark, daher zeichnen sich Metalle durch einen hohen Schmelzpunkt aus und die Anwesenheit von „Elektronengas“ verleiht Metallen Formbarkeit und Duktilität.
Wasserstoffverbindung
Eine Wasserstoffbindung ist eine spezifische intermolekulare Wechselwirkung, weil sein Vorkommen und seine Stärke hängen von der chemischen Natur des Stoffes ab. Es entsteht zwischen Molekülen, in denen ein Wasserstoffatom an ein Atom mit hoher Elektronegativität (O, N, S) gebunden ist. Das Auftreten einer Wasserstoffbindung hängt von zwei Gründen ab: Erstens hat das mit einem elektronegativen Atom verbundene Wasserstoffatom keine Elektronen und kann leicht in die Elektronenwolken anderer Atome eingebaut werden, und zweitens verfügt es über ein Valenz-S-Orbital, das Ein Wasserstoffatom ist in der Lage, ein einzelnes Elektronenpaar eines elektronegativen Atoms aufzunehmen und über den Donor-Akzeptor-Mechanismus eine Bindung mit ihm einzugehen.
