Die konsep van 'n chemiese binding is van geen geringe belang in verskeie velde van chemie as 'n wetenskap. Dit is te wyte aan die feit dat dit met die hulp daarvan is dat individuele atome in staat is om in molekules te kombineer en allerhande stowwe te vorm, wat weer die onderwerp van chemiese navorsing is.
Die verskeidenheid atome en molekules word geassosieer met die ontstaan van verskeie tipes bindings tussen hulle. Verskillende klasse molekules word gekenmerk deur hul eie kenmerke van die verspreiding van elektrone, en dus hul eie tipes bindings.
Basiese konsepte
'n Chemiese binding is 'n stel interaksies wat lei tot die binding van atome om stabiele deeltjies van 'n meer komplekse struktuur (molekules, ione, radikale), sowel as aggregate (kristalle, glase, ens.) te vorm. Die aard van hierdie interaksies is elektries van aard, en hulle ontstaan tydens die verspreiding van valenselektrone in naderende atome.
Valency word gewoonlik die vermoë van 'n atoom genoem om 'n sekere aantal bindings met ander atome te vorm. In ioniese verbindings word die aantal gegewe of aangehegte elektrone as die waarde van valensie geneem. BYin kovalente verbindings is dit gelyk aan die aantal gewone elektronpare.
Die oksidasietoestand word verstaan as die voorwaardelike lading wat op 'n atoom kan wees as alle polêre kovalente bindings ionies was.
Die bindingsveelvoud is die aantal gedeelde elektronpare tussen die beskoude atome.
Die bindings wat in verskeie vertakkings van chemie oorweeg word, kan in twee tipes chemiese bindings verdeel word: dié wat lei tot die vorming van nuwe stowwe (intramolekulêr), en dié wat tussen molekules (intermolekulêr) ontstaan.
Basiese kommunikasie-eienskappe
Die bindingsenergie is die energie wat benodig word om alle bestaande bindings in 'n molekule te breek. Dit is ook die energie wat vrygestel word tydens bindingsvorming.
Die bindingslengte is die afstand tussen aangrensende kerne van atome in 'n molekule, waarteen die aantrekkings- en afstotingskragte gebalanseer is.
Hierdie twee kenmerke van die chemiese binding van atome is 'n maatstaf van sy sterkte: hoe korter die lengte en hoe groter die energie, hoe sterker is die binding.
Die bindingshoek word gewoonlik die hoek genoem tussen die voorgestelde lyne wat in die rigting van binding deur die kerne van atome beweeg.
Metodes vir die beskrywing van skakels
Die mees algemene twee benaderings om die chemiese binding te verduidelik, geleen van kwantummeganika:
Metode van molekulêre orbitale. Hy beskou 'n molekule as 'n stel elektrone en kerne van atome, met elke individuele elektron wat in die werkingsveld van alle ander elektrone en kerne beweeg. Die molekule het 'n orbitale struktuur, en al sy elektrone is langs hierdie wentelbane versprei. Hierdie metode word ook MO LCAO genoem, wat staan vir "molekulêre orbitaal - 'n lineêre kombinasie van atoomorbitale".
Metode van valensiebindings. Stel 'n molekule voor as 'n sisteem van twee sentrale molekulêre orbitale. Boonop stem elkeen ooreen met een binding tussen twee aangrensende atome in die molekule. Die metode is gebaseer op die volgende bepalings:
- Die vorming van 'n chemiese binding word uitgevoer deur 'n paar elektrone met teenoorgestelde spins, wat tussen die twee beskoude atome geleë is. Die gevormde elektronpaar behoort gelyk aan twee atome.
- Die aantal bindings wat deur een of ander atoom gevorm word, is gelyk aan die aantal ongepaarde elektrone in die grond en opgewekte toestand.
- As elektronpare nie deelneem aan die vorming van 'n binding nie, word hulle alleenpare genoem.
Elektronegatiwiteit
Dit is moontlik om die tipe chemiese binding in stowwe te bepaal gebaseer op die verskil in die elektronegatiwiteitswaardes van die samestellende atome. Elektronegatiwiteit word verstaan as die vermoë van atome om algemene elektronpare (elektronwolk) aan te trek, wat lei tot bindingspolarisasie.
Daar is verskeie maniere om die waardes van die elektronegatiwiteit van chemiese elemente te bepaal. Die algemeenste gebruik is egter die skaal gebaseer op termodinamiese data, wat in 1932 deur L. Pauling voorgestel is.
Hoe groter die verskil in die elektronegatiwiteit van atome, hoe meer uitgesproke is die ionisiteit daarvan. Inteendeel, gelyke of naby elektronegatiwiteitswaardes dui die kovalente aard van die binding aan. Met ander woorde, dit is moontlik om wiskundig te bepaal watter chemiese binding in 'n bepaalde molekule waargeneem word. Om dit te doen, moet jy ΔX bereken - die verskil in die elektronegatiwiteit van atome volgens die formule: ΔX=|X 1 -X 2 |.
- As ΔХ>1, 7, dan is die binding ionies.
- As 0.5≦ΔХ≦1.7, dan is die kovalente binding polêr.
- As ΔХ=0 of naby daaraan, dan is die binding kovalent nie-polêr.
Ioniese binding
Ionies is so 'n binding wat tussen ione voorkom of as gevolg van die volledige onttrekking van 'n gemeenskaplike elektronpaar deur een van die atome. In stowwe word hierdie tipe chemiese binding uitgevoer deur kragte van elektrostatiese aantrekking.
Ione is gelaaide deeltjies wat uit atome gevorm word as gevolg van elektrone wat bykom of verloor. Wanneer 'n atoom elektrone aanvaar, verkry dit 'n negatiewe lading en word dit 'n anioon. As 'n atoom valenselektrone skenk, word dit 'n positief gelaaide deeltjie wat 'n katioon genoem word.
Dit is kenmerkend van verbindings wat gevorm word deur die interaksie van atome van tipiese metale met atome van tipiese nie-metale. Die hoofsaak van hierdie proses is die aspirasie van atome om stabiele elektroniese konfigurasies te verkry. En hiervoor moet tipiese metale en nie-metale slegs 1-2 elektrone gee of aanvaar,wat hulle met gemak doen.
Die meganisme van vorming van 'n ioniese chemiese binding in 'n molekule word tradisioneel beskou deur die voorbeeld van die interaksie van natrium en chloor te gebruik. Alkalimetaalatome skenk maklik 'n elektron wat deur 'n halogeenatoom getrek word. Die resultaat is die Na+ katioon en die Cl- anioon, wat deur elektrostatiese aantrekking bymekaar gehou word.
Daar is geen ideale ioniese binding nie. Selfs in sulke verbindings, waarna dikwels as ionies verwys word, vind die finale oordrag van elektrone van atoom tot atoom nie plaas nie. Die gevormde elektronpaar bly steeds in algemene gebruik. Daarom praat hulle oor die graad van ionisiteit van 'n kovalente binding.
Ioniese binding word gekenmerk deur twee hoofeienskappe wat met mekaar verband hou:
- nie-rigting, dit wil sê die elektriese veld rondom die ioon het die vorm van 'n sfeer;
- Onversadiging, dit wil sê die aantal teenoorgestelde gelaaide ione wat om enige ioon geplaas kan word, word bepaal deur hul grootte.
Kovalente chemiese binding
Die binding wat gevorm word wanneer die elektronwolke van nie-metaalatome oorvleuel, dit wil sê, uitgevoer word deur 'n gemeenskaplike elektronpaar, word 'n kovalente binding genoem. Die aantal gedeelde pare elektrone bepaal die veelheid van die binding. Waterstofatome word dus deur 'n enkele H··H-binding verbind, en suurstofatome vorm 'n dubbelbinding O::O.
Daar is twee meganismes vir die vorming daarvan:
- Uitruil - elke atoom verteenwoordig een elektron vir die vorming van 'n gemeenskaplike paar: A +B=A: B, terwyl die verbinding eksterne atoomorbitale behels, waarop een elektron geleë is.
- Skenker-akseptor - om 'n binding te vorm, verskaf een van die atome (skenker) 'n paar elektrone, en die tweede (akseptor) - 'n vrye orbitaal vir sy plasing: A +:B=A:B.
Die maniere waarop elektronwolke oorvleuel wanneer 'n kovalente chemiese binding gevorm word, verskil ook.
- Direk. Die wolkoorvleuelingstreek lê op 'n reguit denkbeeldige lyn wat die kerne van die beskoude atome verbind. In hierdie geval word σ-bindings gevorm. Die tipe chemiese binding wat in hierdie geval voorkom, hang af van die tipe elektronwolke wat oorvleueling ondergaan: s-s, s-p, p-p, s-d of p-d σ-bindings. In 'n deeltjie (molekule of ioon) kan slegs een σ-binding tussen twee naburige atome voorkom.
- Syte. Dit word uitgevoer aan beide kante van die lyn wat die kerne van atome verbind. Dit is hoe 'n π-binding gevorm word, en sy variëteite is ook moontlik: p-p, p-d, d-d. Afsonderlik van die σ-binding word die π-binding nooit gevorm nie; dit kan in molekules wees wat veelvuldige (dubbel- en drievoudige) bindings bevat.
Kovalente bindingseienskappe
Hulle bepaal die chemiese en fisiese eienskappe van verbindings. Die hoofeienskappe van enige chemiese binding in stowwe is die rigting, polariteit en polariseerbaarheid daarvan, sowel as versadiging.
Die rigting van die binding bepaal die kenmerke van die molekulêredie struktuur van stowwe en die geometriese vorm van hul molekules. Die kern daarvan lê in die feit dat die beste oorvleueling van elektronwolke moontlik is met 'n sekere oriëntasie in die ruimte. Die opsies vir die vorming van σ- en π-bindings is reeds hierbo oorweeg.
Versadiging word verstaan as die vermoë van atome om 'n sekere aantal chemiese bindings in 'n molekule te vorm. Die aantal kovalente bindings vir elke atoom word beperk deur die aantal buitenste orbitale.
Die polariteit van die binding hang af van die verskil in die elektronegatiwiteitswaardes van die atome. Dit bepaal die eenvormigheid van die verspreiding van elektrone tussen die kerne van atome. 'n Kovalente binding op hierdie basis kan polêr of nie-polêr wees.
- As die gewone elektronpaar gelyk aan elk van die atome behoort en op dieselfde afstand van hul kerne geleë is, dan is die kovalente binding nie-polêr.
- As die gewone paar elektrone na die kern van een van die atome verskuif word, dan word 'n kovalente polêre chemiese binding gevorm.
Polariseerbaarheid word uitgedruk deur die verplasing van bindingselektrone onder die werking van 'n eksterne elektriese veld, wat aan 'n ander deeltjie, naburige bindings in dieselfde molekule kan behoort, of van eksterne bronne van elektromagnetiese velde kan kom. Dus, 'n kovalente binding onder hulle invloed kan sy polariteit verander.
Verstaan onder die verbastering van orbitale die verandering in hul vorms in die implementering van 'n chemiese binding. Dit is nodig om die mees effektiewe oorvleueling te bereik. Daar is die volgende tipes verbastering:
- sp3. Een s- en drie p-orbitale vorm vier"hibriede" orbitale van dieselfde vorm. Uiterlik lyk dit soos 'n tetraëder met 'n hoek tussen die asse van 109 °.
- sp2. Een s- en twee p-orbitale vorm 'n plat driehoek met 'n hoek tussen die asse van 120°.
- sp. Een s- en een p-orbitaal vorm twee "baster" orbitale met 'n hoek tussen hul asse van 180°.
Metaalbinding
'n Kenmerk van die struktuur van metaalatome is 'n taamlik groot radius en die teenwoordigheid van 'n klein aantal elektrone in buitenste orbitale. As gevolg hiervan, in sulke chemiese elemente, is die binding tussen die kern en valenselektrone relatief swak en maklik verbreek.
Metaalbinding is so 'n interaksie tussen metaalatome-ione, wat met behulp van gedelokaliseerde elektrone uitgevoer word.
In metaaldeeltjies kan valenselektrone maklik buitenste orbitale verlaat, asook vakante plekke op hulle beset. Dus, op verskillende tye, kan dieselfde deeltjie 'n atoom en 'n ioon wees. Die elektrone wat van hulle afgeskeur word, beweeg vrylik deur die hele volume van die kristalrooster en voer 'n chemiese binding uit.
Hierdie tipe binding het ooreenkomste met ioniese en kovalente. Sowel as vir ioniese, is ione nodig vir die bestaan van 'n metaalbinding. Maar as vir die implementering van elektrostatiese interaksie in die eerste geval katione en anione nodig is, dan word in die tweede die rol van negatief gelaaide deeltjies deur elektrone gespeel. As ons 'n metaalbinding met 'n kovalente binding vergelyk, benodig die vorming van beide algemene elektrone. Maar inanders as 'n polêre chemiese binding, is hulle nie tussen twee atome gelokaliseer nie, maar behoort aan alle metaaldeeltjies in die kristalrooster.
Metaalbindings is verantwoordelik vir die spesiale eienskappe van byna alle metale:
- plastisiteit, teenwoordig as gevolg van die moontlikheid van verplasing van lae atome in die kristalrooster wat deur elektrongas gehou word;
- metaalglans, wat waargeneem word as gevolg van die weerkaatsing van ligstrale van elektrone (in die poeiertoestand is daar geen kristalrooster nie en dus elektrone wat daarlangs beweeg);
- elektriese geleiding, wat uitgevoer word deur 'n stroom gelaaide deeltjies, en in hierdie geval beweeg klein elektrone vrylik tussen groot metaalione;
- termiese geleiding, waargeneem as gevolg van die vermoë van elektrone om hitte oor te dra.
Waterstofbinding
Hierdie tipe chemiese binding word soms 'n tussenganger tussen kovalente en intermolekulêre interaksie genoem. As 'n waterstofatoom 'n binding het met een van die sterk elektronegatiewe elemente (soos fosfor, suurstof, chloor, stikstof), dan is dit in staat om 'n bykomende binding, genoem waterstof, te vorm.
Dit is baie swakker as al die tipes bindings wat hierbo beskou word (energie is nie meer as 40 kJ/mol nie), maar dit kan nie afgeskeep word nie. Daarom lyk die chemiese waterstofbinding in die diagram soos 'n stippellyn.
Die voorkoms van 'n waterstofbinding is moontlik as gevolg van die skenker-aanvaarder elektrostatiese interaksie op dieselfde tyd. Groot verskil in waardeselektronegatiwiteit lei tot die voorkoms van oortollige elektrondigtheid op die atome O, N, F en ander, asook tot die gebrek daarvan op die waterstofatoom. In die geval dat daar geen bestaande chemiese binding tussen sulke atome is nie, word aantrekkingskragte geaktiveer as hulle naby genoeg is. In hierdie geval is die proton 'n elektronpaar-ontvanger, en die tweede atoom is 'n skenker.
Waterstofbinding kan beide plaasvind tussen naburige molekules, byvoorbeeld water, karboksielsure, alkohole, ammoniak, en binne 'n molekule, byvoorbeeld, salisielsuur.
Die teenwoordigheid van 'n waterstofbinding tussen watermolekules verklaar 'n aantal van sy unieke fisiese eienskappe:
- Die waardes van sy hittekapasiteit, diëlektriese konstante, kook- en smeltpunte, in ooreenstemming met die berekeninge, moet baie minder wees as die werklike, wat verklaar word deur die binding van molekules en die behoefte om te spandeer energie om intermolekulêre waterstofbindings te breek.
- Anders as ander stowwe, wanneer die temperatuur daal, neem die volume water toe. Dit is as gevolg van die feit dat die molekules 'n sekere posisie in die kristalstruktuur van ys inneem en wegbeweeg van mekaar met die lengte van die waterstofbinding.
Hierdie verband speel 'n spesiale rol vir lewende organismes, aangesien die teenwoordigheid daarvan in proteïenmolekules hul spesiale struktuur bepaal, en dus hul eienskappe. Boonop word nukleïensure, wat die DNA-dubbelheliks vorm, ook presies deur waterstofbindings verbind.
Kommunikasie in kristalle
Die oorgrote meerderheid vaste stowwe het 'n kristalrooster - 'n spesialedie onderlinge rangskikking van die deeltjies wat hulle vorm. In hierdie geval word driedimensionele periodisiteit waargeneem, en atome, molekules of ione is by die nodusse geleë, wat deur denkbeeldige lyne verbind is. Afhangende van die aard van hierdie deeltjies en die bindings tussen hulle, word alle kristalstrukture in atoom, molekulêr, ionies en metaal verdeel.
Daar is katione en anione in die nodusse van die ioniese kristalrooster. Boonop word elkeen van hulle omring deur 'n streng gedefinieerde aantal ione met slegs die teenoorgestelde lading. 'n Tipiese voorbeeld is natriumchloried (NaCl). Hulle is geneig om hoë smeltpunte en hardheid te hê, aangesien hulle baie energie benodig om te breek.
Molekules van stowwe wat deur 'n kovalente binding gevorm word, is geleë by die nodusse van die molekulêre kristalrooster (byvoorbeeld, I2). Hulle is met mekaar verbind deur 'n swak Van der Waals-interaksie, en daarom is so 'n struktuur maklik om te vernietig. Sulke verbindings het lae kook- en smeltpunte.
Die atoomkristalrooster word gevorm deur atome van chemiese elemente met hoë valensiewaardes. Hulle word deur sterk kovalente bindings verbind, wat beteken dat die stowwe hoë kookpunte, smeltpunte en hoë hardheid het. 'n Voorbeeld is 'n diamant.
Dus, alle soorte bindings wat in chemikalieë gevind word, het hul eie kenmerke, wat die verwikkeldheid van die interaksie van deeltjies in molekules en stowwe verduidelik. Die eienskappe van die verbindings hang daarvan af. Hulle bepaal alle prosesse wat in die omgewing plaasvind.
