Hvorfor kan atomer kombinere med hinanden for at danne molekyler? Hvad er årsagen til den mulige eksistens af stoffer, som omfatter atomer af helt forskellige kemiske elementer? Disse er globale spørgsmål, der påvirker de grundlæggende begreber i moderne fysisk og kemisk videnskab. Du kan besvare dem, have en idé om atomernes elektroniske struktur og kende egenskaberne ved den kovalente binding, som er den grundlæggende basis for de fleste klasser af forbindelser. Formålet med vores artikel er at stifte bekendtskab med mekanismerne for dannelse af forskellige typer kemiske bindinger og egenskaberne ved forbindelser, der indeholder dem i deres molekyler.
Atomets elektroniske struktur
Elektroneutrale partikler af stof, som er dets strukturelle elementer, har en struktur, der afspejler solsystemets struktur. Som planeterne kredser om den centrale stjerne - Solen, så bevæger elektronerne i atomet sig rundt om den positivt ladede kerne. At karakterisereI en kovalent binding vil elektronerne placeret på det sidste energiniveau og det fjerneste fra kernen være signifikante. Da deres forbindelse med midten af deres eget atom er minimal, er de i stand til nemt at blive tiltrukket af andre atomers kerner. Dette er meget vigtigt for forekomsten af interatomiske interaktioner, der fører til dannelsen af molekyler. Hvorfor er den molekylære form den vigtigste eksistensform for stof på vores planet? Lad os finde ud af det.
Grundlæggende egenskab for atomer
Elektrisk neutrale partiklers evne til at interagere, hvilket fører til en gevinst i energi, er deres vigtigste egenskab. Faktisk, under normale forhold, er den molekylære tilstand af stof mere stabil end den atomare tilstand. De vigtigste bestemmelser i moderne atom- og molekylærteori forklarer både principperne for dannelsen af molekyler og egenskaberne ved en kovalent binding. Husk på, at det ydre energiniveau af et atom kan indeholde fra 1 til 8 elektroner, i sidstnævnte tilfælde vil laget være komplet, hvilket betyder, at det vil være meget stabilt. Atomer af ædelgasser har en sådan ekstern niveaustruktur: argon, krypton, xenon - inerte elementer, der fuldender hver periode i D. I. Mendeleevs system. Undtagelsen her er helium, som ikke har 8, men kun 2 elektroner i det sidste niveau. Årsagen er enkel: i den første periode er der kun to grundstoffer, hvis atomer har et enkelt elektronlag. Alle andre kemiske grundstoffer har fra 1 til 7 elektroner på det sidste, ufuldstændige lag. I processen med at interagere med hinanden vil atomernestræbe efter at blive fyldt med elektroner op til en oktet og genoprette konfigurationen af et atom af et inert grundstof. En sådan tilstand kan opnås på to måder: ved tab af ens egne eller ved accept af fremmede negativt ladede partikler. Disse former for interaktion forklarer, hvordan man bestemmer, om der vil dannes en ionisk eller kovalent binding mellem de reagerende atomer.
Mekanismer til dannelse af en stabil elektronisk konfiguration
Lad os forestille os, at to simple stoffer indgår i forbindelsens reaktion: metallisk natrium og gasformigt klor. Et stof af klassen af s alte dannes - natriumchlorid. Det har en ionisk type kemisk binding. Hvorfor og hvordan opstod det? Lad os igen vende os til strukturen af atomerne i de oprindelige stoffer. Natrium har kun én elektron på det sidste lag, svagt bundet til kernen på grund af atomets store radius. Ioniseringsenergien af alle alkalimetaller, som inkluderer natrium, er lav. Derfor forlader elektronen på det ydre niveau energiniveauet, tiltrækkes af kloratomets kerne og forbliver i dets rum. Dette skaber præcedens for overgangen af Cl-atomet til form af en negativt ladet ion. Nu har vi ikke længere at gøre med elektrisk neutrale partikler, men med ladede natriumkationer og chloranioner. I overensstemmelse med fysikkens love opstår elektrostatiske tiltrækningskræfter mellem dem, og forbindelsen danner et ionisk krystalgitter. Mekanismen for dannelse af den ioniske type af en kemisk binding, som vi overvejer, vil bidrage til at tydeliggøre de specifikke og vigtigste karakteristika af en kovalent binding mere tydeligt.
Delte elektronpar
Hvis der opstår en ionbinding mellem atomer af grundstoffer, der er meget forskellige i elektronegativitet, dvs. metaller og ikke-metaller, så opstår den kovalente type, når atomer af samme eller forskellige ikke-metalliske grundstoffer interagerer. I det første tilfælde er det sædvanligt at tale om ikke-polær, og i det andet om den polære form af en kovalent binding. Mekanismen for deres dannelse er almindelig: hvert af atomerne giver delvist elektroner til almindelig brug, som kombineres i par. Men det rumlige arrangement af elektronpar i forhold til atomkerner vil være anderledes. På dette grundlag skelnes typerne af kovalente bindinger - ikke-polære og polære. Oftest, i kemiske forbindelser bestående af atomer af ikke-metalliske grundstoffer, er der par bestående af elektroner med modsatte spins, dvs. roterer rundt om deres kerner i modsatte retninger. Da bevægelsen af negativt ladede partikler i rummet fører til dannelsen af elektronskyer, som i sidste ende ender i deres gensidige overlap. Hvad er konsekvenserne af denne proces for atomer, og hvad fører den til?
Fysiske egenskaber ved en kovalent binding
Det viser sig, at der mellem centrene af to interagerende atomer er en to-elektronsky med høj tæthed. De elektrostatiske tiltrækningskræfter mellem selve den negativt ladede sky og atomkernerne øges. En del af energien frigives, og afstandene mellem atomcentre mindskes. For eksempel, i begyndelsen af dannelsen af et molekyle H2 afstanden mellem kernerne af brintatomerer 1,06 A, efter overlapningen af skyer og dannelsen af et fælles elektronpar - 0,74 A. Eksempler på en kovalent binding dannet i henhold til ovenstående mekanisme kan findes både blandt simple og komplekse uorganiske stoffer. Dets vigtigste kendetegn er tilstedeværelsen af fælles elektronpar. Som et resultat, efter fremkomsten af en kovalent binding mellem atomer, for eksempel hydrogen, erhverver hver af dem den elektroniske konfiguration af inert helium, og det resulterende molekyle har en stabil struktur.
rumlig form af et molekyle
En anden meget vigtig fysisk egenskab ved en kovalent binding er retningsbestemthed. Det afhænger af den rumlige konfiguration af stofmolekylet. For eksempel, når to elektroner overlapper med en sfærisk sky, er udseendet af molekylet lineært (hydrogenchlorid eller hydrogenbromid). Formen af vandmolekyler, hvori s- og p-skyer hybridiserer, er kantet, og meget stærke partikler af gasformigt nitrogen ligner en pyramide.
Struktur af simple stoffer - ikke-metaller
Efter at have fundet ud af, hvilken slags binding der kaldes kovalent, hvilke tegn den har, er det nu tid til at beskæftige sig med dens varianter. Hvis atomer af det samme ikke-metal - klor, nitrogen, oxygen, brom osv. interagerer med hinanden, dannes de tilsvarende simple stoffer. Deres fælles elektronpar er placeret i samme afstand fra atomernes centre uden at flytte sig. For forbindelser med en ikke-polær type kovalent binding er følgende egenskaber iboende: lavt kogepunkt ogsmeltning, uopløselighed i vand, dielektriske egenskaber. Dernæst vil vi finde ud af, hvilke stoffer der er karakteriseret ved en kovalent binding, hvor der sker et skift af fælles elektronpar.
Elektronegativitet og dens virkning på typen af kemisk binding
Et bestemt grundstofs egenskab til at tiltrække elektroner fra et atom i et andet grundstof i kemi kaldes elektronegativitet. Skalaen af værdier for denne parameter, foreslået af L. Pauling, kan findes i alle lærebøger om uorganisk og generel kemi. Dens højeste værdi - 4,1 eV - har fluor, den mindste - andre aktive ikke-metaller, og den laveste indikator er typisk for alkalimetaller. Hvis elementer, der adskiller sig i deres elektronegativitet, reagerer med hinanden, vil en, mere aktiv, uundgåeligt tiltrække negativt ladede partikler af et atom af et mere passivt element til dets kerne. De fysiske egenskaber af en kovalent binding afhænger således direkte af grundstoffernes evne til at donere elektroner til almindelig brug. De resulterende fælles par er ikke længere placeret symmetrisk i forhold til kernerne, men forskydes mod det mere aktive element.
Funktioner af forbindelser med en polær binding
Stoffer i molekyler, hvoraf fælles elektronpar er asymmetriske med hensyn til atomkerner, omfatter hydrogenhalogenider, syrer, forbindelser af chalcogener med hydrogen og syreoxider. Disse er sulfat- og nitratsyrer, svovl- og fosforoxider, svovlbrinte osv. Et hydrogenchloridmolekyle indeholder f.eks. ét fælles elektronpar,dannet af uparrede elektroner af brint og klor. Det forskydes tættere på midten af Cl-atomet, som er et mere elektronegativt grundstof. Alle stoffer med en polær binding i vandige opløsninger dissocierer til ioner og leder en elektrisk strøm. Forbindelser, der har en polær kovalent binding, som vi har givet eksempler på, har også højere smelte- og kogepunkter sammenlignet med simple ikke-metalstoffer.
Metoder til at bryde kemiske bindinger
I organisk kemi følger substitutionsreaktionerne af mættede kulbrinter med halogener en radikal mekanisme. En blanding af metan og klor reagerer i lyset og ved almindelig temperatur på en sådan måde, at klormolekylerne begynder at sp altes til partikler, der bærer uparrede elektroner. Med andre ord observeres ødelæggelsen af det fælles elektronpar og dannelsen af meget aktive radikaler -Cl. De er i stand til at påvirke metanmolekyler på en sådan måde, at de bryder den kovalente binding mellem kulstof- og brintatomer. Der dannes en aktiv partikel –H, og carbonatomets frie valens antager et chlorradikal, og chlormethan bliver det første produkt af reaktionen. En sådan mekanisme til sp altning af molekyler kaldes homolytisk. Hvis det fælles elektronpar fuldstændigt overgår i besiddelse af et af atomerne, taler de om en heterolytisk mekanisme, der er karakteristisk for reaktioner, der finder sted i vandige opløsninger. I dette tilfælde vil polære vandmolekyler øge ødelæggelseshastigheden af de kemiske bindinger af den opløste forbindelse.
Dobbelt og tredobbeltlinks
Langt de fleste organiske stoffer og nogle uorganiske forbindelser indeholder i deres molekyler ikke ét, men flere almindelige elektronpar. Den kovalente bindings mangfoldighed reducerer afstanden mellem atomer og øger forbindelsernes stabilitet. De omtales norm alt som kemisk resistente. For eksempel er der i et nitrogenmolekyle tre par elektroner, de er angivet i strukturformlen med tre streger og bestemmer dens styrke. Det simple stof nitrogen er kemisk inert og kan kun reagere med andre forbindelser, såsom brint, oxygen eller metaller, når det opvarmes eller ved forhøjet tryk, samt i nærværelse af katalysatorer.
Dobbelt- og tredobbeltbindinger er iboende i sådanne klasser af organiske forbindelser som umættede dien-carbonhydrider, såvel som stoffer i ethylen- eller acetylen-serien. Multiple bindinger bestemmer de vigtigste kemiske egenskaber: additions- og polymerisationsreaktioner, der forekommer ved brudpunkterne.
I vores artikel gav vi en generel beskrivelse af den kovalente binding og undersøgte dens hovedtyper.
