Jonbindning
En ren jonbindning är ett kemiskt bundet tillstånd av atomer där en stabil elektronisk miljö uppnås genom att fullständigt överföra den totala elektrondensiteten till en atom av ett mer elektronegativt element.
I praktiken realiseras inte en fullständig överföring av en elektron från en atom till en annan atom - en bindningspartner - eftersom varje element har en större eller mindre elektronegativitet, och varje kemisk bindning kommer att vara kovalent i viss utsträckning. Om graden av kovalent bindning är tillräckligt hög, är en sådan kemisk bindning en polär kovalent bindning med en varierande grad av jonicitet. Om graden av kovalens för bindningar är liten jämfört med graden av dess jonicitet, anses en sådan bindning vara jonisk.
Jonbindning är endast möjlig mellan atomer av elektropositiva och elektronegativa element som är i tillståndet av motsatt laddade joner. Processen för bildandet av en jonbindning kan förklaras av den elektrostatiska modellen, dvs. beaktande av kemiska interaktioner mellan negativt och positivt laddade joner.
Joner – Det är elektriskt laddade partiklar som bildas av neutrala atomer eller molekyler genom att ge eller ta emot elektroner.
När molekyler ger upp eller tar emot elektroner bildas molekylära eller polyatomära joner, till exempel - dioxygenjon, - nitritjon.
Monoatomiska positiva joner, eller monoatomiska negativa joner, eller monoatomiska anjoner, uppstår från en kemisk reaktion mellan neutrala atomer genom ömsesidig överföring av elektroner, medan en atom av ett elektropositivt element med ett litet antal externa elektroner övergår i ett mer stabilt tillstånd av en monoatomisk katjon genom att minska antalet av dessa elektroner. Tvärtom, en atom av ett elektronegativt element, som har ett stort antal externa elektroner, omvandlas till ett mer stabilt tillstånd av en monoatomisk jon genom att öka antalet elektroner. Monoatomiska katjoner bildas som regel av metaller och monoatomiska anjoner bildas av icke-metaller.
Vid överföring av elektroner tenderar atomer av metalliska och icke-metalliska element att bilda en stabil elektronskalskonfiguration runt sina kärnor. En atom av ett icke-metalliskt element skapar ett yttre skal av en efterföljande ädelgas runt dess kärna. Medan en atom av ett metalliskt element, efter att ha förlorat externa elektroner, får en stabil oktettkonfiguration av den tidigare ädelgasen.
Joniska kristaller
När metalliska och icke-metalliska enkla ämnen interagerar, tillsammans med att ge och ta emot elektroner, bildas salter. Exempel:
2Na + Cl2 = 2NaCl,
2Al + 3F2 = 2AlF3
Jonbindning är typisk inte bara för salter av derivat av syrefria och syrehaltiga syror [som NaCl, AlF3, NaNO3, Al(SO4)3], utan även för andra klasser av oorganiska ämnen - basiska oxider och hydroxider [t.ex. som Na2O och NaOH], binära föreningar [såsom Li3N och CaC2]. Elektrostatiska attraktionskrafter uppträder mellan joner med laddningar av motsatta tecken. Sådana attraktionskrafter är isotropa, dvs. agera lika åt alla håll. Som ett resultat ordnas arrangemanget av joner i fasta salter i rymden på ett visst sätt. Ett system av ordnade katjoner och anjoner kallas ett jonkristallgitter, och själva de fasta ämnena (salter, basiska oxider och hydroxider) kallas jonkristaller.
Alla jonkristaller har en saltliknande karaktär. Saltliknande karaktär hänvisar till en viss uppsättning egenskaper som skiljer jonkristaller från kristallina ämnen med andra typer av gitter. Naturligtvis kännetecknas inte alla joniska gitter av ett sådant arrangemang av joner i rymden; antalet närliggande joner med motsatta laddningar kan vara olika, men växlingen av katjoner och anjoner i rymden är obligatorisk för kristaller.
På grund av det faktum att Coulomb attraktionskrafter är fördelade lika i alla riktningar, är jonerna vid platserna för kristallgittret bundna relativt tätt, även om var och en av jonerna inte är fixerade orörliga, utan kontinuerligt utför termiska vibrationer runt sin position i gittret . Det finns ingen translationell rörelse av joner längs gittret, därför är alla ämnen med jonbindningar vid rumstemperatur fasta (kristallina). Amplituden för termiska vibrationer kan ökas genom att värma den joniska kristallen, vilket i slutändan leder till förstörelsen av gittret och övergången av det fasta tillståndet till flytande tillstånd (vid smältpunkten). Smältpunkten för joniska kristaller är relativt hög, och den kokpunkt vid vilken övergången av en flytande substans till det mest oordnade, gasformiga tillståndet sker är mycket hög. Exempel:
Många salter, särskilt multi-element komplexa salter, såväl som salter av organiska syror, kan sönderdelas vid temperaturer lägre än kokpunkten och till och med smältpunkten.
En typisk egenskap hos många jonbundna föreningar (de som inte reagerar med vatten eller sönderdelas innan de smälter) är deras förmåga att dissociera till sina ingående joner; På grund av jonernas rörlighet leder vattenlösningar eller smältor av jonkristaller elektrisk ström.
I jonkristaller finns inga bindningar mellan enskilda jonpar; Mer exakt bör det sägas att alla katjoner och anjoner som finns i ett prov av en jonförening är bundna.
I jonkristaller, byggda av katjoner och anjoner, finns inga molekyler.
Kemiska formler för joniska ämnen förmedlar endast förhållandet mellan katjoner och anjoner i kristallgittret; I allmänhet är ett prov av ett joniskt ämne elektriskt neutralt. Till exempel, i enlighet med formeln för Al2O3-jonkristallen, är förhållandet mellan Al3+-katjoner och O2-anjoner i gittret 2:3; ämnet är elektriskt neutralt - sex positiva laddningar (2 Al3+) neutraliseras av sex negativa laddningar (3 O2-).
Även om riktiga molekyler i joniska kristaller inte existerar, för enhetlighet med kovalenta ämnen, är det vanligt att förmedla sammansättningen av konventionella molekyler med formler som NaCl och Al2O3, och därför karakterisera joniska ämnen med vissa värden på relativ molekylvikt. Detta är desto mer motiverat eftersom övergången från en kovalent bindning till en jonbindning sker gradvis och endast har en villkorad gräns med x = 1,7.
Den relativa molekylmassan för ämnen med jonbindningar hittas genom att addera de relativa atommassorna för motsvarande element, med hänsyn till antalet atomer i varje element.
Exempel: Den relativa molekylvikten för Al2O3 är:
Kristallers struktur och form är föremål för kristallografi, och förhållandet mellan kristallernas egenskaper och deras struktur studeras av kristallkemi.
Det bör noteras att det praktiskt taget inte finns några föreningar där endast jonbindningar existerar. Kovalenta bindningar uppstår alltid mellan angränsande atomer i en kristall.
En kemisk bindning uppstår på grund av växelverkan mellan elektriska fält som skapas av elektroner och atomkärnor, d.v.s. en kemisk bindning är elektrisk till sin natur.
Under kemisk bindning förstå resultatet av växelverkan mellan 2 eller flera atomer som leder till bildandet av ett stabilt polyatomiskt system. Villkoret för bildandet av en kemisk bindning är en minskning av energin hos interagerande atomer, d.v.s. ett ämnes molekylära tillstånd är energimässigt gynnsammare än atomtillståndet. När de bildar en kemisk bindning strävar atomer efter att få ett komplett elektronskal.
De särskiljs: kovalenta, joniska, metalliska, väte och intermolekylära.
Kovalent bindning– den mest allmänna typen av kemisk bindning som uppstår på grund av socialiseringen av ett elektronpar genom metabolisk mekanism -, när var och en av de interagerande atomerna levererar en elektron, eller donator-acceptor mekanism, om ett elektronpar överförs för gemensamt bruk av en atom (donator - N, O, Cl, F) till en annan atom (acceptor - atomer av d-element).
Egenskaper för kemiska bindningar.
1 - mångfald av bindningar - endast 1 sigma-bindning är möjlig mellan 2 atomer, men tillsammans med det kan det finnas en pi- och deltabindning mellan samma atomer, vilket leder till bildandet av flera bindningar. Mångfalden bestäms av antalet vanliga elektronpar.
2 – bindningslängd – internukleärt avstånd i en molekyl, ju större mångfald, desto kortare längd.
3 – bindningsstyrka är mängden energi som krävs för att bryta den
4 – mättnad av en kovalent bindning manifesteras i det faktum att en atomomloppsbana kan delta i bildandet av endast en kovalent bindning. Denna egenskap bestämmer stökiometrin för molekylära föreningar.
5 – riktning av c.s. beroende på vilken form och vilken riktning elektronmolnen har i rymden, när de överlappar varandra, kan föreningar med linjära och kantiga former av molekyler bildas.
Jonbindning – bildas mellan atomer som skiljer sig mycket i elektronegativitet. Dessa är föreningar i huvudundergrupperna i grupperna 1 och 2 med element från huvudundergrupperna i grupperna 6 och 7. Jonisk är en kemisk bindning som uppstår som ett resultat av den ömsesidiga elektrostatiska attraktionen av motsatt laddade joner.
Mekanismen för bildandet av en jonbindning: a) bildandet av joner av interagerande atomer; b) bildandet av en molekyl på grund av attraktionen av joner.
Icke-riktad och omättnad av jonbindningar
Jonernas kraftfält är jämnt fördelade i alla riktningar, så varje jon kan attrahera joner med motsatt tecken i vilken riktning som helst. Detta är den icke-riktade naturen hos jonbindningen. Interaktionen mellan 2 joner med motsatt tecken leder inte till fullständig ömsesidig kompensation av deras kraftfält. Därför behåller de förmågan att attrahera joner åt andra håll, d.v.s. jonbindning kännetecknas av omättnad. Därför attraherar varje jon i en jonisk förening ett sådant antal joner med motsatt tecken att ett kristallgitter av jonisk typ bildas. Det finns inga molekyler i en jonkristall. Varje jon omges av ett visst antal joner av olika tecken (jonens koordinationsnummer).
Metallanslutning– kemi. Kommunikation i metaller. Metaller har ett överskott av valensorbitaler och en brist på elektroner. När atomer närmar sig varandra överlappar deras valensorbitaler på grund av vilka elektroner rör sig fritt från en orbital till en annan, och en bindning upprättas mellan alla metallatomer. Bindningen som utförs av relativt fria elektroner mellan metalljoner i ett kristallgitter kallas en metallisk bindning. Anslutningen är mycket delokaliserad och saknar riktning och mättnad, eftersom valenselektroner är jämnt fördelade i hela kristallen. Närvaron av fria elektroner bestämmer förekomsten av metallernas allmänna egenskaper: opacitet, metallglans, hög elektrisk och termisk ledningsförmåga, formbarhet och plasticitet.
Vätebindning– bindning mellan H-atomen och ett starkt negativt grundämne (F, Cl, N, O, S). Vätebindningar kan vara intra- och intermolekylära. BC är svagare än en kovalent bindning. Förekomsten av solbränna förklaras av verkan av elektrostatiska krafter. H-atomen har en liten radie och när den förskjuter eller förlorar en enstaka elektron får H en stark positiv laddning, vilket påverkar elektronegativiteten.
Jonbindning
(material från webbplatsen http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm användes)
Jonbindning sker genom elektrostatisk attraktion mellan motsatt laddade joner. Dessa joner bildas som ett resultat av överföring av elektroner från en atom till en annan. En jonbindning bildas mellan atomer som har stora skillnader i elektronegativitet (vanligtvis större än 1,7 på Pauling-skalan), till exempel mellan alkalimetall- och halogenatomer.
Låt oss överväga förekomsten av en jonbindning med hjälp av exemplet på bildandet av NaCl.
Från elektroniska formler för atomer
Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 och
Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Det kan ses att för att fullborda den yttre nivån är det lättare för en natriumatom att ge upp en elektron än att få sju, och för en kloratom är det lättare att få en elektron än att få sju. I kemiska reaktioner ger natriumatomen upp en elektron, och kloratomen tar den. Som ett resultat omvandlas elektronskalen av natrium- och kloratomer till stabila elektronskal av ädelgaser (elektronisk konfiguration av natriumkatjonen
Na + 1s 2 2s 2 2p 6,
och den elektroniska konfigurationen av kloranjonen är
Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).
Den elektrostatiska interaktionen av joner leder till bildandet av en NaCl-molekyl.
Den kemiska bindningens natur återspeglas ofta i ämnets aggregationstillstånd och fysikaliska egenskaper. Joniska föreningar som natriumklorid NaCl är hårda och eldfasta eftersom det finns kraftfulla krafter av elektrostatisk attraktion mellan laddningarna av deras "+" och "–" joner.
Den negativt laddade klorjonen attraherar inte bara "sin" Na+-jon, utan även andra natriumjoner runt den. Detta leder till det faktum att nära någon av jonerna finns det inte en jon med motsatt tecken, utan flera.
Strukturen av en kristall av natriumklorid NaCl.
Faktum är att det finns 6 natriumjoner runt varje klorjon och 6 klorjoner runt varje natriumjon. Denna ordnade packning av joner kallas en jonkristall. Om en enda kloratom är isolerad i en kristall är det inte längre möjligt att hitta den som kloret reagerade med bland de natriumatomer som omger den.
Attraheras till varandra av elektrostatiska krafter, jonerna är extremt ovilliga att ändra sin plats under påverkan av yttre kraft eller en ökning av temperaturen. Men om natriumklorid smälts och fortsätter att värmas upp i vakuum, avdunstar det och bildar diatomiska NaCl-molekyler. Detta tyder på att kovalenta bindningskrafter aldrig stängs av helt.
Grundläggande egenskaper hos jonbindningar och egenskaper hos jonföreningar
1. En jonbindning är en stark kemisk bindning. Energin för denna bindning är i storleksordningen 300 – 700 kJ/mol.
2. Till skillnad från en kovalent bindning är en jonbindning icke-riktad eftersom en jon kan attrahera joner med motsatt tecken till sig själv i vilken riktning som helst.
3. Till skillnad från en kovalent bindning är en jonbindning omättad, eftersom interaktionen av joner med motsatt tecken inte leder till fullständig ömsesidig kompensation av deras kraftfält.
4. Under bildandet av molekyler med en jonbindning sker ingen fullständig överföring av elektroner, därför existerar inte hundra procent jonbindningar i naturen. I NaCl-molekylen är den kemiska bindningen endast 80 % jonisk.
5. Föreningar med jonbindningar är kristallina fasta ämnen som har höga smält- och kokpunkter.
6. De flesta joniska föreningar är lösliga i vatten. Lösningar och smältor av joniska föreningar leder elektrisk ström.
Metallanslutning
Metallkristaller är strukturerade på olika sätt. Om du undersöker en bit natriummetall kommer du att upptäcka att dess utseende skiljer sig mycket från bordssalt. Natrium är en mjuk metall, lätt skärbar med en kniv, tillplattad med en hammare, den kan lätt smältas i en kopp på en alkohollampa (smältpunkt 97,8 o C). I en natriumkristall är varje atom omgiven av åtta andra liknande atomer.
Kristallstruktur av metalliskt Na.
Figuren visar att Na-atomen i mitten av kuben har 8 närmaste grannar. Men detsamma kan sägas om vilken annan atom som helst i en kristall, eftersom de alla är likadana. Kristallen består av "oändligt" upprepande fragment som visas i denna figur.
Metallatomer på den yttre energinivån innehåller ett litet antal valenselektroner. Eftersom joniseringsenergin hos metallatomer är låg, hålls valenselektroner svagt kvar i dessa atomer. Som ett resultat uppträder positivt laddade joner och fria elektroner i kristallgittret av metaller. I det här fallet är metallkatjoner belägna i kristallgittrets noder, och elektroner rör sig fritt i fältet av positiva centra och bildar den så kallade "elektrongasen".
Närvaron av en negativt laddad elektron mellan två katjoner gör att varje katjon interagerar med denna elektron.
Således, Metallisk bindning är bindningen mellan positiva joner i metallkristaller som sker genom attraktion av elektroner som rör sig fritt genom kristallen.
Eftersom valenselektronerna i en metall är jämnt fördelade genom kristallen, är en metallisk bindning, som en jonbindning, en icke-riktad bindning. Till skillnad från en kovalent bindning är en metallisk bindning en omättad bindning. En metallbindning skiljer sig också från en kovalent bindning i styrka. Energin hos en metallisk bindning är ungefär tre till fyra gånger mindre än energin hos en kovalent bindning.
På grund av elektrongasens höga rörlighet kännetecknas metaller av hög elektrisk och termisk ledningsförmåga.
Metallkristallen ser ganska enkel ut, men i själva verket är dess elektroniska struktur mer komplex än den för joniska saltkristaller. Det finns inte tillräckligt med elektroner i metallelementens yttre elektronskal för att bilda en fullvärdig "oktett" kovalent eller jonbindning. Därför, i gasform, består de flesta metaller av monoatomiska molekyler (dvs individuella atomer som inte är anslutna till varandra). Ett typiskt exempel är kvicksilverånga. Således uppstår den metalliska bindningen mellan metallatomer endast i flytande och fast aggregationstillstånd.
En metallisk bindning kan beskrivas på följande sätt: några av metallatomerna i den resulterande kristallen ger upp sina valenselektroner till utrymmet mellan atomerna (för natrium är detta...3s1), och förvandlas till joner. Eftersom alla metallatomer i en kristall är lika, har var och en lika stor chans att förlora en valenselektron.
Med andra ord sker överföringen av elektroner mellan neutrala och joniserade metallatomer utan energiförbrukning. I det här fallet hamnar alltid vissa elektroner i utrymmet mellan atomerna i form av "elektrongas".
Dessa fria elektroner håller för det första metallatomerna på ett visst jämviktsavstånd från varandra.
För det andra ger de metaller en karakteristisk "metallisk glans" (fria elektroner kan interagera med ljuskvanta).
För det tredje ger fria elektroner metaller med god elektrisk ledningsförmåga. Den höga värmeledningsförmågan hos metaller förklaras också av närvaron av fria elektroner i det interatomära utrymmet - de "svarar" lätt på förändringar i energi och bidrar till dess snabba överföring i kristallen.
En förenklad modell av den elektroniska strukturen hos en metallkristall.
******** Med hjälp av metallen natrium som ett exempel, låt oss överväga arten av den metalliska bindningen ur synvinkeln av idéer om atomära orbitaler. Natriumatomen har, liksom många andra metaller, brist på valenselektroner, men det finns fria valensorbitaler. Den enda 3s-elektronen av natrium kan röra sig till vilken som helst av de fria och nära-i-energi angränsande orbitalen. När atomer i en kristall kommer närmare varandra överlappar de yttre orbitalerna hos angränsande atomer, vilket gör att de uppgivna elektronerna kan röra sig fritt genom kristallen.
Men "elektrongasen" är inte så oordnad som det kan verka. Fria elektroner i en metallkristall befinner sig i överlappande orbitaler och delas i viss mån och bildar ungefär kovalenta bindningar. Natrium, kalium, rubidium och andra metalliska s-element har helt enkelt få delade elektroner, så deras kristaller är ömtåliga och smältbara. När antalet valenselektroner ökar, ökar i allmänhet metallernas styrka.
Således tenderar metallbindningar att bildas av element vars atomer har få valenselektroner i sina yttre skal. Dessa valenselektroner, som utför den metalliska bindningen, delas så mycket att de kan röra sig genom metallkristallen och ge hög elektrisk ledningsförmåga hos metallen.
En NaCl-kristall leder inte elektricitet eftersom det inte finns några fria elektroner i utrymmet mellan jonerna. Alla elektroner som doneras av natriumatomer hålls stadigt av klorjoner. Detta är en av de betydande skillnaderna mellan jonkristaller och metaller.
Det du nu vet om metallisk bindning hjälper till att förklara den höga formbarheten (duktiliteten) hos de flesta metaller. Metall kan plattas till en tunn plåt och dras till tråd. Faktum är att enskilda lager av atomer i en metallkristall kan glida varandra relativt lätt: den mobila "elektrongasen" mjukar ständigt upp individuella positiva joner och skyddar dem från varandra.
Naturligtvis kan inget sådant göras med bordssalt, även om salt också är ett kristallint ämne. I jonkristaller är valenselektronerna tätt bundna till atomkärnan. Förskjutningen av ett lager av joner i förhållande till ett annat för joner med samma laddning närmare varandra och orsakar stark repulsion mellan dem, vilket resulterar i att kristallen förstörs (NaCl är ett ömtåligt ämne).
Förskjutningen av lagren i en jonisk kristall orsakar uppkomsten av stora frånstötande krafter mellan lika joner och förstörelse av kristallen.
Navigering
- Lösning av kombinerade problem baserat på kvantitativa egenskaper hos ett ämne
- Problemlösning. Lagen om beständighet för sammansättningen av ämnen. Beräkningar med begreppen "molär massa" och "kemisk mängd" av ett ämne
Den metalliska bindningens natur. Struktur av metallkristaller.
1. Med. 71–73; 2. Med. 143–147; 4. Med. 90–93; 8. Med. 138–144; 3. Med. 130–132.
Jonisk kemisk bindning är bindningen som bildas mellan katjoner och anjoner som ett resultat av deras elektrostatiska interaktion. En jonbindning kan betraktas som ett extremfall av en polär kovalent bindning som bildas av atomer med vitt skilda elektronegativitetsvärden.
När en jonbindning bildas sker en betydande förskjutning av det delade elektronparet till en mer elektronegativ atom, som därmed får en negativ laddning och förvandlas till en anjon. En annan atom, som har förlorat sin elektron, bildar en katjon. En jonbindning bildas endast mellan atompartiklar av element som skiljer sig mycket i sin elektronegativitet (Δχ ≥ 1,9).
Jonbindningen karakteriseras bristande riktning i rymden och omättnad. Jonernas elektriska laddningar bestämmer deras attraktion och repulsion och bestämmer den stökiometriska sammansättningen av föreningen.
I allmänhet är en jonförening en gigantisk sammanslutning av joner med motsatta laddningar. Därför återspeglar de kemiska formlerna för joniska föreningar endast det enklaste förhållandet mellan antalet atompartiklar som bildar sådana föreningar.
Metallanslutning –Vinteraktion som håller atomära partiklar av metaller i kristaller.
Naturen hos en metallisk bindning liknar en kovalent bindning: båda typerna av bindningar är baserade på delning av valenselektroner. Men i fallet med en kovalent bindning delas valenselektronerna för endast två angränsande atomer, medan vid bildandet av en metallbindning deltar alla atomer i att dela dessa elektroner. De låga joniseringsenergierna hos metaller gör det lätt för valenselektroner att avlägsnas från atomer och röra sig genom hela kristallens volym. På grund av elektronernas fria rörlighet har metaller hög elektrisk och termisk ledningsförmåga.
Således säkerställer ett relativt litet antal elektroner bindningen av alla atomer i en metallkristall. En bindning av denna typ, till skillnad från en kovalent, är icke-lokaliserade Och oriktad.
7. Intermolekylär interaktion . Orientering, induktion och dispersionsinteraktioner av molekyler. Beroende av energin för intermolekylär interaktion på storleken på dipolmomentet, polariserbarhet och storlek hos molekyler. Energi för intermolekylär interaktion och tillstånd för aggregation av ämnen. Typen av förändringar i kok- och smälttemperaturer för enkla ämnen och molekylära föreningar av p-element i grupperna IV-VII.
1. Med. 73–75; 2. Med. 149–151; 4. Med. 93–95; 8. Med. 144–146; 11. Med. 139–140.
Även om molekylerna i allmänhet är elektriskt neutrala, sker intermolekylära interaktioner mellan dem.
De kohesiva krafterna som verkar mellan enskilda molekyler och som först leder till bildandet av en molekylär vätska och sedan molekylära kristaller kallasintermolekylära krafter , eller Van der Waals styrkor .
Intermolekylär interaktion, som kemisk bindning, har elektrostatisk natur, men är, till skillnad från den senare, mycket svag; visar sig på betydligt större avstånd och kännetecknas av frånvaron mättnad.
Det finns tre typer av intermolekylära interaktioner. Den första typen inkluderar orienterandesamspel polära molekyler. När de närmar sig är polära molekyler orienterade i förhållande till varandra i enlighet med tecknen på laddningarna i ändarna av dipolerna. Ju mer polära molekylerna är, desto starkare är den orienterande interaktionen. Dess energi bestäms först av allt av storleken på de elektriska momenten för molekylernas dipoler (dvs deras polaritet).
Induktiv interaktion – är den elektrostatiska interaktionen mellan polära och opolära molekyler.
I en opolär molekyl, under påverkan av det elektriska fältet hos en polär molekyl, uppträder en "inducerad" dipol, som attraheras av den permanenta dipolen hos den polära molekylen. Energin för induktiv interaktion bestäms av det elektriska dipolmomentet för en polär molekyl och polariserbarheten hos en opolär molekyl.
Dispersionsinteraktion uppstår som ett resultat av den ömsesidiga attraktionen av den sk momentana dipoler. Dipoler av denna typ uppstår i opolära molekyler när som helst på grund av att de elektriska tyngdpunkterna i elektronmolnet och kärnorna inte passar ihop, orsakat av deras oberoende vibrationer.
Den relativa storleken på bidraget från enskilda komponenter till den totala energin av intermolekylär interaktion beror på två huvudsakliga elektrostatiska egenskaper hos molekylen - dess polaritet och polariserbarhet, som i sin tur bestäms av molekylens storlek och struktur.
8. Vätebindning . Mekanismen för bildning och natur av vätebindningen. Jämförelse av vätebindningsenergi med kemisk bindningsenergi och intermolekylär interaktionsenergi. Intermolekylära och intramolekylära vätebindningar. Typen av förändringar i smält- och kokpunkterna för hydrider av p-element i grupperna IV-VII. Vätebindningarnas betydelse för naturliga föremål. Onormala egenskaper hos vatten.
1. Med. 75–77; 2. Med. 147–149; 4. Med. 95–96; 11. Med. 140–143.
En typ av intermolekylär interaktion är vätebindning . Det förekommer mellan den positivt polariserade väteatomen i en molekyl och den negativt polariserade X-atomen i en annan molekyl:
Х δ- ─Н δ+ Х δ- ─Н δ+ ,
där X är en atom av ett av de mest elektronegativa elementen - F, O eller N, och symbolen är en symbol för en vätebindning.
Bildandet av en vätebindning beror först och främst på att väteatomen bara har en elektron, som när en polär kovalent bindning bildas med X-atomen förskjuts mot den. En väteatom utvecklar en hög positiv laddning, som, i kombination med frånvaron av inre elektronlager i väteatomen, tillåter en annan atom att närma sig den till avstånd nära längden av kovalenta bindningar.
Således bildas en vätebindning som ett resultat av växelverkan mellan dipoler. Men till skillnad från den vanliga dipol-dipol-interaktionen beror mekanismen för bildandet av en vätebindning också på donator-acceptor-interaktionen, där donatorn till ett elektronpar är X-atomen i en molekyl och acceptorn är vätet en annans atom.
En vätebindning har egenskaperna riktning och mättnad. Närvaron av en vätebindning påverkar väsentligt ämnens fysikaliska egenskaper. Till exempel är smält- och kokpunkterna för HF, H 2 O och NH 3 högre än för hydrider av andra grundämnen i samma grupper. Anledningen till det anomala beteendet är närvaron av vätebindningar, som kräver ytterligare energi för att bryta.
Den första av dessa är bildandet av jonbindningar. (Den andra är utbildning, som kommer att diskuteras nedan). När en jonbindning bildas förlorar en metallatom elektroner och en icke-metallatom får elektroner. Tänk till exempel på den elektroniska strukturen av natrium- och kloratomer:
Na 1s 2 2s 2 2 s 6 3 s 1 - en elektron i den yttre nivån
Cl 1s 2 2s 2 2 s 6 3 s 2 3 p 5 — sju elektroner i den yttre nivån
Om en natriumatom donerar sin enda 3s-elektron till en kloratom, kommer oktettregeln att vara uppfylld för båda atomerna. Kloratomen kommer att ha åtta elektroner på det yttre tredje lagret, och natriumatomen kommer också att ha åtta elektroner på det andra lagret, som nu har blivit det yttre lagret:
Na+1s2 2s 2 2 sid 6
Cl - 1s 2 2s 2 2 s 6 3 s 2 3 s 6 - åtta elektroner i den yttre nivån
I det här fallet innehåller natriumatomens kärna fortfarande 11 protoner, men det totala antalet elektroner har minskat till 10. Det betyder att antalet positivt laddade partiklar är en mer än antalet negativt laddade, så den totala laddningen av natrium "atomen" är +1.
Klor-"atomen" innehåller nu 17 protoner och 18 elektroner och har en laddning på -1.
Laddade atomer som bildas genom förlust eller förstärkning av en eller flera elektroner kallas joner. Positivt laddade joner kallas katjoner, och negativt laddade kallas anjoner.
Katjoner och anjoner, med motsatta laddningar, attraheras till varandra av elektrostatiska krafter. Denna attraktion av motsatt laddade joner kallas jonbindning.
. Det förekommer i föreningar bildade av en metall och en eller flera icke-metaller.
Följande föreningar uppfyller detta kriterium och är joniska till sin natur: MgCl 2, Fel 2, CuF, Na 2 0, Na 2 S0 4, Zn(C 2 H 3 0 2) 2.
Det finns ett annat sätt att skildra joniska föreningar:
I dessa formler visar prickar endast elektroner som finns i de yttre skalen ( valenselektroner ). Sådana formler kallas Lewis-formler för att hedra den amerikanske kemisten G. N. Lewis, en av grundarna (tillsammans med L. Pauling) av teorin om kemisk bindning.
Överföringen av elektroner från en metallatom till en icke-metallatom och bildandet av joner är möjlig på grund av det faktum att icke-metaller har hög elektronegativitet och metaller har låg elektronegativitet.
På grund av den starka attraktionen av joner till varandra är joniska föreningar mestadels fasta och har en ganska hög smältpunkt.
En jonbindning bildas genom överföring av elektroner från en metallatom till en icke-metallatom. De resulterande jonerna attraheras till varandra av elektrostatiska krafter.
