169338 0
Varje atom har ett visst antal elektroner.
När atomer går in i kemiska reaktioner donerar, får eller delar elektroner, vilket uppnår den mest stabila elektroniska konfigurationen. Konfigurationen med lägst energi (som i ädelgasatomer) visar sig vara den mest stabila. Detta mönster kallas "oktettregeln" (Fig. 1).
Ris. 1.
Denna regel gäller för alla typer av anslutningar. Elektroniska kopplingar mellan atomer tillåter dem att bilda stabila strukturer, från de enklaste kristallerna till komplexa biomolekyler som i slutändan bildar levande system. De skiljer sig från kristaller i sin kontinuerliga ämnesomsättning. Samtidigt fortskrider många kemiska reaktioner enligt mekanismerna elektronisk överföring, som spelar en avgörande roll i energiprocesser i kroppen.
En kemisk bindning är kraften som håller ihop två eller flera atomer, joner, molekyler eller någon kombination av dessa.
Naturen hos en kemisk bindning är universell: det är en elektrostatisk attraktionskraft mellan negativt laddade elektroner och positivt laddade kärnor, bestäms av konfigurationen av elektronerna i det yttre skalet av atomer. En atoms förmåga att bilda kemiska bindningar kallas valens, eller oxidationstillstånd. Konceptet av valenselektroner- elektroner som bildar kemiska bindningar, det vill säga ligger i orbitaler med högst energi. Följaktligen kallas det yttre skalet på atomen som innehåller dessa orbitaler valensskalet. För närvarande är det inte tillräckligt att indikera närvaron av en kemisk bindning, men det är nödvändigt att klargöra dess typ: jonisk, kovalent, dipol-dipol, metallisk.
Den första typen av anslutning ärjonisk förbindelse
Enligt Lewis och Kossels elektroniska valensteori kan atomer uppnå en stabil elektronisk konfiguration på två sätt: för det första genom att förlora elektroner, bli katjoner, för det andra, förvärva dem, förvandlas till anjoner. Som ett resultat av elektronöverföring, på grund av den elektrostatiska attraktionskraften mellan joner med laddningar av motsatta tecken, bildas en kemisk bindning, kallad av Kossel " elektrovalent"(kallas nu jonisk).
I detta fall bildar anjoner och katjoner en stabil elektronisk konfiguration med ett fyllt yttre elektronskal. Typiska jonbindningar bildas från katjoner T- och II-grupper i det periodiska systemet och anjoner av icke-metalliska element i grupperna VI och VII (16 respektive 17 undergrupper, kalkogener Och halogener). Bindningarna av joniska föreningar är omättade och icke-riktade, så de behåller möjligheten till elektrostatisk interaktion med andra joner. I fig. Figurerna 2 och 3 visar exempel på jonbindningar som motsvarar Kossel-modellen för elektronöverföring.
Ris. 2.
Ris. 3. Jonbindning i en molekyl av bordssalt (NaCl)
Här är det lämpligt att påminna om några egenskaper som förklarar beteendet hos ämnen i naturen, i synnerhet överväga idén om syror Och skäl.
Vattenlösningar av alla dessa ämnen är elektrolyter. De ändrar färg olika indikatorer. Verkningsmekanismen för indikatorer upptäcktes av F.V. Ostwald. Han visade att indikatorer är svaga syror eller baser, vars färg skiljer sig åt i de odissocierade och dissocierade tillstånden.
Baser kan neutralisera syror. Alla baser är inte lösliga i vatten (till exempel är vissa organiska föreningar som inte innehåller OH-grupper olösliga, i synnerhet, trietylamin N(C 2 H 5) 3); lösliga baser kallas alkalier.
Vattenlösningar av syror genomgår karakteristiska reaktioner:
a) med metalloxider - med bildning av salt och vatten;
b) med metaller - med bildning av salt och väte;
c) med karbonater - med bildning av salt, CO 2 och N 2 O.
Syrors och basers egenskaper beskrivs av flera teorier. I enlighet med teorin om S.A. Arrhenius, en syra är ett ämne som dissocierar för att bilda joner N+ , medan basen bildar joner HAN- . Denna teori tar inte hänsyn till förekomsten av organiska baser som inte har hydroxylgrupper.
I enlighet med proton Enligt Brønsteds och Lowrys teori är en syra ett ämne som innehåller molekyler eller joner som donerar protoner ( givare protoner), och en bas är ett ämne som består av molekyler eller joner som accepterar protoner ( accepterare protoner). Observera att i vattenlösningar finns vätejoner i hydratiserad form, det vill säga i form av hydroniumjoner H3O+ . Denna teori beskriver reaktioner inte bara med vatten och hydroxidjoner, utan även de som utförs i frånvaro av ett lösningsmedel eller med ett icke-vattenhaltigt lösningsmedel.
Till exempel i reaktionen mellan ammoniak N.H. 3 (svag bas) och väteklorid i gasfasen, fast ammoniumklorid bildas, och i en jämviktsblandning av två ämnen finns det alltid 4 partiklar, varav två är syror och de andra två är baser:
Denna jämviktsblandning består av två konjugerade par av syror och baser:
1)N.H. 4+ och N.H. 3
2) HCl Och Cl ‑
Här, i varje konjugatpar, skiljer sig syran och basen med en proton. Varje syra har en konjugerad bas. En stark syra har en svag konjugerad bas och en svag syra har en stark konjugerad bas.
Brønsted-Lowry-teorin hjälper till att förklara vattnets unika roll för biosfärens liv. Vatten, beroende på ämnet som interagerar med det, kan uppvisa egenskaperna hos antingen en syra eller en bas. Till exempel, i reaktioner med vattenhaltiga lösningar av ättiksyra, är vatten en bas, och i reaktioner med vattenhaltiga lösningar av ammoniak är det en syra.
1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Här donerar en ättiksyramolekyl en proton till en vattenmolekyl;
2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + HAN- . Här accepterar en ammoniakmolekyl en proton från en vattenmolekyl.
Sålunda kan vatten bilda två konjugerade par:
1) H2O(syra) och HAN- (konjugerad bas)
2) H3O+ (syra) och H2O(konjugerad bas).
I det första fallet donerar vatten en proton, och i det andra accepterar det den.
Denna egenskap kallas amfiprotonism. Ämnen som kan reagera som både syror och baser kallas amfotär. Sådana ämnen finns ofta i den levande naturen. Aminosyror kan till exempel bilda salter med både syror och baser. Därför bildar peptider lätt koordinationsföreningar med de närvarande metalljonerna.
Således är en karakteristisk egenskap hos en jonbindning den fullständiga rörelsen av bindningselektronerna till en av kärnorna. Det betyder att det mellan jonerna finns ett område där elektrontätheten är nästan noll.
Den andra typen av anslutning ärkovalent förbindelse
Atomer kan bilda stabila elektroniska konfigurationer genom att dela elektroner.
En sådan bindning bildas när ett elektronpar delas en i taget från alla atom. I detta fall är de delade bindningselektronerna lika fördelade mellan atomerna. Exempel på kovalenta bindningar inkluderar homonukleär diatomisk molekyler H 2 , N 2 , F 2. Samma typ av koppling finns i allotroper O 2 och ozon O 3 och för en polyatomisk molekyl S 8 och även heteronukleära molekyler väteklorid HCl, koldioxid CO 2, metan CH 4, etanol MED 2 N 5 HAN, svavelhexafluorid SF 6, acetylen MED 2 N 2. Alla dessa molekyler delar samma elektroner, och deras bindningar är mättade och riktade på samma sätt (fig. 4).
Det är viktigt för biologer att dubbel- och trippelbindningar har minskade kovalenta atomradier jämfört med en enkelbindning.
Ris. 4. Kovalent bindning i en Cl 2 molekyl.
Joniska och kovalenta typer av bindningar är två extremfall av de många befintliga typerna av kemiska bindningar, och i praktiken är de flesta bindningar mellanliggande.
Föreningar av två grundämnen belägna i motsatta ändar av samma eller olika perioder av det periodiska systemet bildar övervägande jonbindningar. När grundämnen rör sig närmare varandra inom en period minskar den joniska naturen hos deras föreningar och den kovalenta karaktären ökar. Till exempel bildar halogeniderna och oxiderna av grundämnen på vänster sida av det periodiska systemet övervägande jonbindningar ( NaCl, AgBr, BaS04, CaCO3, KNO3, CaO, NaOH), och samma sammansättningar av element på höger sida av tabellen är kovalenta ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4 fenol C6H5OH glukos C6H12O6 etanol C2H5OH).
Den kovalenta bindningen har i sin tur ytterligare en modifikation.
I polyatomära joner och i komplexa biologiska molekyler kan båda elektronerna bara komma från ett atom. Det kallas givare elektronpar. En atom som delar detta elektronpar med en donator kallas acceptor elektronpar. Denna typ av kovalent bindning kallas samordning (donator-acceptor, ellerdativ) kommunikation(Fig. 5). Denna typ av bindning är viktigast för biologi och medicin, eftersom kemin hos de d-element som är viktigast för ämnesomsättningen till stor del beskrivs av koordinationsbindningar.
Fikon. 5.
Som regel fungerar metallatomen i en komplex förening som en acceptor för ett elektronpar; tvärtom, i joniska och kovalenta bindningar är metallatomen en elektrondonator.
Kärnan i den kovalenta bindningen och dess variation - koordinationsbindningen - kan klargöras med hjälp av en annan teori om syror och baser som föreslås av GN. Lewis. Han utvidgade något det semantiska konceptet för termerna "syra" och "bas" enligt Brønsted-Lowry-teorin. Lewis teori förklarar karaktären av bildandet av komplexa joner och ämnens deltagande i nukleofila substitutionsreaktioner, det vill säga i bildandet av CS.
Enligt Lewis är en syra ett ämne som kan bilda en kovalent bindning genom att acceptera ett elektronpar från en bas. En Lewis-bas är ett ämne som har ett ensamt elektronpar, som genom att donera elektroner bildar en kovalent bindning med Lewis-syra.
Det vill säga, Lewis teori utökar utbudet av syra-bas-reaktioner även till reaktioner där protoner inte deltar alls. Dessutom är protonen själv, enligt denna teori, också en syra, eftersom den är kapabel att acceptera ett elektronpar.
Därför, enligt denna teori, är katjonerna Lewis-syror och anjonerna är Lewis-baser. Ett exempel skulle vara följande reaktioner:
Det noterades ovan att uppdelningen av ämnen i joniska och kovalenta är relativ, eftersom fullständig elektronöverföring från metallatomer till acceptoratomer inte sker i kovalenta molekyler. I föreningar med jonbindningar är varje jon i det elektriska fältet av joner med motsatt tecken, så de är ömsesidigt polariserade och deras skal deformeras.
Polariserbarhet bestäms av jonens elektroniska struktur, laddning och storlek; för anjoner är den högre än för katjoner. Den högsta polariserbarheten bland katjoner är för katjoner med större laddning och mindre storlek, till exempel, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Har en stark polariserande effekt N+ . Eftersom påverkan av jonpolarisering är tvåvägs, förändrar den avsevärt egenskaperna hos de föreningar de bildar.
Den tredje typen av anslutning ärdipol-dipol förbindelse
Utöver de listade kommunikationstyperna finns det även dipol-dipol intermolekylär interaktioner, även kallade van der Waals .
Styrkan hos dessa interaktioner beror på molekylernas natur.
Det finns tre typer av interaktioner: permanent dipol - permanent dipol ( dipol-dipol attraktion); permanent dipol - inducerad dipol ( induktion attraktion); momentan dipol - inducerad dipol ( spridande attraktion eller Londonstyrkor; ris. 6).
Ris. 6.
Endast molekyler med polära kovalenta bindningar har ett dipol-dipolmoment ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl) och bindningsstyrkan är 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10-30 coulomb meter - C × m).
Inom biokemi finns det en annan typ av samband - väte anslutning som är ett begränsande fall dipol-dipol attraktion. Denna bindning bildas av attraktionen mellan en väteatom och en liten elektronegativ atom, oftast syre, fluor och kväve. Med stora atomer som har liknande elektronegativitet (som klor och svavel) är vätebindningen mycket svagare. Väteatomen kännetecknas av en betydande egenskap: när bindningselektronerna dras bort, exponeras dess kärna - protonen - och är inte längre skyddad av elektroner.
Därför förvandlas atomen till en stor dipol.
En vätebindning, till skillnad från en van der Waals-bindning, bildas inte bara under intermolekylära interaktioner, utan också inom en molekyl - intramolekylärt vätebindning. Vätebindningar spelar en viktig roll i biokemin, till exempel för att stabilisera strukturen av proteiner i form av en a-helix, eller för bildandet av en dubbelspiral av DNA (Fig. 7).
Fig. 7.
Väte- och van der Waals-bindningar är mycket svagare än joniska, kovalenta och koordinationsbindningar. Energin för intermolekylära bindningar anges i tabellen. 1.
Bord 1. Energi av intermolekylära krafter
Notera: Graden av intermolekylära interaktioner reflekteras av entalpin för smältning och avdunstning (kokning). Jonföreningar kräver betydligt mer energi för att separera joner än för att separera molekyler. Entalpin för smältning av joniska föreningar är mycket högre än för molekylära föreningar.
Den fjärde typen av anslutning ärmetallanslutning
Slutligen finns det en annan typ av intermolekylära bindningar - metall: anslutning av positiva joner i ett metallgitter med fria elektroner. Denna typ av samband förekommer inte i biologiska föremål.
Från en kort genomgång av bindningstyper blir en detalj tydlig: en viktig parameter för en metallatom eller jon - en elektrondonator, såväl som en atom - en elektronacceptor, är dess storlek.
Utan att gå in på detaljer, noterar vi att de kovalenta radierna för atomer, jonradier för metaller och van der Waals-radier för interagerande molekyler ökar när deras atomnummer ökar i grupper i det periodiska systemet. I det här fallet är värdena på jonradier de minsta och van der Waals radier är de största. Som regel, när man rör sig nedåt i gruppen, ökar radierna för alla element, både kovalenta och van der Waals.
Av största vikt för biologer och läkare är samordning(donator-acceptor) bindningar som anses av koordinationskemi.
Medicinsk biooorganiska ämnen. G.K. Barashkov
Kemisk bindning.
Övningar.
1. Bestäm typen av kemisk bindning i följande ämnen:
Ämne | Fosforklorid | Svavelsyra | |||
Kommunikationstyp | |||||
Ämne | Bariumoxid | ||||
Kommunikationstyp |
2. Betona ämnen i vilka MELLAN molekyler existerar vätebindning:
Svaveldioxid; is; ozon; etanol; eten; ättiksyra; vätefluorid.
3. Hur påverkar de bindningslängd, styrka och polaritet- atomradier, deras elektronegativitet, bindningsmångfald?
A) Ju större radier atomer som bildar en bindning, alltså länklängd _______
b) Ju högre mångfald (enkel, dubbel eller trippel) bindningar, så dess styrka ____________________
V) Desto större är skillnaden i elektronegativitet mellan två atomer, bindningens polaritet ____________
4. Jämföra längd, styrka och polaritet för bindningar i molekyler:
a) bindningslängd: HCl ___HBr
b) bindningsstyrka PH3_______NH3
c) polariteten för CCl4-bindningen ______CH4
d) bindningsstyrka: N2 _______O2
e) bindningslängd mellan kolatomer i eten och acetylen: __________
f) polaritet för bindningar i NH3_________H2O
Tester. A4 Kemisk bindning.
1. Valensen av en atom är
1) antalet kemiska bindningar som bildas av en given atom i en förening
2) oxidationstillstånd för atomen
3) antalet elektroner som ges eller tagits emot
4) antalet elektroner som saknas för att erhålla elektronkonfigurationen för närmaste inerta gas
S. När en kemisk bindning bildas frigörs alltid energi
B. Energin för en dubbelbindning är mindre än energin för en enkelbindning.
1) endast A är sant 2) endast B är sant 3) båda bedömningarna är korrekta 4) båda bedömningarna är felaktiga
3. I ämnen som bildas genom att kombinera identisk atomer, kemisk bindning
1) jonisk 2) kovalent polär 3) väte 4) kovalent opolär
4. Föreningar med en kovalent polär och kovalent opolär bindning är respektive
1) vatten och svavelväte 2) kaliumbromid och kväve
5. På grund av det delade elektronparet bildas en kemisk bindning i föreningen
1) KI 2) HBr 3) Li2O 4) NaBr
6. Välj ett par ämnen där alla bindningar är kovalenta:
1) NaCl, HCl 2) CO2, BaO 3) CH3Cl, CH3Na 4) SO2, NO2
7. Ett ämne med en polär kovalent bindning har formeln
1) KCl 2) HBr 3) P4 4) CaCl2
8. Förening med en jonisk kemisk bindning
1) fosforklorid 2) kaliumbromid 3) kväveoxid (II) 4) barium
9. I ammoniak och bariumklorid är den kemiska bindningen resp
1) jonisk och kovalent polär 2) kovalent icke-polär och jonisk 3) kovalent polär och jonisk 4) kovalent opolär och metallisk
10. Ämnen med en kovalent polär bindning är
1) svaveloxid (IV) 2) syre 3) kalciumhydrid 4) diamant
11. Vilken serie listar ämnen med endast polära kovalenta bindningar:
1) CH4 H2 Cl2 2) NH3 HBr CO2 3) PCl3 KCl CCl4 4) H2S SO2 LiF
12. Vilken serie listar ämnen med endast jonbindningar:
1) F2O LiF SF4 2) PCl3 NaCl CO2 3) KF Li2O BaCl2 4) CaF2 CH4 CCl4
13. En förening med en jonbindning bildas när man interagerar
1) CH4 och O2 2) NH3 och HCl 3) C2H6 och HNO3 4) SO3 och H2O
14. I vilket ämne är alla kemiska bindningar kovalenta opolära?
1) Diamant 2) Kolmonoxid (IV) 3) Guld 4) Metan
15. Förbindelsen som bildas mellan element med serienummer 15 och 53
1) jonisk 2) metall
3) kovalent icke-polär 4) kovalent polär
16. Vätebindningär formad mellan molekyler
1) etan 2) bensen 3) väte 4) etanol
17. Vilket ämne innehåller vätebindningar?
1) Svavelväte 2) Is 3) Vätebromid 4) Bensen
18. Vilket ämne innehåller både joniska och kovalenta kemiska bindningar?
1) Natriumklorid 2) Väteklorid 3) Natriumsulfat 4) Fosforsyra
19. Den kemiska bindningen i molekylen har en mer uttalad jonkaraktär
1) litiumbromid 2) kopparklorid 3) kalciumkarbid 4) kaliumfluorid
20. Tre vanliga elektronpar bildar en kovalent bindning i molekylen 1) kväve 2) vätesulfid 3) metan 4) klor
21. Hur många elektroner är involverade i bildandet av kemiska bindningar i en vattenmolekyl?4) 18
22. Molekylen innehåller fyra kovalenta bindningar: 1) CO2 2) C2H4 3) P4 4) C3H4
23. Antalet bindningar i molekyler ökar i en serie
1) CHCl3, CH4 2) CH4, SO3 3) CO2, CH4 4) SO2, NH3
24. I vilken förening bildas en kovalent bindning mellan atomer? genom donator-acceptor-mekanism? 1) KCl 2) CCl4 3) NH4Cl 4) CaCl2
25. Vilken av följande molekyler kräver minst energi för att brytas ner till atomer? 1) HI 2) H2 3) O2 4) CO
26. Ange den molekyl i vilken bindningsenergin är högst:
1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F
27. Ange den molekyl där den kemiska bindningen är starkast:
1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI
28. Ange en serie som kännetecknas av en ökning av längden på en kemisk bindning
1)O2, N2, F2, Cl2 2)N2, O2, F2, Cl2 3)F2, N2, O2, Cl2 4)N2, O2, Cl2, F2
29. Längden på E-O-bindningen ökar i serien
1) kiseloxid (IV), koloxid (IV)
2) svavel(IV)oxid, tellur(IV)oxid
3) strontiumoxid, berylliumoxid
4) svaveloxid(IV), kolmonoxid(IV)
30. I serien förekommer CH4 – SiH4 öka
1) bindningsstyrka 2) oxidativa egenskaper
3) bindningslängder 4) bindningspolariteter
31. I vilken rad är molekylerna ordnade efter ökande polaritet för bindningar?
1) HF, HCl, HBr 2) H2Se, H2S, H2O 3) NH3, PH3, AsH3 4) CO2, CS2, CSe2
32. Den mest polära kovalenta bindningen i en molekyl är:
1) CH4 2) CF4 3) CCl4 4) CBr4
33. Ange i vilken serie polariteten ökar:
1)AgF, F2, HF 2)Cl2, HCl, NaCl 3)CuO, CO, O2 4) KBr, NaCl, KF
Kovalent kemisk bindning, dess varianter och mekanismer för bildning. Egenskaper för kovalenta bindningar (polaritet och bindningsenergi). Jonbindning. Metallanslutning. Vätebindning.
1. I ammoniak och bariumklorid är den kemiska bindningen resp
1) jonisk och kovalent polär
2) kovalent polär och jonisk
3) kovalent opolär och metallisk
4) kovalent opolär och jonisk
2. Ämnen med endast jonbindningar listas i följande serier:
1) F2, CCl4, KS1
2) NaBr, Na2O, KI
3. En förening med en jonbindning bildas genom interaktion
3) C2H6 och HNO3
4. I vilken serie har alla ämnen en polär kovalent bindning?
1) HCl, NaCl. Cl2
4) NaBr. HBr. CO
5. I vilka serier finns formlerna för ämnen med endast kovalent polär
1) C12, NO2, HC1
6. Kovalent opolär bindning är karakteristisk för
1) C12 2) SO3 3) CO 4) SiO2
7. Ett ämne med en polär kovalent bindning är
1) C12 2) NaBr 3) H2S 4) MgCl2
8. Ett ämne med en kovalent bindning är
1) CaC12 2) MgS 3) H2S 4) NaBr
9. Ett ämne med en kovalent opolär bindning har formeln
1) NH3 2) Cu 3) H2S 4) I2
10. Ämnen med opolära kovalenta bindningar är
1) vatten och diamant
2) väte och klor
3) koppar och kväve
4) brom och metan
11. En kemisk bindning bildas mellan atomer med samma relativa elektronegativitet
2) kovalent polär
3) kovalent opolär
4) väte
12. Kovalenta polära bindningar är karakteristiska för
1) KCl 2) HBr 3) P4 4) CaCl2
13. Ett kemiskt grundämne i vars atom elektronerna är fördelade mellan skikten enligt följande: 2, 8, 8, 2 bildar en kemisk bindning med väte
1) kovalent polär
2) kovalent opolär
4) metall
14. I vilket ämnes molekyl har bindningen mellan kolatomer längst längd?
1) acetylen 2) etan 3) eten 4) bensen
15. Tre vanliga elektronpar bildar en kovalent bindning i en molekyl
2) vätesulfid
16. Vätebindningar bildas mellan molekyler
1) dimetyleter
2) metanol
3) etylen
4) etylacetat
17. Bindningspolariteten är mest uttalad i molekylen
1) HI 2) HC1 3) HF 4) NVg
18. Ämnen med opolära kovalenta bindningar är
1) vatten och diamant
2) väte och klor
3) koppar och kväve
4) brom och metan
19. Vätebindning är inte typisk för ämnet
1) H2O 2) CH4 3) NH3 4) CH3OH
20. En kovalent polär bindning är karakteristisk för var och en av de två ämnen vars formler är
2) CO2 och K2O
4) CS2 och RS15
21. Den svagaste kemiska bindningen i en molekyl
1) fluor 2) klor 3) brom 4) jod
22. Vilket ämne har den längsta kemiska bindningen i sin molekyl?
1) fluor 2) klor 3) brom 4) jod
23. Vart och ett av ämnena som anges i serien har kovalenta bindningar:
1) C4H10, NO2, NaCl
2) CO, CuO, CH3Cl
4) C6H5NO2, F2, CC14
24. Vart och ett av ämnena som anges i serien har en kovalent bindning:
1) CaO, C3H6, S8
2) Fe. NaNO3,CO
3) N2, CuCO3, K2S
4) C6H5N02, SO2, CHC13
25. Vart och ett av ämnena som anges i serien har en kovalent bindning:
1) C3H4, NO, Na2O
2) CO, CH3C1, PBr3
3) Р2Оз, NaHS04, Cu
4) C6H5NO2, NaF, CC14
26. Vart och ett av ämnena som anges i serien har kovalenta bindningar:
1) C3Ha, NO2, NaF
2) KS1, CH3Cl, C6H12O6
3) P205, NaHS04, Ba
4) C2H5NH2, P4, CH3OH
27. Bindningspolaritet är mest uttalad i molekyler
1) vätesulfid
3) fosfin
4) väteklorid
28. I vilket ämnes molekyl är de kemiska bindningarna starkast?
29. Bland ämnena NH4Cl, CsCl, NaNO3, PH3, HNO3 - antalet föreningar med jonbindningar är lika
30. Bland ämnena (NH4)2SO4, Na2SO4, CaI2, I2, CO2 - antalet föreningar med en kovalent bindning är lika
Svar: 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
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.
