Egenskaper för kemiska bindningar
Läran om kemisk bindning utgör grunden för all teoretisk kemi. En kemisk bindning förstås som växelverkan mellan atomer som binder dem till molekyler, joner, radikaler och kristaller. Det finns fyra typer av kemiska bindningar: joniska, kovalenta, metalliska och väte. Olika typer av bindningar kan finnas i samma ämnen.
1. I baser: mellan syre- och väteatomerna i hydroxogrupperna är bindningen polär kovalent, och mellan metallen och hydroxogruppen är den jonisk.
2. I salter av syrehaltiga syror: mellan den icke-metalliska atomen och syret i den sura resten - kovalent polär, och mellan metallen och den sura resten - jonisk.
3. I ammonium-, metylammonium-, etc.-salter, mellan kväve- och väteatomerna finns en polär kovalent, och mellan ammonium- eller metylammoniumjoner och syraresten - jonisk.
4. I metallperoxider (till exempel Na 2 O 2) är bindningen mellan syreatomerna kovalent, opolär och mellan metallen och syre är jonisk osv.
Anledningen till enheten av alla typer och typer av kemiska bindningar är deras identiska kemiska natur - elektron-kärnväxelverkan. Bildandet av en kemisk bindning är i alla fall resultatet av elektron-kärnväxelverkan mellan atomer, åtföljd av frigöring av energi.
Metoder för att bilda en kovalent bindning
Kovalent kemisk bindningär en bindning som uppstår mellan atomer på grund av bildandet av delade elektronpar.
Kovalenta föreningar är vanligtvis gaser, vätskor eller relativt lågsmältande fasta ämnen. Ett av de sällsynta undantagen är diamant, som smälter över 3 500 °C. Detta förklaras av strukturen hos diamant, som är ett kontinuerligt gitter av kovalent bundna kolatomer, och inte en samling individuella molekyler. Faktum är att vilken diamantkristall som helst, oavsett storlek, är en enorm molekyl.
En kovalent bindning uppstår när elektronerna i två icke-metalliska atomer kombineras. Den resulterande strukturen kallas en molekyl.
Mekanismen för bildandet av en sådan bindning kan vara utbyte eller donator-acceptor.
I de flesta fall har två kovalent bundna atomer olika elektronegativitet och de delade elektronerna tillhör inte de två atomerna lika. För det mesta är de närmare en atom än en annan. I en vätekloridmolekyl, till exempel, är elektronerna som bildar en kovalent bindning belägna närmare kloratomen eftersom dess elektronegativitet är högre än väte. Skillnaden i förmåga att attrahera elektroner är dock inte tillräckligt stor för att fullständig elektronöverföring från väteatomen till kloratomen ska ske. Därför kan bindningen mellan väte- och kloratomer betraktas som en korsning mellan en jonbindning (fullständig elektronöverföring) och en icke-polär kovalent bindning (ett symmetriskt arrangemang av ett elektronpar mellan två atomer). Den partiella laddningen på atomer betecknas med den grekiska bokstaven δ. En sådan bindning kallas en polär kovalent bindning, och vätekloridmolekylen sägs vara polär, det vill säga den har en positivt laddad ände (väteatom) och en negativt laddad ände (kloratom).
1. Utbytesmekanismen fungerar när atomer bildar delade elektronpar genom att kombinera oparade elektroner.
1) H2-väte.
Bindningen uppstår på grund av bildandet av ett gemensamt elektronpar av s-elektronerna hos väteatomer (överlappande s-orbitaler).
2) HCl - väteklorid.
Bindningen uppstår på grund av bildandet av ett gemensamt elektronpar av s- och p-elektroner (överlappande s-p-orbitaler).
3) Cl 2: I en klormolekyl bildas en kovalent bindning på grund av oparade p-elektroner (överlappande p-p orbitaler).
4) N2: I kvävemolekylen bildas tre vanliga elektronpar mellan atomerna.
Donator-acceptormekanism för kovalent bindning
Givare har ett elektronpar acceptor- fri omloppsbana som detta par kan uppta. I ammoniumjonen är alla fyra bindningarna med väteatomer kovalenta: tre bildades på grund av skapandet av vanliga elektronpar av kväveatomen och väteatomer enligt utbytesmekanismen, en - genom donator-acceptormekanismen. Kovalenta bindningar klassificeras genom hur elektronorbitalerna överlappar varandra, såväl som genom deras förskjutning mot en av de bundna atomerna. Kemiska bindningar som bildas som ett resultat av överlappande elektronorbitaler längs en bindningslinje kallas σ - anslutningar(sigma-bindningar). Sigmabandet är mycket starkt.
P-orbitaler kan överlappa i två regioner och bilda en kovalent bindning genom lateral överlappning.
Kemiska bindningar som bildas som ett resultat av den "laterala" överlappningen av elektronorbitaler utanför bindningslinjen, det vill säga i två regioner, kallas pi-bindningar.
Beroende på graden av förskjutning av vanliga elektronpar till en av atomerna de förbinder, kan en kovalent bindning vara polär eller opolär. En kovalent kemisk bindning som bildas mellan atomer med samma elektronegativitet kallas icke-polär. Elektronpar förskjuts inte mot någon av atomerna, eftersom atomer har samma elektronegativitet - egenskapen att dra till sig valenselektroner från andra atomer. Till exempel,
det vill säga molekyler av enkla icke-metalliska ämnen bildas genom en kovalent icke-polär bindning. En kovalent kemisk bindning mellan atomer av element vars elektronegativitet skiljer sig kallas polär.
Till exempel är NH3 ammoniak. Kväve är ett mer elektronegativt grundämne än väte, så de delade elektronparen förskjuts mot dess atom.
Egenskaper för en kovalent bindning: bindningslängd och energi
De karakteristiska egenskaperna för en kovalent bindning är dess längd och energi. Bindningslängden är avståndet mellan atomkärnor. Ju kortare en kemisk bindning är, desto starkare är den. Ett mått på bindningsstyrka är dock bindningsenergi, som bestäms av mängden energi som krävs för att bryta bindningen. Det mäts vanligtvis i kJ/mol. Således, enligt experimentella data, är bindningslängderna för H 2, Cl 2 respektive N 2 molekylerna 0,074, 0,198 och 0,109 nm, och bindningsenergierna är 436, 242 respektive 946 kJ/mol.
Joner. Jonbindning
Det finns två huvudsakliga möjligheter för en atom att lyda oktettregeln. Den första av dessa är bildandet av jonbindningar. (Den andra är bildandet av en kovalent bindning, vilket kommer att diskuteras nedan). När en jonbindning bildas förlorar en metallatom elektroner och en icke-metallatom får elektroner.
Låt oss föreställa oss att två atomer "mötes": en atom i en grupp I-metall och en icke-metallatom i grupp VII. En metallatom har en enda elektron på sin yttre energinivå, medan en icke-metallatom bara saknar en elektron för att dess yttre nivå ska vara komplett. Den första atomen kommer lätt att ge den andra sin elektron, som är långt från kärnan och svagt bunden till den, och den andra kommer att ge den en ledig plats på dess yttre elektroniska nivå. Då kommer atomen, berövad en av sina negativa laddningar, att bli en positivt laddad partikel, och den andra kommer att förvandlas till en negativt laddad partikel på grund av den resulterande elektronen. Sådana partiklar kallas joner.
Detta är en kemisk bindning som uppstår mellan joner. Siffror som visar antalet atomer eller molekyler kallas koefficienter och siffror som visar antalet atomer eller joner i en molekyl kallas index.
Metallanslutning
Metaller har specifika egenskaper som skiljer sig från egenskaperna hos andra ämnen. Sådana egenskaper är relativt höga smälttemperaturer, förmågan att reflektera ljus och hög termisk och elektrisk ledningsförmåga. Dessa egenskaper beror på förekomsten av en speciell typ av bindning i metaller - en metallisk bindning.
Metallisk bindning är en bindning mellan positiva joner i metallkristaller, utförd på grund av attraktionen av elektroner som rör sig fritt genom kristallen. Atomerna i de flesta metaller på den yttre nivån innehåller ett litet antal elektroner - 1, 2, 3. Dessa elektroner lossna lätt, och atomerna förvandlas till positiva joner. De lösgjorda elektronerna rör sig från en jon till en annan och binder dem till en enda helhet. I samband med joner bildar dessa elektroner tillfälligt atomer, bryts sedan av igen och kombineras med en annan jon, etc. En process pågår oändligt, som schematiskt kan avbildas enligt följande:
Följaktligen, i metallens volym, omvandlas atomer kontinuerligt till joner och vice versa. Bindningen i metaller mellan joner genom delade elektroner kallas metallisk. Den metalliska bindningen har vissa likheter med den kovalenta bindningen, eftersom den är baserad på delning av externa elektroner. Men med en kovalent bindning delas de yttre oparade elektronerna av endast två angränsande atomer, medan med en metallisk bindning deltar alla atomer i att dela dessa elektroner. Det är därför kristaller med en kovalent bindning är spröda, men med en metallbindning är de som regel duktila, elektriskt ledande och har en metallisk lyster.
Metallisk bindning är karakteristisk för både rena metaller och blandningar av olika metaller - legeringar i fast och flytande tillstånd. Men i ångtillståndet är metallatomer anslutna till varandra genom en kovalent bindning (till exempel fyller natriumånga gula ljuslampor för att lysa upp gatorna i stora städer). Metallpar består av individuella molekyler (monatomiska och diatomiska).
En metallbindning skiljer sig också från en kovalent bindning i styrka: dess energi är 3-4 gånger mindre än energin för en kovalent bindning.
Bindningsenergi är den energi som krävs för att bryta en kemisk bindning i alla molekyler som utgör en mol av ett ämne. Energierna för kovalenta och joniska bindningar är vanligtvis höga och uppgår till värden i storleksordningen 100-800 kJ/mol.
Vätebindning
Kemisk bindning mellan positivt polariserade väteatomer av en molekyl(eller delar därav) och negativt polariserade atomer av starkt elektronegativa element med delade elektronpar (F, O, N och mer sällan S och Cl), kallas en annan molekyl (eller delar därav) väte. Mekanismen för vätebindningsbildning är delvis elektrostatisk, delvis d heders-acceptor karaktär.
Exempel på intermolekylär vätebindning:
I närvaro av ett sådant samband kan även lågmolekylära ämnen under normala förhållanden vara vätskor (alkohol, vatten) eller lätt flytande gaser (ammoniak, vätefluorid). I biopolymerer - proteiner (sekundär struktur) - finns det en intramolekylär vätebindning mellan karbonylsyre och vätet i aminogruppen:
Polynukleotidmolekyler - DNA (deoxiribonukleinsyra) - är dubbla helixar där två kedjor av nukleotider är kopplade till varandra genom vätebindningar. I det här fallet fungerar komplementaritetsprincipen, det vill säga dessa bindningar bildas mellan vissa par bestående av purin- och pyrimidinbaser: tyminen (T) är belägen mittemot adeninukleotiden (A), och cytosinet (C) är beläget mittemot. guaninen (G).
Ämnen med vätebindningar har molekylära kristallgitter.
5) till s-element
6) till p-element
7) till d-element
8) till f - element
2. Hur många elektroner innehåller atomer av alkaliska jordartsmetaller på den yttre energinivån?
1) En 2) två 3) tre 4) fyra
3. Vid kemiska reaktioner uppvisar aluminiumatomer
3) Oxiderande egenskaper 2) sura egenskaper
4) 3) restaurerande egenskaper 4) grundläggande egenskaper
4. Samspelet mellan kalcium och klor är en reaktion
1) Nedbrytning 2) anslutning 3) substitution 4) utbyte
5. Molekylvikten för natriumbikarbonat är:
1) 84 2) 87 3) 85 4) 86
3. Vilken atom är tyngre - järn eller kisel - och med hur mycket?4. Bestäm de relativa molekylvikterna för enkla ämnen: väte, syre, klor, koppar, diamant (kol). Kom ihåg vilka av dem som består av diatomiska molekyler och vilka av atomer.
5.beräkna de relativa molekylmassorna för följande föreningar: koldioxid CO2 svavelsyra H2SO4 socker C12H22O11 etylalkohol C2H6O marmor CaCPO3
6. I väteperoxid finns det en väteatom för varje syreatom. Bestäm formeln för vätepreoxid om det är känt att dess relativa molekylvikt är 34. Vilket är massförhållandet mellan väte och syre i denna förening?
7. Hur många gånger är en koldioxidmolekyl tyngre än en syremolekyl?
Snälla hjälp mig, 8:e klass uppgift.
Uppgift nr 1
Välj två föreningar som innehåller en jonisk kemisk bindning från listan som tillhandahålls.
- 1. Ca(ClO2) 2
- 2. HClO 3
- 3.NH4Cl
- 4. HClO 4
- 5.Cl2O7
Svar: 13
I de allra flesta fall kan närvaron av en jonisk typ av bindning i en förening bestämmas av det faktum att dess strukturella enheter samtidigt inkluderar atomer av en typisk metall och atomer av en icke-metall.
Baserat på denna egenskap fastställer vi att det finns en jonbindning i förening nummer 1 - Ca(ClO 2) 2, eftersom i dess formel kan du se atomer av den typiska metallen kalcium och atomer av icke-metaller - syre och klor.
Det finns dock inga fler föreningar som innehåller både metall- och icke-metallatomer i denna lista.
Bland de föreningar som anges i uppgiften finns ammoniumklorid, i vilken jonbindningen realiseras mellan ammoniumkatjonen NH 4 + och kloridjonen Cl − .
Uppgift nr 2
Från listan som tillhandahålls väljer du två föreningar där typen av kemisk bindning är densamma som i fluormolekylen.
1) syre
2) kväveoxid (II)
3) vätebromid
4) natriumjodid
Skriv ner numren på de valda anslutningarna i svarsfältet.
Svar: 15
Fluormolekylen (F2) består av två atomer av ett icke-metalliskt kemiskt element, därför är den kemiska bindningen i denna molekyl kovalent, opolär.
En kovalent opolär bindning kan endast realiseras mellan atomer av samma icke-metalliska kemiska element.
Av de föreslagna alternativen har endast syre och diamant en kovalent opolär typ av bindning. Syremolekylen är diatomisk, bestående av atomer av ett icke-metalliskt kemiskt element. Diamant har en atomstruktur och i sin struktur är varje kolatom, som är en icke-metall, bunden till 4 andra kolatomer.
Kväveoxid (II) är ett ämne som består av molekyler som bildas av atomer av två olika icke-metaller. Eftersom elektronegativiteten för olika atomer alltid är olika, är det delade elektronparet i en molekyl förspänt mot det mer elektronegativa elementet, i detta fall syre. Således är bindningen i NO-molekylen polär kovalent.
Vätebromid består också av diatomiska molekyler som består av väte- och bromatomer. Det delade elektronparet som bildar H-Br-bindningen förskjuts mot den mer elektronegativa bromatomen. Den kemiska bindningen i HBr-molekylen är också polär kovalent.
Natriumjodid är ett ämne med jonisk struktur som bildas av en metallkatjon och en jodidanjon. Bindningen i NaI-molekylen bildas på grund av överföringen av en elektron från 3 s-orbitaler av natriumatomen (natriumatomen omvandlas till en katjon) till underfyllda 5 sid-orbital av jodatomen (jodatomen förvandlas till en anjon). Denna kemiska bindning kallas jonisk.
Uppgift nr 3
Från listan som tillhandahålls väljer du två ämnen vars molekyler bildar vätebindningar.
- 1. C2H6
- 2. C2H5OH
- 3.H2O
- 4. CH 3 OCH 3
- 5. CH 3 COCH 3
Skriv ner numren på de valda anslutningarna i svarsfältet.
Svar: 23
Förklaring:
Vätebindningar förekommer i ämnen med molekylstruktur som innehåller kovalenta bindningar H-O, H-N, H-F. De där. kovalenta bindningar av en väteatom med atomer av tre kemiska grundämnen med högst elektronegativitet.
Således finns det uppenbarligen vätebindningar mellan molekyler:
2) alkoholer
3) fenoler
4) karboxylsyror
5) ammoniak
6) primära och sekundära aminer
7) fluorvätesyra
Uppgift nr 4
Välj två föreningar med joniska kemiska bindningar från listan som tillhandahålls.
- 1.PCl 3
- 2.CO2
- 3. NaCl
- 4.H2S
- 5. MgO
Skriv ner numren på de valda anslutningarna i svarsfältet.
Svar: 35
Förklaring:
I de allra flesta fall kan en slutsats om närvaron av en jonisk typ av bindning i en förening dras från det faktum att ämnets strukturella enheter samtidigt inkluderar atomer av en typisk metall och atomer av en icke-metall.
Baserat på denna egenskap fastställer vi att det finns en jonbindning i föreningar numrerade 3 (NaCl) och 5 (MgO).
Notera*
Förutom ovanstående egenskaper kan närvaron av en jonbindning i en förening sägas om dess strukturella enhet innehåller en ammoniumkatjon (NH 4 +) eller dess organiska analoger - alkylammoniumkatjoner RNH 3 +, dialkylammonium R 2 NH 2 +, trialkylammoniumkatjoner R3NH+ eller tetraalkylammoniumR4N+, där R är någon kolväteradikal. Till exempel förekommer den joniska typen av bindning i föreningen (CH 3) 4 NCl mellan katjonen (CH 3) 4+ och kloridjonen Cl −.
Uppgift nr 5
Välj två ämnen med samma typ av struktur från listan som tillhandahålls.
4) bordssalt
Skriv ner numren på de valda anslutningarna i svarsfältet.
Svar: 23
Uppgift nr 8
Välj två ämnen med icke-molekylär struktur från den föreslagna listan.
2) syre
3) vit fosfor
5) kisel
Skriv ner numren på de valda anslutningarna i svarsfältet.
Svar: 45
Uppgift nr 11
Från den föreslagna listan väljer du två ämnen vars molekyler innehåller en dubbelbindning mellan kol- och syreatomer.
3) formaldehyd
4) ättiksyra
5) glycerin
Skriv ner numren på de valda anslutningarna i svarsfältet.
Svar: 34
Uppgift nr 14
Välj två ämnen med jonbindningar från listan som tillhandahålls.
1) syre
3) kolmonoxid (IV)
4) natriumklorid
5) kalciumoxid
Skriv ner numren på de valda anslutningarna i svarsfältet.
Svar: 45
Uppgift nr 15
Från den föreslagna listan väljer du två ämnen med samma typ av kristallgitter som en diamant.
1) kiseldioxid SiO2
2) natriumoxid Na2O
3) kolmonoxid CO
4) vit fosfor P 4
5) kisel Si
Skriv ner numren på de valda anslutningarna i svarsfältet.
Svar: 15
Uppgift nr 20
Från listan som tillhandahålls väljer du två ämnen vars molekyler har en trippelbindning.
- 1. HCOOH
- 2.HCOH
- 3. C2H4
- 4. N 2
- 5. C2H2
Skriv ner numren på de valda anslutningarna i svarsfältet.
Svar: 45
Förklaring:
För att hitta rätt svar, låt oss rita strukturformlerna för föreningarna från listan som presenteras:
Således ser vi att det finns en trippelbindning i kväve- och acetylenmolekyler. De där. rätt svar 45
Uppgift nr 21
Från den föreslagna listan väljer du två ämnen vars molekyler innehåller en kovalent opolär bindning.
"Kemisk bindning" är energin för förstörelse av gittret till joner _Ekul = Uresh. Grundprinciper för MO-metoden. Typer av överlappning av atomära AO. bindning och antibindande MO med en kombination av atomära orbitaler s och s pz och pz px och px. H?C? C?H. ? - Repulsionskoefficient. Qeff =. Ao. Grundläggande teorier om kemisk bindning.
"Typer av kemiska bindningar" - Ämnen med jonbindningar bildar ett jonkristallgitter. Atomer. Elektronnegativitet. Kommunal läroanstalt Lyceum nr 18 kemilärare Kalinina L.A. Joner. Till exempel: Na1+ och Cl1-, Li1+ och F1-Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) . Om e - läggs till blir jonen negativt laddad. Atomramen har hög hållfasthet.
"The Life of Mendeleev" - 18 juli D.I. Mendeleev tog examen från Tobolsk gymnasium. 9 augusti 1850 - 20 juni 1855 när han studerade vid Pedagogiska huvudinstitutet. "Om du inte känner till namn, då kommer kunskapen om saker att dö" K. Liney. D.I. Mendeleevs liv och arbete. Ivan Pavlovich Mendeleev (1783 - 1847), far till vetenskapsmannen. Upptäckten av den periodiska lagen.
"Typer av kemiska bindningar" - H3N. Al2O3. Materiens struktur." H2S. MgO. H2. Cu. Mg S.CS2. I. Skriv ner formlerna för ämnena: 1.c.N.S. 2.s K.P.S. 3. med I.S. K.N.S. NaF. C.K.P.S. Bestäm typen av kemisk bindning. Vilken av molekylerna motsvarar schemat: A A?
"Mendeleev" - Dobereiners triader av element. Gaser. Arbete. Liv och vetenskaplig bedrift. Grundämnenas periodiska system (lång form). Newlands "Law of Octaves" Vetenskaplig verksamhet. Lösningar. Ett nytt skede i livet. Den andra versionen av Mendeleevs system av element. Del av L. Meyers elementtabell. Upptäckten av den periodiska lagen (1869).
"Mendeleevs liv och arbete" - Ivan Pavlovich Mendeleev (1783 - 1847), vetenskapsmannens far. 1834, 27 januari (6 februari) - D.I. Mendeleev föddes i staden Tobolsk, i Sibirien. 1907, 20 januari (2 februari) dog D.I. Mendeleev av hjärtförlamning. DI. Menedeleev (regionen i södra Kazakstan, staden Shymkent). Industri. Den 18 juli 1849 tog D.I. Mendeleev examen från Tobolsk gymnasium.
Det finns ingen enhetlig teori om kemiska bindningar; kemiska bindningar är konventionellt uppdelade i kovalent (en universell typ av bindning), jonisk (ett specialfall av en kovalent bindning), metallisk och väte.
Kovalent bindning
Bildandet av en kovalent bindning är möjlig genom tre mekanismer: utbyte, donator-acceptor och dativ (Lewis).
Enligt metabolisk mekanism Bildandet av en kovalent bindning uppstår på grund av delning av gemensamma elektronpar. I detta fall tenderar varje atom att förvärva ett skal av en inert gas, d.v.s. få en färdig extern energinivå. Bildandet av en kemisk bindning genom utbytestyp skildras med Lewis-formler, där varje valenselektron i en atom representeras av punkter (Fig. 1).
Ris. 1 Bildning av en kovalent bindning i HCl-molekylen genom utbytesmekanismen
Med utvecklingen av teorin om atomstruktur och kvantmekanik representeras bildandet av en kovalent bindning som överlappningen av elektroniska orbitaler (fig. 2).
Ris. 2. Bildning av en kovalent bindning på grund av överlappning av elektronmoln
Ju större överlappning av atomära orbitaler är, desto starkare bindning, desto kortare bindningslängd och desto större bindningsenergi. En kovalent bindning kan bildas genom att överlappa olika orbitaler. Som ett resultat av överlappningen av s-s, s-p orbitaler, såväl som d-d, p-p, d-p orbitaler med laterala lober, uppstår bildningen av bindningar. En bindning bildas vinkelrätt mot linjen som förbinder kärnorna av 2 atomer. En och en bindning kan bilda en multipel (dubbel) kovalent bindning, karakteristisk för organiska ämnen i klassen alkener, alkadiener, etc. En och två bindningar bildar en multipel (trippel) kovalent bindning, karakteristisk för organiska ämnen i klassen av alkyner (acetylener).
Bildning av en kovalent bindning genom donator-acceptor mekanism Låt oss titta på exemplet på ammoniumkatjonen:
NH3 + H+ = NH4+
7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Kväveatomen har ett fritt ensamt elektronpar (elektroner som inte är involverade i bildandet av kemiska bindningar inom molekylen), och vätekatjonen har en fri orbital, så de är en elektrondonator respektive en acceptor.
Låt oss överväga dativmekanismen för kovalent bindning med exemplet på en klormolekyl.
17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Kloratomen har både ett fritt ensamt elektronpar och lediga orbitaler, därför kan den uppvisa egenskaperna hos både en donator och en acceptor. Därför, när en klormolekyl bildas, fungerar en kloratom som en donator och den andra som en acceptor.
Main egenskaper hos en kovalent bindningär: mättnad (mättade bindningar bildas när en atom fäster så många elektroner till sig själv som dess valensförmåga tillåter; omättade bindningar bildas när antalet anslutna elektroner är mindre än atomens valensförmåga); riktning (detta värde är relaterat till molekylens geometri och begreppet "bindningsvinkel" - vinkeln mellan bindningar).
Jonbindning
Det finns inga föreningar med en ren jonbindning, även om detta förstås som ett kemiskt bundet tillstånd av atomer där en stabil elektronisk miljö av atomen skapas när den totala elektrontätheten är fullständigt överförd till atomen av ett mer elektronegativt element. Jonbindning är endast möjlig mellan atomer av elektronegativa och elektropositiva element som är i tillståndet av motsatt laddade joner - katjoner och anjoner.
DEFINITION
Jonär elektriskt laddade partiklar som bildas genom avlägsnande eller addition av en elektron till en atom.
Vid överföring av en elektron tenderar metall- och icke-metallatomer att bilda en stabil elektronskalskonfiguration runt sin kärna. En icke-metallatom skapar ett skal av den efterföljande inerta gasen runt dess kärna, och en metallatom skapar ett skal av den tidigare inerta gasen (fig. 3).
Ris. 3. Bildning av en jonbindning med hjälp av exemplet med en natriumkloridmolekyl
Molekyler i vilka jonbindningar finns i sin rena form finns i ämnets ångtillstånd. Jonbindningen är mycket stark, och därför har ämnen med denna bindning en hög smältpunkt. Till skillnad från kovalenta bindningar kännetecknas jonbindningar inte av riktning och mättnad, eftersom det elektriska fältet som skapas av joner verkar lika på alla joner på grund av sfärisk symmetri.
Metallanslutning
Den metalliska bindningen realiseras endast i metaller - detta är interaktionen som håller metallatomer i ett enda gitter. Endast valenselektronerna i metallatomerna som tillhör hela dess volym deltar i bildandet av en bindning. I metaller avlägsnas elektroner ständigt från atomer och rör sig genom hela metallens massa. Metallatomer, berövade på elektroner, förvandlas till positivt laddade joner, som tenderar att acceptera rörliga elektroner. Denna kontinuerliga process bildar den så kallade "elektrongasen" inuti metallen, som binder samman alla metallatomer (fig. 4).
Den metalliska bindningen är stark, därför kännetecknas metaller av en hög smältpunkt, och närvaron av "elektrongas" ger metaller formbarhet och duktilitet.
Vätebindning
En vätebindning är en specifik intermolekylär interaktion, eftersom dess förekomst och styrka beror på ämnets kemiska natur. Det bildas mellan molekyler där en väteatom är bunden till en atom med hög elektronegativitet (O, N, S). Förekomsten av en vätebindning beror på två orsaker: för det första har väteatomen som är associerad med en elektronegativ atom inga elektroner och kan lätt inkorporeras i andra atomers elektronmoln, och för det andra, med en valens s-orbital, väteatomen kan acceptera ett ensamt elektronpar av en elektronegativ atom och bilda en bindning med den genom donator-acceptormekanismen.
