Begreppet en kemisk bindning är av ingen liten betydelse inom olika områden av kemi som vetenskap. Detta beror på att det är med dess hjälp som enskilda atomer kan förenas till molekyler och bildar alla slags ämnen, som i sin tur är föremål för kemisk forskning.
Mångfalden av atomer och molekyler är förknippade med uppkomsten av olika typer av bindningar mellan dem. Olika klasser av molekyler kännetecknas av sina egna egenskaper i distributionen av elektroner, och därmed sina egna typer av bindningar.
Grundläggande begrepp
En kemisk bindning är en uppsättning interaktioner som leder till bindning av atomer för att bilda stabila partiklar med en mer komplex struktur (molekyler, joner, radikaler), såväl som aggregat (kristaller, glas, etc.). Naturen hos dessa interaktioner är elektriska till sin natur, och de uppstår under distributionen av valenselektroner i närmar sig atomer.
Valens brukar kallas en atoms förmåga att bilda ett visst antal bindningar med andra atomer. I joniska föreningar tas antalet givna eller bundna elektroner som valensvärdet. PÅi kovalenta föreningar är det lika med antalet vanliga elektronpar.
Oxidationstillståndet förstås som den villkorade laddningen som skulle kunna vara på en atom om alla polära kovalenta bindningar var joniska.
Bindningsmångfalden är antalet delade elektronpar mellan de betraktade atomerna.
Bindningarna som övervägs inom olika grenar av kemin kan delas in i två typer av kemiska bindningar: de som leder till bildningen av nya ämnen (intramolekylära), och de som uppstår mellan molekyler (intermolekylära).
Grundläggande kommunikationsegenskaper
Bindningsenergin är den energi som krävs för att bryta alla befintliga bindningar i en molekyl. Det är också den energi som frigörs under bindningsbildningen.
Bindningslängden är avståndet mellan närliggande kärnor av atomer i en molekyl, där attraktions- och repulsionskrafterna är balanserade.
Dessa två egenskaper hos atomernas kemiska bindning är ett mått på dess styrka: ju kortare längd och ju större energi, desto starkare bindning.
Bindningsvinkeln kallas vanligtvis vinkeln mellan de representerade linjerna som går i bindningsriktningen genom atomernas kärnor.
Metoder för att beskriva länkar
De vanligaste två metoderna för att förklara den kemiska bindningen, lånade från kvantmekaniken:
Metod för molekylära orbitaler. Han betraktar en molekyl som en uppsättning elektroner och kärnor av atomer, där varje enskild elektron rör sig i alla andra elektroners och kärnors verkningsfält. Molekylen har en orbital struktur, och alla dess elektroner är fördelade längs dessa banor. Denna metod kallas också MO LCAO, som står för "molekylär orbital - en linjär kombination av atomära orbitaler".
Metod för valensbindningar. Representerar en molekyl som ett system av två centrala molekylära orbitaler. Dessutom motsvarar var och en av dem en bindning mellan två intilliggande atomer i molekylen. Metoden är baserad på följande bestämmelser:
- Bildandet av en kemisk bindning utförs av ett par elektroner med motsatta spinn, som är belägna mellan de två betraktade atomerna. Det bildade elektronparet tillhör två atomer lika mycket.
- Antalet bindningar som bildas av en eller annan atom är lika med antalet oparade elektroner i marken och exciterat tillstånd.
- Om elektronpar inte deltar i bildandet av en bindning, så kallas de ensamma par.
Elektronegativitet
Det är möjligt att bestämma typen av kemisk bindning i ämnen baserat på skillnaden i elektronegativitetsvärdena för dess ingående atomer. Elektronegativitet förstås som atomers förmåga att attrahera vanliga elektronpar (elektronmoln), vilket leder till bindningspolarisering.
Det finns olika sätt att bestämma värdena på elektronegativiteten hos kemiska element. Den vanligaste är dock skalan baserad på termodynamiska data, som föreslogs redan 1932 av L. Pauling.
Ju större skillnaden är i atomers elektronegativitet, desto mer uttalad är dess jonicitet. Tvärtom, lika eller nära elektronegativitetsvärden indikerar bindningens kovalenta natur. Det är med andra ord möjligt att matematiskt bestämma vilken kemisk bindning som observeras i en viss molekyl. För att göra detta måste du beräkna ΔX - skillnaden i atomers elektronegativitet enligt formeln: ΔX=|X 1 -X 2 |.
- Om ΔХ>1, 7, då är bindningen jonisk.
- Om 0,5≦ΔХ≦1,7 är den kovalenta bindningen polär.
- Om ΔХ=0 eller nära den, då är bindningen kovalent opolär.
jonisk bindning
Jonisk är en sådan bindning som uppstår mellan joner eller på grund av att en av atomerna drar tillbaka ett gemensamt elektronpar fullständigt. I ämnen utförs denna typ av kemisk bindning av krafter av elektrostatisk attraktion.
Joner är laddade partiklar som bildas av atomer som ett resultat av att elektroner vinner eller förlorar. När en atom tar emot elektroner får den en negativ laddning och blir en anjon. Om en atom donerar valenselektroner blir den en positivt laddad partikel som kallas en katjon.
Det är karakteristiskt för föreningar som bildas genom interaktion mellan atomer av typiska metaller och atomer av typiska icke-metaller. Huvuddelen av denna process är atomernas strävan att förvärva stabila elektroniska konfigurationer. Och för detta behöver typiska metaller och icke-metaller bara ge eller acceptera 1-2 elektroner,vilket de gör med lätthet.
Mekanismen för bildandet av en jonisk kemisk bindning i en molekyl anses traditionellt använda exemplet med växelverkan mellan natrium och klor. Alkalimetallatomer donerar lätt en elektron som dras av en halogenatom. Resultatet är Na+ katjonen och Cl- anjonen, som hålls samman av elektrostatisk attraktion.
Det finns ingen idealisk jonbindning. Inte ens i sådana föreningar, som ofta kallas joniska, sker den slutliga överföringen av elektroner från atom till atom. Det bildade elektronparet är fortfarande i vanlig användning. Därför talar de om graden av jonicitet hos en kovalent bindning.
Jonbindning kännetecknas av två huvudegenskaper relaterade till varandra:
- icke-riktad, dvs det elektriska fältet runt jonen har formen av en sfär;
- Omättnad, d.v.s. antalet motsatt laddade joner som kan placeras runt vilken jon som helst, bestäms av deras storlek.
Kovalent kemisk bindning
Bindningen som bildas när elektronmolnen i icke-metalliska atomer överlappar varandra, det vill säga utförs av ett gemensamt elektronpar, kallas en kovalent bindning. Antalet delade elektronpar bestämmer bindningens mångfald. Således är väteatomer sammanlänkade med en enkel H··H-bindning, och syreatomer bildar en dubbelbindning O::O.
Det finns två mekanismer för dess bildande:
- Utbyte - varje atom representerar en elektron för bildandet av ett gemensamt par: A +B=A: B, medan anslutningen involverar externa atomära orbitaler, på vilka en elektron finns.
- Givator-acceptor - för att bilda en bindning tillhandahåller en av atomerna (donatorn) ett par elektroner, och den andra (acceptorn) - en fri orbital för dess placering: A +:B=A:B.
Sätten på vilka elektronmoln överlappar varandra när en kovalent kemisk bindning bildas är också olika.
- Direkt. Molnöverlappningsområdet ligger på en rak imaginär linje som förbinder kärnorna i de betraktade atomerna. I detta fall bildas σ-bindningar. Vilken typ av kemisk bindning som uppstår i detta fall beror på vilken typ av elektronmoln som genomgår överlappning: s-s, s-p, p-p, s-d eller p-d σ-bindningar. I en partikel (molekyl eller jon) kan endast en σ-bindning uppstå mellan två angränsande atomer.
- Sida. Det utförs på båda sidor av linjen som förbinder atomkärnorna. Så här bildas en π-bindning, och dess varianter är också möjliga: p-p, p-d, d-d. Separat från σ-bindningen bildas aldrig π-bindningen, den kan vara i molekyler som innehåller flera (dubbel- och trippelbindningar).
Kovalenta bindningsegenskaper
De bestämmer de kemiska och fysikaliska egenskaperna hos föreningar. De huvudsakliga egenskaperna hos alla kemiska bindningar i ämnen är dess riktning, polaritet och polariserbarhet, samt mättnad.
Bindningens riktning bestämmer egenskaperna hos molekylenämnens struktur och den geometriska formen på deras molekyler. Dess väsen ligger i det faktum att den bästa överlappningen av elektronmoln är möjlig med en viss orientering i rymden. Alternativen för bildandet av σ- och π-bindningar har redan övervägts ovan.
Mättnad förstås som atomers förmåga att bilda ett visst antal kemiska bindningar i en molekyl. Antalet kovalenta bindningar för varje atom begränsas av antalet yttre orbitaler.
Bindningens polaritet beror på skillnaden i atomernas elektronegativitetsvärden. Det bestämmer enhetligheten i fördelningen av elektroner mellan atomkärnorna. En kovalent bindning på denna basis kan vara polär eller opolär.
- Om det gemensamma elektronparet i lika hög grad tillhör var och en av atomerna och ligger på samma avstånd från deras kärnor, så är den kovalenta bindningen opolär.
- Om det gemensamma elektronparet förskjuts till kärnan i en av atomerna, bildas en kovalent polär kemisk bindning.
Polariserbarhet uttrycks genom förskjutning av bindningselektroner under inverkan av ett externt elektriskt fält, som kan tillhöra en annan partikel, närliggande bindningar i samma molekyl, eller komma från externa källor för elektromagnetiska fält. Så en kovalent bindning under deras inflytande kan ändra sin polaritet.
Under hybridisering av orbitaler förstå förändringen i deras former i implementeringen av en kemisk bindning. Detta är nödvändigt för att uppnå den mest effektiva överlappningen. Det finns följande typer av hybridisering:
- sp3. En s- och tre p-orbitaler bildar fyra"hybrid" orbitaler av samma form. Utåt liknar den en tetraeder med en vinkel mellan axlarna på 109 °.
- sp2. En s- och två p-orbitaler bildar en platt triangel med en vinkel mellan axlarna 120°.
- sp. En s- och en p-orbital bildar två "hybrid" orbitaler med en vinkel mellan sina axlar på 180°.
Metalbond
En egenskap hos metallatomernas struktur är en ganska stor radie och närvaron av ett litet antal elektroner i yttre orbitaler. Som ett resultat, i sådana kemiska grundämnen, är bindningen mellan kärnan och valenselektronerna relativt svag och lätt att brytas.
Metalbindning är en sådan interaktion mellan metallatomer-joner, som utförs med hjälp av delokaliserade elektroner.
I metallpartiklar kan valenselektroner lätt lämna yttre orbitaler och uppta lediga platser på dem. Sålunda kan samma partikel vid olika tidpunkter vara en atom och en jon. Elektronerna som slits av från dem rör sig fritt genom hela volymen av kristallgittret och utför en kemisk bindning.
Den här typen av bindning har likheter med jonisk och kovalent. Liksom för joniska är joner nödvändiga för förekomsten av en metallisk bindning. Men om för genomförandet av elektrostatisk interaktion i det första fallet behövs katjoner och anjoner, i det andra spelas rollen av negativt laddade partiklar av elektroner. Om vi jämför en metallisk bindning med en kovalent bindning, kräver bildningen av båda gemensamma elektroner. Dock itill skillnad från en polär kemisk bindning är de inte lokaliserade mellan två atomer, utan tillhör alla metallpartiklar i kristallgittret.
Metallbindningar är ansvariga för de speciella egenskaperna hos nästan alla metaller:
- plasticitet, närvarande på grund av möjligheten av förskjutning av lager av atomer i kristallgittret som hålls av elektrongas;
- metallisk lyster, som observeras på grund av reflektion av ljusstrålar från elektroner (i pulvertillståndet finns inget kristallgitter och därför elektroner som rör sig längs det);
- elektrisk ledningsförmåga, som utförs av en ström av laddade partiklar, och i detta fall rör sig små elektroner fritt bland stora metalljoner;
- värmeledningsförmåga, observerad på grund av elektronernas förmåga att överföra värme.
vätebindning
Denna typ av kemisk bindning kallas ibland en mellanliggande mellan kovalent och intermolekylär interaktion. Om en väteatom har en bindning med ett av de starkt elektronegativa elementen (som fosfor, syre, klor, kväve), så kan den bilda en ytterligare bindning, som kallas väte.
Den är mycket svagare än alla typer av bindningar som anses ovan (energin är inte mer än 40 kJ/mol), men den kan inte försummas. Det är därför den kemiska vätebindningen i diagrammet ser ut som en prickad linje.
Förekomsten av en vätebindning är möjlig på grund av den elektrostatiska växelverkan mellan donator och acceptor samtidigt. Stor skillnad i värdenelektronegativitet leder till uppkomsten av överskottselektrondensitet på atomerna O, N, F och andra, såväl som till dess brist på väteatomen. I händelse av att det inte finns någon existerande kemisk bindning mellan sådana atomer, aktiveras attraktionskrafter om de är tillräckligt nära. I det här fallet är protonen en elektronparacceptor, och den andra atomen är en donator.
Vätebindning kan ske både mellan närliggande molekyler, till exempel vatten, karboxylsyror, alkoholer, ammoniak, och inom en molekyl, till exempel salicylsyra.
Närvaron av en vätebindning mellan vattenmolekyler förklarar ett antal av dess unika fysikaliska egenskaper:
- Värdena på dess värmekapacitet, dielektricitetskonstant, kokpunkt och smältpunkter, i enlighet med beräkningarna, bör vara mycket mindre än de verkliga, vilket förklaras av bindningen av molekyler och behovet av att förbruka energi för att bryta intermolekylära vätebindningar.
- Till skillnad från andra ämnen ökar vattenvolymen när temperaturen sjunker. Detta beror på att molekylerna intar en viss position i isens kristallstruktur och rör sig bort från varandra med vätebindningens längd.
Denna koppling spelar en speciell roll för levande organismer, eftersom dess närvaro i proteinmolekyler bestämmer deras speciella struktur, och därmed deras egenskaper. Dessutom är nukleinsyror, som utgör DNA-dubbelhelixen, också anslutna exakt med vätebindningar.
Kommunikation i kristaller
De allra flesta fasta ämnen har ett kristallgitter - en specielldet inbördes arrangemanget av partiklarna som bildar dem. I detta fall observeras tredimensionell periodicitet, och atomer, molekyler eller joner är belägna vid noderna, som är förbundna med imaginära linjer. Beroende på arten av dessa partiklar och bindningarna mellan dem delas alla kristallstrukturer in i atomära, molekylära, joniska och metalliska.
Det finns katjoner och anjoner i noderna i jonkristallgittret. Dessutom är var och en av dem omgiven av ett strikt definierat antal joner med endast motsatt laddning. Ett typiskt exempel är natriumklorid (NaCl). De tenderar att ha höga smältpunkter och hårdhet eftersom de kräver mycket energi för att gå sönder.
Molekyler av ämnen som bildas av en kovalent bindning är belägna vid noderna i det molekylära kristallgittret (till exempel I2). De är förbundna med varandra genom en svag van der Waals-interaktion, och därför är en sådan struktur lätt att förstöra. Sådana föreningar har låga kok- och smältpunkter.
Det atomära kristallgittret bildas av atomer av kemiska element med höga valensvärden. De är förbundna med starka kovalenta bindningar, vilket gör att ämnena har höga kokpunkter, smältpunkter och hög hårdhet. Ett exempel är en diamant.
Alla typer av bindningar som finns i kemikalier har alltså sina egna egenskaper, vilket förklarar krångligheterna i samspelet mellan partiklar i molekyler och ämnen. Föreningarnas egenskaper beror på dem. De bestämmer alla processer som sker i miljön.
