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Jedes Atom hat eine bestimmte Anzahl an Elektronen.
Bei chemischen Reaktionen geben Atome Elektronen ab, nehmen sie auf oder teilen sie, wodurch die stabilste elektronische Konfiguration erreicht wird. Die Konfiguration mit der niedrigsten Energie (wie bei Edelgasatomen) erweist sich als die stabilste. Dieses Muster wird „Oktettregel“ genannt (Abb. 1).
Reis. 1.
Diese Regel gilt für alle Arten von Verbindungen. Elektronische Verbindungen zwischen Atomen ermöglichen es ihnen, stabile Strukturen zu bilden, von den einfachsten Kristallen bis hin zu komplexen Biomolekülen, die letztendlich lebende Systeme bilden. Sie unterscheiden sich von Kristallen durch ihren kontinuierlichen Stoffwechsel. Gleichzeitig laufen viele chemische Reaktionen nach Mechanismen ab elektronische Übertragung, die eine entscheidende Rolle bei Energieprozessen im Körper spielen.
Eine chemische Bindung ist die Kraft, die zwei oder mehr Atome, Ionen, Moleküle oder eine beliebige Kombination davon zusammenhält.
Die Natur einer chemischen Bindung ist universell: Es handelt sich um eine elektrostatische Anziehungskraft zwischen negativ geladenen Elektronen und positiv geladenen Kernen, die durch die Konfiguration der Elektronen der äußeren Atomhülle bestimmt wird. Die Fähigkeit eines Atoms, chemische Bindungen einzugehen, nennt man Wertigkeit, oder Oxidationszustand. Das Konzept von Valenzelektronen- Elektronen, die chemische Bindungen eingehen, sich also in Orbitalen mit der höchsten Energie befinden. Dementsprechend wird die äußere Hülle des Atoms genannt, die diese Orbitale enthält Valenzschale. Derzeit reicht es nicht aus, das Vorhandensein einer chemischen Bindung anzuzeigen, es muss jedoch der Typ geklärt werden: ionisch, kovalent, Dipol-Dipol, metallisch.
Die erste Art der Verbindung istionisch Verbindung
Nach der elektronischen Valenztheorie von Lewis und Kossel können Atome auf zwei Arten eine stabile elektronische Konfiguration erreichen: erstens, indem sie Elektronen verlieren und sich bilden Kationen, zweitens, sie zu erwerben, sich in sie zu verwandeln Anionen. Durch den Elektronentransfer entsteht aufgrund der elektrostatischen Anziehungskraft zwischen Ionen mit Ladungen entgegengesetzten Vorzeichens eine chemische Bindung, die von Kossel „ elektrovalent"(jetzt genannt ionisch).
In diesem Fall bilden Anionen und Kationen eine stabile elektronische Konfiguration mit einer gefüllten äußeren Elektronenhülle. Typische Ionenbindungen werden aus Kationen der Gruppen T und II des Periodensystems und Anionen nichtmetallischer Elemente der Gruppen VI und VII (16 bzw. 17 Untergruppen) gebildet. Chalkogene Und Halogene). Die Bindungen ionischer Verbindungen sind ungesättigt und ungerichtet, sodass die Möglichkeit einer elektrostatischen Wechselwirkung mit anderen Ionen besteht. In Abb. Die Abbildungen 2 und 3 zeigen Beispiele für Ionenbindungen, die dem Kossel-Modell des Elektronentransfers entsprechen.
Reis. 2.
Reis. 3. Ionenbindung in einem Molekül Speisesalz (NaCl)
Hier ist es angebracht, sich an einige Eigenschaften zu erinnern, die das Verhalten von Stoffen in der Natur erklären, und insbesondere die Idee zu berücksichtigen Säuren Und Gründe dafür.
Wässrige Lösungen all dieser Stoffe sind Elektrolyte. Sie ändern ihre Farbe unterschiedlich Indikatoren. Der Wirkungsmechanismus von Indikatoren wurde von F.V. entdeckt. Ostwald. Er zeigte, dass Indikatoren schwache Säuren oder Basen sind, deren Farbe im undissoziierten und dissoziierten Zustand unterschiedlich ist.
Basen können Säuren neutralisieren. Nicht alle Basen sind in Wasser löslich (z. B. sind einige organische Verbindungen, die keine OH-Gruppen enthalten, unlöslich, insbesondere Triethylamin N(C 2 H 5) 3); lösliche Basen werden genannt Alkalien.
Wässrige Säurelösungen unterliegen charakteristischen Reaktionen:
a) mit Metalloxiden – unter Bildung von Salz und Wasser;
b) mit Metallen – unter Bildung von Salz und Wasserstoff;
c) mit Carbonaten – unter Bildung von Salz, CO 2 und N 2 Ö.
Die Eigenschaften von Säuren und Basen werden durch mehrere Theorien beschrieben. In Übereinstimmung mit der Theorie von S.A. Arrhenius, eine Säure, ist eine Substanz, die unter Bildung von Ionen dissoziiert N+ , während die Base Ionen bildet ER- . Diese Theorie berücksichtigt nicht die Existenz organischer Basen ohne Hydroxylgruppen.
In Übereinstimmung mit Proton Nach der Theorie von Brønsted und Lowry ist eine Säure eine Substanz, die Moleküle oder Ionen enthält, die Protonen abgeben ( Spender Protonen), und eine Base ist eine Substanz, die aus Molekülen oder Ionen besteht, die Protonen aufnehmen ( Akzeptoren Protonen). Beachten Sie, dass Wasserstoffionen in wässrigen Lösungen in hydratisierter Form, also in Form von Hydroniumionen, vorliegen H3O+ . Diese Theorie beschreibt Reaktionen nicht nur mit Wasser und Hydroxidionen, sondern auch solche, die in Abwesenheit eines Lösungsmittels oder mit einem nichtwässrigen Lösungsmittel durchgeführt werden.
Zum Beispiel bei der Reaktion zwischen Ammoniak N.H. 3 (schwache Base) und Chlorwasserstoff in der Gasphase entsteht festes Ammoniumchlorid, und in einer Gleichgewichtsmischung aus zwei Stoffen gibt es immer 4 Teilchen, davon zwei Säuren und die anderen beiden Basen:
Dieses Gleichgewichtsgemisch besteht aus zwei konjugierten Paaren von Säuren und Basen:
1)N.H. 4+ und N.H. 3
2) HCl Und Cl ‑
Hier unterscheiden sich Säure und Base in jedem konjugierten Paar um ein Proton. Jede Säure hat eine konjugierte Base. Eine starke Säure hat eine schwache konjugierte Base und eine schwache Säure hat eine starke konjugierte Base.
Die Brønsted-Lowry-Theorie hilft, die einzigartige Rolle von Wasser für das Leben in der Biosphäre zu erklären. Wasser kann je nach der mit ihm interagierenden Substanz entweder die Eigenschaften einer Säure oder einer Base aufweisen. Beispielsweise ist Wasser bei Reaktionen mit wässrigen Essigsäurelösungen eine Base und bei Reaktionen mit wässrigen Ammoniaklösungen eine Säure.
1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Dabei gibt ein Essigsäuremolekül ein Proton an ein Wassermolekül ab;
2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ER- . Dabei nimmt ein Ammoniakmolekül ein Proton von einem Wassermolekül auf.
Somit kann Wasser zwei konjugierte Paare bilden:
1) H2O(Säure) und ER- (konjugierte Base)
2) H 3 O+ (Säure) und H2O(konjugierte Base).
Im ersten Fall gibt Wasser ein Proton ab, im zweiten nimmt es es auf.
Diese Eigenschaft heißt Amphiprotonismus. Als Stoffe werden Stoffe bezeichnet, die sowohl als Säuren als auch als Basen reagieren können amphoter. Solche Stoffe kommen häufig in der belebten Natur vor. Beispielsweise können Aminosäuren sowohl mit Säuren als auch mit Basen Salze bilden. Daher bilden Peptide leicht Koordinationsverbindungen mit den vorhandenen Metallionen.
Eine charakteristische Eigenschaft einer Ionenbindung ist somit die vollständige Bewegung der Bindungselektronen zu einem der Kerne. Das bedeutet, dass es zwischen den Ionen einen Bereich gibt, in dem die Elektronendichte nahezu Null ist.
Die zweite Art der Verbindung istkovalent Verbindung
Atome können durch die gemeinsame Nutzung von Elektronen stabile elektronische Konfigurationen bilden.
Eine solche Bindung entsteht, wenn ein Elektronenpaar einzeln geteilt wird von jedem Atom. In diesem Fall werden die gemeinsamen Bindungselektronen gleichmäßig auf die Atome verteilt. Beispiele für kovalente Bindungen sind: homonuklear zweiatomig Moleküle H 2 , N 2 , F 2. Die gleiche Art der Verbindung findet sich in Allotropen Ö 2 und Ozon Ö 3 und für ein mehratomiges Molekül S 8 und auch heteronukleare Moleküle Chlorwasserstoff HCl, Kohlendioxid CO 2, Methan CH 4, Ethanol MIT 2 N 5 ER, Schwefelhexafluorid SF 6, Acetylen MIT 2 N 2. Alle diese Moleküle teilen sich die gleichen Elektronen und ihre Bindungen sind gesättigt und auf die gleiche Weise gerichtet (Abb. 4).
Für Biologen ist es wichtig, dass Doppel- und Dreifachbindungen im Vergleich zu einer Einfachbindung geringere kovalente Atomradien aufweisen.
Reis. 4. Kovalente Bindung in einem Cl 2 -Molekül.
Ionische und kovalente Bindungstypen sind zwei Extremfälle der vielen existierenden Arten chemischer Bindungen, und in der Praxis sind die meisten Bindungen Zwischenbindungen.
Verbindungen zweier Elemente, die sich an entgegengesetzten Enden derselben oder unterschiedlicher Perioden des Periodensystems befinden, bilden überwiegend Ionenbindungen. Wenn Elemente innerhalb einer Periode näher zusammenrücken, nimmt der ionische Charakter ihrer Verbindungen ab und der kovalente Charakter nimmt zu. Beispielsweise bilden die Halogenide und Oxide der Elemente auf der linken Seite des Periodensystems überwiegend ionische Bindungen ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), und die gleichen Elementverbindungen auf der rechten Seite der Tabelle sind kovalent ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, Phenol C6H5OH, Glukose C 6 H 12 O 6, Ethanol C 2 H 5 OH).
Die kovalente Bindung weist wiederum eine weitere Modifikation auf.
In mehratomigen Ionen und in komplexen biologischen Molekülen können beide Elektronen nur aus ihnen stammen eins Atom. Es wird genannt Spender Elektronenpaar. Ein Atom, das dieses Elektronenpaar mit einem Donor teilt, heißt Akzeptor Elektronenpaar. Diese Art der kovalenten Bindung nennt man Koordination (Geber-Akzeptor, oderDativ) Kommunikation(Abb. 5). Dieser Bindungstyp ist für die Biologie und Medizin von größter Bedeutung, da die Chemie der für den Stoffwechsel wichtigsten D-Elemente größtenteils durch Koordinationsbindungen beschrieben wird.
Feige. 5.
In einer komplexen Verbindung fungiert in der Regel das Metallatom als Akzeptor eines Elektronenpaares; im Gegenteil, bei ionischen und kovalenten Bindungen ist das Metallatom ein Elektronendonor.
Das Wesen der kovalenten Bindung und ihrer Vielfalt – der Koordinationsbindung – lässt sich mit Hilfe einer anderen von GN vorgeschlagenen Theorie der Säuren und Basen klären. Lewis. Er erweiterte das semantische Konzept der Begriffe „Säure“ und „Base“ entsprechend der Brønsted-Lowry-Theorie etwas. Lewis‘ Theorie erklärt die Natur der Bildung komplexer Ionen und die Beteiligung von Stoffen an nukleophilen Substitutionsreaktionen, also an der Bildung von CS.
Laut Lewis ist eine Säure eine Substanz, die in der Lage ist, eine kovalente Bindung einzugehen, indem sie ein Elektronenpaar von einer Base aufnimmt. Eine Lewis-Base ist eine Substanz mit einem freien Elektronenpaar, das durch Elektronenabgabe eine kovalente Bindung mit der Lewis-Säure eingeht.
Das heißt, Lewis‘ Theorie erweitert den Bereich der Säure-Base-Reaktionen auch auf Reaktionen, an denen Protonen überhaupt nicht beteiligt sind. Darüber hinaus ist das Proton selbst nach dieser Theorie auch eine Säure, da es in der Lage ist, ein Elektronenpaar aufzunehmen.
Daher sind nach dieser Theorie die Kationen Lewis-Säuren und die Anionen Lewis-Basen. Ein Beispiel wären die folgenden Reaktionen:
Oben wurde darauf hingewiesen, dass die Einteilung von Stoffen in ionische und kovalente Stoffe relativ ist, da in kovalenten Molekülen kein vollständiger Elektronentransfer von Metallatomen zu Akzeptoratomen stattfindet. In Verbindungen mit Ionenbindungen befindet sich jedes Ion im elektrischen Feld von Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen, sodass sie gegenseitig polarisiert sind und ihre Hüllen deformiert werden.
Polarisierbarkeit bestimmt durch die elektronische Struktur, Ladung und Größe des Ions; bei Anionen ist sie höher als bei Kationen. Die höchste Polarisierbarkeit unter den Kationen weisen Kationen mit größerer Ladung und kleinerer Größe auf, zum Beispiel Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Wirkt stark polarisierend N+ . Da der Einfluss der Ionenpolarisation zweiseitig ist, verändert sie die Eigenschaften der von ihnen gebildeten Verbindungen erheblich.
Die dritte Art der Verbindung istDipol-Dipol Verbindung
Zusätzlich zu den aufgeführten Kommunikationsarten gibt es auch Dipol-Dipol intermolekular Interaktionen, auch genannt van der Waals .
Die Stärke dieser Wechselwirkungen hängt von der Beschaffenheit der Moleküle ab.
Es gibt drei Arten von Wechselwirkungen: permanenter Dipol – permanenter Dipol ( Dipol-Dipol Attraktion); permanenter Dipol – induzierter Dipol ( Induktion Attraktion); momentaner Dipol - induzierter Dipol ( dispersiv Anziehung oder Londoner Kräfte; Reis. 6).
Reis. 6.
Nur Moleküle mit polaren kovalenten Bindungen haben ein Dipol-Dipol-Moment ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), und die Bindungsstärke beträgt 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 Coulombmeter – C × m).
In der Biochemie gibt es eine andere Art von Verbindung – Wasserstoff Verbindung, die ein Grenzfall ist Dipol-Dipol Attraktion. Diese Bindung entsteht durch die Anziehung zwischen einem Wasserstoffatom und einem kleinen elektronegativen Atom, meist Sauerstoff, Fluor und Stickstoff. Bei großen Atomen mit ähnlicher Elektronegativität (wie Chlor und Schwefel) ist die Wasserstoffbindung viel schwächer. Das Wasserstoffatom zeichnet sich durch ein wesentliches Merkmal aus: Wenn die Bindungselektronen abgezogen werden, liegt sein Kern – das Proton – frei und ist nicht mehr von Elektronen abgeschirmt.
Daher verwandelt sich das Atom in einen großen Dipol.
Eine Wasserstoffbindung entsteht im Gegensatz zu einer Van-der-Waals-Bindung nicht nur bei intermolekularen Wechselwirkungen, sondern auch innerhalb eines Moleküls – intramolekular Wasserstoffverbindung. Wasserstoffbrückenbindungen spielen in der Biochemie eine wichtige Rolle, beispielsweise zur Stabilisierung der Struktur von Proteinen in Form einer a-Helix oder zur Bildung einer Doppelhelix der DNA (Abb. 7).
Abb.7.
Wasserstoff- und Van-der-Waals-Bindungen sind viel schwächer als ionische, kovalente und koordinative Bindungen. Die Energie intermolekularer Bindungen ist in der Tabelle angegeben. 1.
Tabelle 1. Energie intermolekularer Kräfte
Notiz: Der Grad der intermolekularen Wechselwirkungen spiegelt sich in der Schmelz- und Verdampfungsenthalpie (Sieden) wider. Ionische Verbindungen benötigen zur Trennung von Ionen deutlich mehr Energie als zur Trennung von Molekülen. Die Schmelzenthalpie ionischer Verbindungen ist viel höher als die von molekularen Verbindungen.
Die vierte Verbindungsart istMetallverbindung
Schließlich gibt es noch eine andere Art intermolekularer Bindungen – Metall: Verbindung positiver Ionen eines Metallgitters mit freien Elektronen. Diese Art der Verbindung kommt in biologischen Objekten nicht vor.
Aus einem kurzen Überblick über die Bindungstypen wird ein Detail deutlich: Ein wichtiger Parameter eines Metallatoms oder -ions – eines Elektronendonors, sowie eines Atoms – eines Elektronenakzeptors – ist sein Größe.
Ohne auf Details einzugehen, stellen wir fest, dass die kovalenten Radien von Atomen, die Ionenradien von Metallen und die Van-der-Waals-Radien interagierender Moleküle mit zunehmender Ordnungszahl in Gruppen des Periodensystems zunehmen. In diesem Fall sind die Werte der Ionenradien am kleinsten und die Van-der-Waals-Radien am größten. Wenn man sich in der Gruppe nach unten bewegt, nehmen in der Regel die Radien aller Elemente zu, sowohl der kovalenten als auch der Van-der-Waals-Elemente.
Von größter Bedeutung für Biologen und Mediziner sind Koordinierung(Spender-Akzeptor) Bindungen, die von der Koordinationschemie berücksichtigt werden.
Medizinische Bioanorganik. G.K. Baraschkow
Chemische Bindung.
Übungen.
1. Bestimmen Sie die Art der chemischen Bindung in folgenden Stoffen:
Substanz | Phosphorchlorid | Schwefelsäure | |||
Kommunikationstyp | |||||
Substanz | Bariumoxid | ||||
Kommunikationstyp |
2. Betonen Stoffe, in denen ZWISCHEN Molekülen existiert Wasserstoffverbindung:
Schwefeldioxid; Eis; Ozon; Ethanol; Ethylen; Essigsäure; Fluorwasserstoff.
3. Wie wirken sie sich aus? Bindungslänge, -stärke und -polarität- Atomradien, ihre Elektronegativität, Bindungsvielfalt?
A) Je größer die Radien Atome, die eine Bindung eingehen, also Linklänge _______
B) Je höher die Multiplizität (Einfach-, Doppel- oder Dreifach-)Bindungen, also Stärke ____________________
V) Je größer der Elektronegativitätsunterschied ist zwischen zwei Atomen, die Polarität der Bindung ____________
4. Vergleichen Länge, Stärke und Polarität von Bindungen in Molekülen:
a) Bindungslänge: HCl ___HBr
b) Bindungsstärke PH3_______NH3
c) Polarität der CCl4-Bindung ______CH4
d) Bindungsstärke: N2 _______O2
e) Bindungslänge zwischen Kohlenstoffatomen in Ethylen und Acetylen: __________
f) Polarität der Bindungen in NH3_________H2O
Tests. A4. Chemische Bindung.
1. Die Wertigkeit eines Atoms ist
1) die Anzahl der chemischen Bindungen, die ein bestimmtes Atom in einer Verbindung bildet
2) Oxidationsstufe des Atoms
3) die Anzahl der abgegebenen oder empfangenen Elektronen
4) die Anzahl der Elektronen, die fehlen, um die Elektronenkonfiguration des nächstgelegenen Inertgases zu erhalten
A. Bei der Bildung einer chemischen Bindung wird immer Energie freigesetzt
B. Die Energie einer Doppelbindung ist geringer als die einer Einfachbindung.
1) nur A ist wahr 2) nur B ist wahr 3) beide Urteile sind richtig 4) beide Urteile sind falsch
3. In Stoffen, die durch Kombination entstehen identisch Atome, chemische Bindung
1) ionisch 2) kovalent polar 3) Wasserstoff 4) kovalent unpolar
4. Verbindungen mit einer kovalenten polaren bzw. kovalenten unpolaren Bindung sind
1) Wasser und Schwefelwasserstoff 2) Kaliumbromid und Stickstoff
5. Aufgrund des gemeinsamen Elektronenpaares kommt es in der Verbindung zu einer chemischen Bindung
1) KI 2) HBr 3) Li2O 4) NaBr
6. Wählen Sie ein Stoffpaar aus, bei dem alle Bindungen kovalent sind:
1) NaCl, HCl 2) CO2, BaO 3) CH3Cl, CH3Na 4) SO2, NO2
7. Ein Stoff mit einer polaren kovalenten Bindung hat die Formel
1)KCl 2)HBr 3)P4 4)CaCl2
8. Verbindung mit einer ionischen chemischen Bindung
1) Phosphorchlorid 2) Kaliumbromid 3) Stickoxid (II) 4) Barium
9. In Ammoniak und Bariumchlorid ist die chemische Bindung entsprechend
1) ionisch und kovalent polar, 2) kovalent unpolar und ionisch, 3) kovalent polar und ionisch, 4) kovalent unpolar und metallisch
10. Stoffe mit einer kovalenten polaren Bindung sind
1) Schwefeloxid (IV) 2) Sauerstoff 3) Calciumhydrid 4) Diamant
11. In welcher Reihe sind Stoffe mit ausschließlich polaren kovalenten Bindungen aufgeführt:
1) CH4 H2 Cl2 2) NH3 HBr CO2 3) PCl3 KCl CCl4 4) H2S SO2 LiF
12. In welcher Reihe sind Stoffe aufgeführt, die nur über ionische Bindungen verfügen:
1) F2O LiF SF4 2) PCl3 NaCl CO2 3) KF Li2O BaCl2 4) CaF2 CH4 CCl4
13. Es entsteht eine Verbindung mit einer ionischen Bindung bei der Interaktion
1) CH4 und O2 2) NH3 und HCl 3) C2H6 und HNO3 4) SO3 und H2O
14. In welcher Substanz sind alle chemischen Bindungen kovalent unpolar?
1) Diamant 2) Kohlenmonoxid (IV) 3) Gold 4) Methan
15. Die Verbindung zwischen Elementen mit den Seriennummern 15 und 53
1) ionisch 2) Metall
3) kovalent unpolar 4) kovalent polar
16. Wasserstoffverbindung gebildet zwischen Moleküle
1) Ethan 2) Benzol 3) Wasserstoff 4) Ethanol
17. Welche Substanz enthält Wasserstoffbrücken?
1) Schwefelwasserstoff 2) Eis 3) Bromwasserstoff 4) Benzol
18.Welcher Stoff enthält sowohl ionische als auch kovalente chemische Bindungen?
1) Natriumchlorid 2) Chlorwasserstoff 3) Natriumsulfat 4) Phosphorsäure
19. Die chemische Bindung im Molekül hat einen ausgeprägteren ionischen Charakter
1) Lithiumbromid 2) Kupferchlorid 3) Calciumcarbid 4) Kaliumfluorid
20. Drei gemeinsame Elektronenpaare bilden eine kovalente Bindung im Molekül von 1) Stickstoff, 2) Schwefelwasserstoff, 3) Methan und 4) Chlor
21. Wie viele Elektronen sind an der Bildung chemischer Bindungen in einem Wassermolekül beteiligt?4) 18
22. Das Molekül enthält vier kovalente Bindungen: 1) CO2 2) C2H4 3) P4 4) C3H4
23. Die Anzahl der Bindungen in Molekülen nimmt seriell zu
1) CHCl3, CH4 2) CH4, SO3 3) CO2, CH4 4) SO2, NH3
24. In welcher Verbindung entsteht eine kovalente Bindung zwischen Atomen? durch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus? 1) KCl 2) CCl4 3) NH4Cl 4) CaCl2
25. Welches der folgenden Moleküle benötigt die geringste Energiemenge, um in Atome zu zerfallen? 1) HI 2) H2 3) O2 4) CO
26. Geben Sie das Molekül an, bei dem die Bindungsenergie am höchsten ist:
1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F
27. Geben Sie das Molekül an, in dem die chemische Bindung am stärksten ist:
1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI
28. Geben Sie eine Reihe an, die durch eine Zunahme der Länge einer chemischen Bindung gekennzeichnet ist
1)O2, N2, F2, Cl2 2)N2, O2, F2, Cl2 3)F2, N2, O2, Cl2 4)N2, O2, Cl2, F2
29. Die Länge der E-O-Bindung nimmt in der Reihe zu
1) Siliziumoxid (IV), Kohlenstoffoxid (IV)
2) Schwefel(IV)-oxid, Tellur(IV)-oxid
3) Strontiumoxid, Berylliumoxid
4) Schwefeloxid(IV), Kohlenmonoxid(IV)
30. In der Reihe CH4 – SiH4 kommt es vor Zunahme
1) Bindungsstärke 2) oxidative Eigenschaften
3) Bindungslängen 4) Bindungspolaritäten
31. In welcher Reihe sind die Moleküle in der Reihenfolge zunehmender Bindungspolarität angeordnet?
1) HF, HCl, HBr 2) H2Se, H2S, H2O 3) NH3, PH3, AsH3 4) CO2, CS2, CSe2
32. Die polarste kovalente Bindung in einem Molekül ist:
1) CH4 2) CF4 3) CCl4 4) CBr4
33. Geben Sie die Zeile an, in der die Polarität zunimmt:
1)AgF, F2, HF 2)Cl2, HCl, NaCl 3)CuO, CO, O2 4) KBr, NaCl, KF
Kovalente chemische Bindung, ihre Varianten und Bildungsmechanismen. Eigenschaften kovalenter Bindungen (Polarität und Bindungsenergie). Ionenverbindung. Metallverbindung. Wasserstoffverbindung.
1. Bei Ammoniak und Bariumchlorid ist die chemische Bindung entsprechend
1) ionisch und kovalent polar
2) kovalent polar und ionisch
3) kovalent unpolar und metallisch
4) kovalent unpolar und ionisch
2. Stoffe mit ausschließlich ionischen Bindungen werden in der folgenden Reihe aufgeführt:
1) F2, CCl4, KS1
2) NaBr, Na2O, KI
3. Durch Wechselwirkung entsteht eine Verbindung mit einer Ionenbindung
3) C2H6 und HNO3
4. In welcher Reihe haben alle Stoffe eine polare kovalente Bindung?
1) HCl, NaCl. Cl2
4) NaBr. HBr. CO
5. In welcher Reihe sind die Formeln von Stoffen mit nur kovalenter Polarität
1) C12, NO2, HC1
6. Kovalente unpolare Bindung ist charakteristisch für
1) C12 2) SO3 3) CO 4) SiO2
7. Eine Substanz mit einer polaren kovalenten Bindung ist
1) C12 2) NaBr 3) H2S 4) MgCl2
8. Eine Substanz mit einer kovalenten Bindung ist
1) CaC12 2) MgS 3) H2S 4) NaBr
9. Ein Stoff mit einer kovalenten unpolaren Bindung hat die Formel
1) NH3 2) Cu 3) H2S 4) I2
10. Stoffe mit unpolaren kovalenten Bindungen sind
1) Wasser und Diamant
2) Wasserstoff und Chlor
3) Kupfer und Stickstoff
4) Brom und Methan
11. Zwischen Atomen mit gleicher relativer Elektronegativität entsteht eine chemische Bindung
2) kovalent polar
3) kovalent unpolar
4) Wasserstoff
12. Kovalente polare Bindungen sind charakteristisch für
1) KC1 2) HBr 3) P4 4) CaCl2
13. Ein chemisches Element, in dessen Atom die Elektronen wie folgt auf die Schichten verteilt sind: 2, 8, 8, 2 bildet eine chemische Bindung mit Wasserstoff
1) kovalent polar
2) kovalent unpolar
4) Metall
14. Im Molekül welcher Substanz ist die Bindung zwischen Kohlenstoffatomen am längsten?
1) Acetylen 2) Ethan 3) Ethen 4) Benzol
15. Drei gemeinsame Elektronenpaare bilden in einem Molekül eine kovalente Bindung
2) Schwefelwasserstoff
16. Zwischen Molekülen bilden sich Wasserstoffbrückenbindungen
1) Dimethylether
2) Methanol
3) Ethylen
4) Ethylacetat
17. Die Bindungspolarität ist im Molekül am stärksten ausgeprägt
1) HI 2) HC1 3) HF 4) NVg
18. Stoffe mit unpolaren kovalenten Bindungen sind
1) Wasser und Diamant
2) Wasserstoff und Chlor
3) Kupfer und Stickstoff
4) Brom und Methan
19. Wasserstoffbrückenbindungen sind für den Stoff nicht typisch
1) H2O 2) CH4 3) NH3 4) CH3OH
20. Eine kovalente polare Bindung ist charakteristisch für jeden der beiden Stoffe, deren Formeln lauten
2) CO2 und K2O
4) CS2 und RS15
21. Die schwächste chemische Bindung in einem Molekül
1) Fluor 2) Chlor 3) Brom 4) Jod
22. Welcher Stoff hat die längste chemische Bindung in seinem Molekül?
1) Fluor 2) Chlor 3) Brom 4) Jod
23. Jeder der in der Reihe angegebenen Stoffe weist kovalente Bindungen auf:
1) C4H10, NO2, NaCl
2) CO, CuO, CH3Cl
4) C6H5NO2, F2, CC14
24. Jeder der in der Reihe angegebenen Stoffe weist eine kovalente Bindung auf:
1) CaO, C3H6, S8
2) Fe. NaNO3, CO
3) N2, CuCO3, K2S
4) C6H5N02, SO2, CHC13
25. Jeder der in der Reihe angegebenen Stoffe weist eine kovalente Bindung auf:
1) C3H4, NO, Na2O
2) CO, CH3C1, PBr3
3) Р2Оз, NaHSO4, Cu
4) C6H5NO2, NaF, CC14
26. Jeder der in der Reihe angegebenen Stoffe weist kovalente Bindungen auf:
1) C3Ha, NO2, NaF
2) KS1, CH3Cl, C6H12O6
3) P2O5, NaHSO4, Ba
4) C2H5NH2, P4, CH3OH
27. Die Bindungspolarität ist in Molekülen am stärksten ausgeprägt
1) Schwefelwasserstoff
3) Phosphin
4) Chlorwasserstoff
28. Im Molekül welcher Substanz sind die chemischen Bindungen am stärksten?
29. Unter den Stoffen NH4Cl, CsCl, NaNO3, PH3, HNO3 ist die Anzahl der Verbindungen mit ionischen Bindungen gleich
30. Unter den Stoffen (NH4)2SO4, Na2SO4, CaI2, I2, CO2 ist die Anzahl der Verbindungen mit einer kovalenten Bindung gleich
Antworten: 1-2, 2-2, 3-4, 4-3, 5-4, 6-1, 7-3, 8-3, 9-4, 10-2, 11-3, 12-2, 13-3, 14-2, 15-1, 16-2, 17-3, 18-2, 19-2, 20-4, 21-4, 22-4, 23-4, 24-4, 25- 2, 26-4, 27-4, 28-1, 29-3, 30-4
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.
