Begrebet en kemisk binding er af ikke ringe betydning inden for forskellige områder af kemi som videnskab. Dette skyldes, at det er med dens hjælp, at individuelle atomer er i stand til at kombineres til molekyler, og danner alle slags stoffer, som igen er genstand for kemisk forskning.
Mangfoldigheden af atomer og molekyler er forbundet med fremkomsten af forskellige typer bindinger mellem dem. Forskellige klasser af molekyler er karakteriseret ved deres egne træk ved fordelingen af elektroner og dermed deres egne typer bindinger.
Grundlæggende begreber
En kemisk binding er et sæt af vekselvirkninger, der fører til binding af atomer til dannelse af stabile partikler med en mere kompleks struktur (molekyler, ioner, radikaler) såvel som aggregater (krystaller, glas osv.). Arten af disse vekselvirkninger er af elektrisk natur, og de opstår under fordelingen af valenselektroner i atomer, der nærmer sig.
Valens kaldes norm alt et atoms evne til at danne et vist antal bindinger med andre atomer. I ioniske forbindelser tages antallet af givne eller vedhæftede elektroner som værdien af valens. PÅi kovalente forbindelser er det lig med antallet af almindelige elektronpar.
Oxidationstilstanden forstås som den betingede ladning, der kunne være på et atom, hvis alle polære kovalente bindinger var ioniske.
Bindningsmultiplicitet er antallet af delte elektronpar mellem de betragtede atomer.
De bindinger, der overvejes i forskellige grene af kemien, kan opdeles i to typer kemiske bindinger: dem, der fører til dannelsen af nye stoffer (intramolekylære), og dem, der opstår mellem molekyler (intermolekylære).
Grundlæggende kommunikationsegenskaber
Bindingsenergien er den energi, der kræves for at bryde alle eksisterende bindinger i et molekyle. Det er også den energi, der frigives under bindingsdannelsen.
Bindingslængden er afstanden mellem tilstødende kerner af atomer i et molekyle, hvor tiltræknings- og frastødningskræfterne er afbalanceret.
Disse to karakteristika ved den kemiske binding af atomer er et mål for dens styrke: Jo kortere længde og jo større energi, jo stærkere binding.
Bindningsvinklen kaldes norm alt vinklen mellem de repræsenterede linjer, der går i bindingsretningen gennem atomkerner.
Metoder til at beskrive links
De mest almindelige to tilgange til at forklare den kemiske binding, lånt fra kvantemekanikken:
Metode for molekylære orbitaler. Han betragter et molekyle som et sæt af elektroner og kerner af atomer, hvor hver enkelt elektron bevæger sig i alle andre elektroners og kerners virkefelt. Molekylet har en orbital struktur, og alle dets elektroner er fordelt langs disse baner. Denne metode kaldes også MO LCAO, som står for "molekylær orbital - en lineær kombination af atomorbitaler".
Valensbindingsmetode. Repræsenterer et molekyle som et system af to centrale molekylære orbitaler. Desuden svarer hver af dem til en binding mellem to tilstødende atomer i molekylet. Metoden er baseret på følgende bestemmelser:
- Danningen af en kemisk binding udføres af et par elektroner med modsatte spin, som er placeret mellem de to betragtede atomer. Det dannede elektronpar tilhører to atomer lige meget.
- Antallet af bindinger dannet af et eller andet atom er lig med antallet af uparrede elektroner i jorden og exciteret tilstand.
- Hvis elektronpar ikke deltager i dannelsen af en binding, så kaldes de enlige par.
Elektronegativitet
Det er muligt at bestemme typen af kemisk binding i stoffer baseret på forskellen i elektronegativitetsværdierne for dets konstituerende atomer. Elektronegativitet forstås som atomers evne til at tiltrække almindelige elektronpar (elektronsky), hvilket fører til bindingspolarisering.
Der er forskellige måder at bestemme værdierne for kemiske grundstoffers elektronegativitet. Den mest brugte er dog skalaen baseret på termodynamiske data, som blev foreslået tilbage i 1932 af L. Pauling.
Jo større forskellen er i atomers elektronegativitet, jo mere udt alt er dens ionicitet. Tværtimod indikerer ens eller tætte elektronegativitetsværdier bindingens kovalente natur. Det er med andre ord muligt at bestemme, hvilken kemisk binding der observeres i et bestemt molekyle matematisk. For at gøre dette skal du beregne ΔX - forskellen i atomers elektronegativitet ifølge formlen: ΔX=|X 1 -X 2 |.
- Hvis ΔХ>1, 7, så er bindingen ionisk.
- Hvis 0,5≦ΔХ≦1,7, så er den kovalente binding polær.
- Hvis ΔХ=0 eller tæt på det, så er bindingen kovalent ikke-polær.
ionisk bånd
Ionisk er en sådan binding, der opstår mellem ioner eller på grund af fuldstændig tilbagetrækning af et fælles elektronpar af et af atomerne. I stoffer udføres denne type kemisk binding af elektrostatiske tiltrækningskræfter.
Ioner er ladede partikler dannet af atomer som et resultat af elektroner, der vinder eller taber. Når et atom accepterer elektroner, får det en negativ ladning og bliver til en anion. Hvis et atom donerer valenselektroner, bliver det en positivt ladet partikel kaldet en kation.
Det er karakteristisk for forbindelser dannet ved interaktion mellem atomer af typiske metaller og atomer af typiske ikke-metaller. Hovedparten af denne proces er atomernes aspiration for at opnå stabile elektroniske konfigurationer. Og til dette skal typiske metaller og ikke-metaller kun give eller acceptere 1-2 elektroner,hvilket de gør med lethed.
Mekanismen for dannelse af en ionisk kemisk binding i et molekyle anses traditionelt for at bruge eksemplet med vekselvirkningen mellem natrium og klor. Alkali-metalatomer donerer nemt en elektron trukket af et halogenatom. Resultatet er Na+-kationen og Cl--anionen, som holdes sammen af elektrostatisk tiltrækning.
Der er ingen ideel ionbinding. Selv i sådanne forbindelser, som ofte omtales som ioniske, sker den endelige overførsel af elektroner fra atom til atom. Det dannede elektronpar er stadig i almindelig brug. Derfor taler de om graden af ionicitet af en kovalent binding.
Ionisk binding er karakteriseret ved to hovedegenskaber relateret til hinanden:
- ikke-retningsbestemt, dvs. det elektriske felt omkring ionen har form som en kugle;
- Umættethed, dvs. antallet af modsat ladede ioner, der kan placeres omkring enhver ion, bestemmes af deres størrelse.
Kovalent kemisk binding
Bindingen dannet, når elektronskyerne af ikke-metalatomer overlapper hinanden, det vil sige udføres af et fælles elektronpar, kaldes en kovalent binding. Antallet af delte elektronpar bestemmer bindingens mangfoldighed. Således er hydrogenatomer forbundet med en enkelt H··H-binding, og oxygenatomer danner en dobbeltbinding O::O.
Der er to mekanismer til dens dannelse:
- Udveksling - hvert atom repræsenterer én elektron til dannelsen af et fælles par: A +B=A: B, mens forbindelsen involverer eksterne atomorbitaler, hvorpå en elektron er placeret.
- Donor-acceptor - for at danne en binding giver et af atomerne (donor) et par elektroner, og det andet (acceptor) - en fri orbital til dets placering: A +:B=A:B.
Måden, hvorpå elektronskyer overlapper hinanden, når en kovalent kemisk binding dannes, er også forskellige.
- Direkte. Skyoverlapningsområdet ligger på en lige imaginær linje, der forbinder kernerne i de betragtede atomer. I dette tilfælde dannes σ-bindinger. Den type kemisk binding, der opstår i dette tilfælde, afhænger af typen af elektronskyer, der gennemgår overlapning: s-s, s-p, p-p, s-d eller p-d σ-bindinger. I en partikel (molekyle eller ion) kan der kun forekomme én σ-binding mellem to naboatomer.
- Side. Det udføres på begge sider af linjen, der forbinder atomkernerne. Sådan dannes en π-binding, og dens varianter er også mulige: p-p, p-d, d-d. Adskilt fra σ-bindingen dannes π-bindingen aldrig, den kan være i molekyler, der indeholder multiple (dobbelt- og tredobbelte) bindinger.
Kovalente bindingsegenskaber
De bestemmer forbindelsernes kemiske og fysiske egenskaber. De vigtigste egenskaber ved enhver kemisk binding i stoffer er dens retningsbestemmelse, polaritet og polariserbarhed samt mætning.
Bindningens retningsbestemmelse bestemmer molekylets egenskaberstrukturen af stoffer og den geometriske form af deres molekyler. Dens essens ligger i det faktum, at den bedste overlapning af elektronskyer er mulig med en vis orientering i rummet. Mulighederne for dannelse af σ- og π-bindinger er allerede blevet overvejet ovenfor.
Mætning forstås som atomers evne til at danne et vist antal kemiske bindinger i et molekyle. Antallet af kovalente bindinger for hvert atom er begrænset af antallet af ydre orbitaler.
Bindningens polaritet afhænger af forskellen i atomernes elektronegativitetsværdier. Det bestemmer ensartetheden af fordelingen af elektroner mellem atomkernerne. En kovalent binding på dette grundlag kan være polær eller ikke-polær.
- Hvis det fælles elektronpar ligeligt tilhører hvert af atomerne og er placeret i samme afstand fra deres kerner, så er den kovalente binding upolær.
- Hvis det fælles elektronpar forskydes til kernen i et af atomerne, dannes der en kovalent polær kemisk binding.
Polariserbarhed udtrykkes ved forskydning af bindingselektroner under påvirkning af et eksternt elektrisk felt, som kan tilhøre en anden partikel, nabobindinger i det samme molekyle eller komme fra eksterne kilder til elektromagnetiske felter. Så en kovalent binding under deres indflydelse kan ændre dens polaritet.
Under hybridisering af orbitaler forstå ændringen i deres former i implementeringen af en kemisk binding. Dette er nødvendigt for at opnå den mest effektive overlapning. Der er følgende typer hybridisering:
- sp3. En s- og tre p-orbitaler danner fire"hybride" orbitaler af samme form. Udadtil ligner den et tetraeder med en vinkel mellem akserne på 109 °.
- sp2. En s- og to p-orbitaler danner en flad trekant med en vinkel mellem akserne på 120°.
- sp. En s- og en p-orbital danner to "hybride" orbitaler med en vinkel mellem deres akser på 180°.
Metalbinding
Et træk ved metalatomers struktur er en ret stor radius og tilstedeværelsen af et lille antal elektroner i ydre orbitaler. Som følge heraf er bindingen mellem kernen og valenselektronerne i sådanne kemiske grundstoffer relativt svag og kan let brydes.
Metalbinding er en sådan interaktion mellem metalatomer-ioner, som udføres ved hjælp af delokaliserede elektroner.
I metalpartikler kan valenselektroner nemt forlade ydre orbitaler og optage ledige pladser på dem. På forskellige tidspunkter kan den samme partikel således være et atom og en ion. Elektronerne revet af fra dem bevæger sig frit gennem hele krystalgitterets rumfang og udfører en kemisk binding.
Denne type binding har ligheder med ionisk og kovalent. Såvel som for ioniske ioner er ioner nødvendige for eksistensen af en metallisk binding. Men hvis der til implementering af elektrostatisk interaktion i det første tilfælde er brug for kationer og anioner, så i det andet spilles rollen som negativt ladede partikler af elektroner. Hvis vi sammenligner en metallisk binding med en kovalent binding, så kræver dannelsen af begge fælles elektroner. Dog ii modsætning til en polær kemisk binding er de ikke lokaliseret mellem to atomer, men tilhører alle metalpartikler i krystalgitteret.
Metalbindinger er ansvarlige for de særlige egenskaber af næsten alle metaller:
- plasticitet, til stede på grund af muligheden for forskydning af lag af atomer i krystalgitteret holdt af elektrongas;
- metallisk glans, som observeres på grund af refleksion af lysstråler fra elektroner (i pulvertilstand er der intet krystalgitter, og derfor bevæger elektroner sig langs det);
- elektrisk ledningsevne, som udføres af en strøm af ladede partikler, og i dette tilfælde bevæger små elektroner sig frit blandt store metalioner;
- termisk ledningsevne, observeret på grund af elektroners evne til at overføre varme.
hydrogenbinding
Denne type kemisk binding kaldes nogle gange et mellemting mellem kovalent og intermolekylær interaktion. Hvis et brintatom har en binding med et af de stærkt elektronegative grundstoffer (såsom fosfor, oxygen, klor, nitrogen), så er det i stand til at danne en yderligere binding, kaldet hydrogen.
Den er meget svagere end alle de ovenfor betragtede typer bindinger (energi er ikke mere end 40 kJ/mol), men den kan ikke negligeres. Det er derfor, den kemiske brintbinding i diagrammet ligner en stiplet linje.
Forekomsten af en hydrogenbinding er mulig på grund af den donor-acceptor elektrostatiske interaktion på samme tid. Stor forskel i værdierelektronegativitet fører til forekomsten af overskydende elektrontæthed på atomerne O, N, F og andre, såvel som til dens mangel på hydrogenatomet. I tilfælde af, at der ikke er nogen eksisterende kemisk binding mellem sådanne atomer, aktiveres tiltrækningskræfter, hvis de er tæt nok på. I dette tilfælde er protonen en elektronparacceptor, og det andet atom er en donor.
Brintbinding kan forekomme både mellem nabomolekyler, f.eks. vand, carboxylsyrer, alkoholer, ammoniak, og inden for et molekyle, f.eks. salicylsyre.
Tilstedeværelsen af en hydrogenbinding mellem vandmolekyler forklarer en række af dets unikke fysiske egenskaber:
- Værdierne for dets varmekapacitet, dielektricitetskonstant, koge- og smeltepunkter, i overensstemmelse med beregningerne, skulle være meget mindre end de reelle, hvilket forklares ved bindingen af molekyler og behovet for at bruge energi til at bryde intermolekylære hydrogenbindinger.
- I modsætning til andre stoffer, når temperaturen falder, øges vandmængden. Dette skyldes, at molekylerne indtager en bestemt position i isens krystalstruktur og bevæger sig væk fra hinanden med længden af brintbindingen.
Denne forbindelse spiller en særlig rolle for levende organismer, da dens tilstedeværelse i proteinmolekyler bestemmer deres særlige struktur og dermed deres egenskaber. Derudover er nukleinsyrer, der udgør DNA-dobbelthelixen, også forbundet præcist af hydrogenbindinger.
Kommunikation i krystaller
Langt de fleste faste stoffer har et krystalgitter - en specieldet indbyrdes arrangement af de partikler, der danner dem. I dette tilfælde observeres tredimensionel periodicitet, og atomer, molekyler eller ioner er placeret ved noderne, som er forbundet med imaginære linjer. Afhængigt af arten af disse partikler og bindingerne mellem dem, er alle krystalstrukturer opdelt i atomare, molekylære, ioniske og metalliske.
Der er kationer og anioner i noderne af det ioniske krystalgitter. Desuden er hver af dem omgivet af et strengt defineret antal ioner med kun den modsatte ladning. Et typisk eksempel er natriumchlorid (NaCl). De har tendens til at have høje smeltepunkter og hårdhed, da de kræver meget energi for at gå i stykker.
Molekyler af stoffer dannet af en kovalent binding er placeret i knuderne af det molekylære krystalgitter (f.eks. I2). De er forbundet med hinanden ved en svag van der Waals-interaktion, og derfor er en sådan struktur let at ødelægge. Sådanne forbindelser har lave koge- og smeltepunkter.
Det atomare krystalgitter er dannet af atomer af kemiske grundstoffer med høje valensværdier. De er forbundet med stærke kovalente bindinger, hvilket betyder, at stofferne har høje kogepunkter, smeltepunkter og høj hårdhed. Et eksempel er en diamant.
Således har alle typer bindinger, der findes i kemikalier, deres egne karakteristika, som forklarer forviklingerne af partiklers interaktion i molekyler og stoffer. Forbindelsernes egenskaber afhænger af dem. De bestemmer alle processer, der finder sted i miljøet.
