Varför kan atomer kombineras med varandra för att bilda molekyler? Vad är orsaken till den möjliga existensen av ämnen, som inkluderar atomer av helt olika kemiska grundämnen? Dessa är globala frågor som påverkar de grundläggande begreppen inom modern fysikalisk och kemisk vetenskap. Du kan svara på dem, ha en uppfattning om atomernas elektroniska struktur och känna till egenskaperna hos den kovalenta bindningen, som är den grundläggande basen för de flesta klasser av föreningar. Syftet med vår artikel är att bekanta dig med mekanismerna för bildandet av olika typer av kemiska bindningar och egenskaperna hos föreningar som innehåller dem i deras molekyler.
Atomens elektroniska struktur
Elektroneutrala partiklar av materia, som är dess strukturella element, har en struktur som speglar solsystemets struktur. När planeterna kretsar runt den centrala stjärnan - solen, så rör sig elektronerna i atomen runt den positivt laddade kärnan. Att karakteriseraI en kovalent bindning kommer elektronerna som ligger på den sista energinivån och längst bort från kärnan att vara signifikanta. Eftersom deras koppling till mitten av sin egen atom är minimal, kan de lätt attraheras av andra atomers kärnor. Detta är mycket viktigt för förekomsten av interatomära interaktioner som leder till bildandet av molekyler. Varför är molekylformen den huvudsakliga typen av existens av materia på vår planet? Låt oss ta reda på det.
Atomers grundläggande egenskap
Förmågan hos elektriskt neutrala partiklar att interagera, vilket leder till en energivinst, är deras viktigaste egenskap. Under normala förhållanden är materiens molekylära tillstånd mer stabilt än atomtillståndet. Huvudbestämmelserna i modern atom- och molekylteori förklarar både principerna för bildandet av molekyler och egenskaperna hos en kovalent bindning. Kom ihåg att den yttre energinivån för en atom kan innehålla från 1 till 8 elektroner, i det senare fallet kommer lagret att vara komplett, vilket betyder att det kommer att vara mycket stabilt. Atomer av ädelgaser har en sådan extern nivåstruktur: argon, krypton, xenon - inerta element som fullbordar varje period i D. I. Mendeleevs system. Undantaget här är helium, som inte har 8, utan bara 2 elektroner i den sista nivån. Anledningen är enkel: under den första perioden finns det bara två grundämnen vars atomer har ett enda elektronskikt. Alla andra kemiska grundämnen har från 1 till 7 elektroner på det sista, ofullständiga lagret. I processen att interagera med varandra kommer atomernasträva efter att fyllas med elektroner upp till en oktett och återställa konfigurationen av en atom av ett inert element. Ett sådant tillstånd kan uppnås på två sätt: genom att förlora sina egna eller genom att acceptera främmande negativt laddade partiklar. Dessa former av interaktion förklarar hur man avgör om en jonisk eller kovalent bindning kommer att bildas mellan de reagerande atomerna.
Mekanismer för att skapa en stabil elektronisk konfiguration
Låt oss föreställa oss att två enkla ämnen ingår i föreningens reaktion: metalliskt natrium och gasformigt klor. Ett ämne i klassen s alter bildas - natriumklorid. Den har en jonisk typ av kemisk bindning. Varför och hur kom det till? Låt oss åter vända oss till strukturen hos atomerna i de ursprungliga ämnena. Natrium har bara en elektron på det sista lagret, svagt bunden till kärnan på grund av atomens stora radie. Joniseringsenergin för alla alkalimetaller, inklusive natrium, är låg. Därför lämnar elektronen på den yttre nivån energinivån, attraheras av kloratomens kärna och förblir i dess utrymme. Detta skapar ett prejudikat för övergången av Cl-atomen till formen av en negativt laddad jon. Nu har vi inte längre att göra med elektriskt neutrala partiklar, utan med laddade natriumkatjoner och kloranjoner. I enlighet med fysikens lagar uppstår elektrostatiska attraktionskrafter mellan dem, och föreningen bildar ett jonkristallgitter. Mekanismen för bildandet av den joniska typen av en kemisk bindning som vi betraktar kommer att bidra till att klargöra specifikationerna och huvudegenskaperna hos en kovalent bindning tydligare.
Delade elektronpar
Om en jonbindning uppstår mellan atomer av element som är mycket olika i elektronegativitet, dvs metaller och icke-metaller, så uppstår den kovalenta typen när atomer av samma eller olika icke-metalliska element interagerar. I det första fallet är det vanligt att prata om opolär och i det andra om den polära formen av en kovalent bindning. Mekanismen för deras bildande är vanlig: var och en av atomerna ger delvis elektroner för gemensamt bruk, som kombineras i par. Men det rumsliga arrangemanget av elektronpar i förhållande till atomernas kärnor kommer att vara annorlunda. På grundval av detta särskiljs typerna av kovalenta bindningar - opolära och polära. Oftast, i kemiska föreningar som består av atomer av icke-metalliska element, finns det par som består av elektroner med motsatta snurr, det vill säga roterar runt sina kärnor i motsatta riktningar. Eftersom rörelsen av negativt laddade partiklar i rymden leder till bildandet av elektronmoln, vilket i slutändan slutar i deras ömsesidiga överlappning. Vilka är konsekvenserna av denna process för atomer och vad leder den till?
Fysiska egenskaper hos en kovalent bindning
Det visar sig att mellan mitten av två interagerande atomer finns ett tvåelektronmoln med hög densitet. De elektrostatiska attraktionskrafterna mellan själva det negativt laddade molnet och atomkärnorna ökar. En del av energin frigörs och avstånden mellan atomcentra minskar. Till exempel, i början av bildningen av en molekyl H2 avståndet mellan väteatomernas kärnorär 1,06 A, efter överlappningen av moln och bildandet av ett gemensamt elektronpar - 0,74 A. Exempel på en kovalent bindning bildad enligt ovanstående mekanism kan hittas både bland enkla och komplexa oorganiska ämnen. Dess främsta utmärkande drag är närvaron av vanliga elektronpar. Som ett resultat, efter uppkomsten av en kovalent bindning mellan atomer, till exempel väte, får var och en av dem den elektroniska konfigurationen av inert helium, och den resulterande molekylen har en stabil struktur.
Spatial form av en molekyl
En annan mycket viktig fysisk egenskap hos en kovalent bindning är riktningsförmåga. Det beror på den rumsliga konfigurationen av ämnesmolekylen. Till exempel, när två elektroner överlappar ett sfäriskt moln, är molekylens utseende linjär (väteklorid eller vätebromid). Formen på vattenmolekyler, i vilka s- och p-moln hybridiserar, är kantig och mycket starka partiklar av gasformigt kväve ser ut som en pyramid.
Struktur av enkla ämnen - icke-metaller
Efter att ha tagit reda på vilken typ av bindning som kallas kovalent, vilka tecken den har, är det nu dags att ta itu med dess varianter. Om atomer av samma icke-metall - klor, kväve, syre, brom etc. interagerar med varandra, bildas motsvarande enkla ämnen. Deras vanliga elektronpar är belägna på samma avstånd från atomernas centrum, utan att förskjutas. För föreningar med en icke-polär typ av kovalent bindning är följande egenskaper inneboende: låga kokpunkter ochsmältning, olöslighet i vatten, dielektriska egenskaper. Därefter ska vi ta reda på vilka ämnen som kännetecknas av en kovalent bindning, i vilken en förskjutning av vanliga elektronpar sker.
Elektronegativitet och dess effekt på typen av kemisk bindning
Egenskapen hos ett visst element att attrahera elektroner från en atom i ett annat element i kemi kallas elektronegativitet. Värdeskalan för denna parameter, föreslagen av L. Pauling, finns i alla läroböcker om oorganisk och allmän kemi. Dess högsta värde - 4,1 eV - har fluor, den mindre - andra aktiva icke-metaller, och den lägsta indikatorn är typisk för alkalimetaller. Om element som skiljer sig i sin elektronegativitet reagerar med varandra, kommer oundvikligen en, mer aktiv, att attrahera negativt laddade partiklar av en atom av ett mer passivt element till sin kärna. De fysikaliska egenskaperna hos en kovalent bindning beror alltså direkt på elementens förmåga att donera elektroner för gemensamt bruk. De resulterande gemensamma paren är inte längre placerade symmetriskt i förhållande till kärnorna, utan förskjuts mot det mer aktiva elementet.
Funktioner hos föreningar med en polär bindning
Ämnen i molekyler vars gemensamma elektronpar är asymmetriska med avseende på atomkärnorna inkluderar vätehalogenider, syror, föreningar av kalkogener med väte och syraoxider. Dessa är sulfat- och nitratsyror, oxider av svavel och fosfor, vätesulfid, etc. Till exempel innehåller en vätekloridmolekyl ett gemensamt elektronpar,bildas av oparade elektroner av väte och klor. Det förskjuts närmare mitten av Cl-atomen, som är ett mer elektronegativt element. Alla ämnen med polär bindning i vattenlösningar dissocierar till joner och leder en elektrisk ström. Föreningar som har en polär kovalent bindning, som vi har gett exempel på, har också högre smält- och kokpunkter jämfört med enkla icke-metalliska ämnen.
Metoder för att bryta kemiska bindningar
Inom organisk kemi följer substitutionsreaktionerna av mättade kolväten med halogener en radikal mekanism. En blandning av metan och klor i ljuset och vid vanlig temperatur reagerar på ett sådant sätt att klormolekylerna börjar delas till partiklar som bär oparade elektroner. Med andra ord observeras förstörelsen av det gemensamma elektronparet och bildandet av mycket aktiva radikaler -Cl. De kan påverka metanmolekyler på ett sådant sätt att de bryter den kovalenta bindningen mellan kol- och väteatomer. En aktiv partikel –H bildas, och kolatomens fria valens antar en klorradikal, och klormetan blir den första produkten av reaktionen. En sådan mekanism för splittring av molekyler kallas homolytisk. Om det gemensamma elektronparet helt övergår till en av atomerna, talar de om en heterolytisk mekanism som är karakteristisk för reaktioner som äger rum i vattenlösningar. I det här fallet kommer polära vattenmolekyler att öka destruktionshastigheten för de kemiska bindningarna i den upplösta föreningen.
Dubbel och trippellänkar
De allra flesta organiska ämnen och vissa oorganiska föreningar innehåller i sina molekyler inte ett, utan flera vanliga elektronpar. Mångfalden av den kovalenta bindningen minskar avståndet mellan atomer och ökar stabiliteten hos föreningar. De brukar kallas kemiskt resistenta. Till exempel, i en kvävemolekyl finns det tre par elektroner, de indikeras i strukturformeln med tre streck och bestämmer dess styrka. Det enkla ämnet kväve är kemiskt inert och kan reagera med andra föreningar, såsom väte, syre eller metaller, endast vid upphettning eller förhöjt tryck, samt i närvaro av katalysatorer.
Dubbel- och trippelbindningar är inneboende i sådana klasser av organiska föreningar som omättade dienkolväten, såväl som ämnen i eten- eller acetylenserien. Multipelbindningar bestämmer de huvudsakliga kemiska egenskaperna: additions- och polymerisationsreaktioner som sker vid brytpunkterna.
I vår artikel gav vi en allmän beskrivning av den kovalenta bindningen och undersökte dess huvudtyper.
