Ämnen för kodifieraren för Unified State Examination: Kovalent kemisk bindning, dess varianter och mekanismer för bildning. Egenskaper för kovalenta bindningar (polaritet och bindningsenergi). Jonbindning. Metallanslutning. Vätebindning

Intramolekylära kemiska bindningar

Låt oss först titta på de bindningar som uppstår mellan partiklar i molekyler. Sådana kopplingar kallas intramolekylärt.

Kemisk bindning mellan atomer kemiska grundämnen har en elektrostatisk natur och bildas pga interaktion av externa (valens) elektroner, i mer eller mindre grad hålls av positivt laddade kärnor bundna atomer.

Nyckelbegreppet här är ELEKTRONNEGATIVITET. Det är hon som bestämmer typen kemisk bindning mellan atomer och egenskaperna hos denna bindning.

är en atoms förmåga att attrahera (hålla) extern(valens) elektroner. Elektronegativitet bestäms av graden av attraktion av yttre elektroner till kärnan och beror främst på atomens radie och kärnans laddning.

Elektronegativitet är svårt att entydigt fastställa. L. Pauling sammanställde en tabell över relativa elektronegativiteter (baserad på bindningsenergierna hos diatomiska molekyler). Det mest elektronegativa elementet är fluor med mening 4 .

Det är viktigt att notera att i olika källor kan du hitta olika skalor och tabeller över elektronegativitetsvärden. Detta bör inte oroa sig, eftersom bildandet av en kemisk bindning spelar en roll atomer, och det är ungefär detsamma i alla system.

Om en av atomerna i den kemiska bindningen A:B drar till sig elektroner starkare, så rör sig elektronparet mot den. Ju mer elektronegativitetsskillnad atomer, desto mer skiftar elektronparet.

Om elektronegativiteten för interagerande atomer är lika eller ungefär lika: EO(A)≈EO(B), då skiftar det gemensamma elektronparet inte till någon av atomerna: A: B. Denna anslutning kallas kovalent opolär.

Om elektronegativiteterna för de interagerande atomerna skiljer sig åt, men inte mycket (skillnaden i elektronegativitet är ungefär från 0,4 till 2: 0,4<ΔЭО<2 ), då förskjuts elektronparet till en av atomerna. Denna anslutning kallas kovalent polär .

Om elektronegativiteten för interagerande atomer skiljer sig signifikant (skillnaden i elektronegativitet är större än 2: ΔEO>2), så överförs en av elektronerna nästan fullständigt till en annan atom, med bildningen joner. Denna anslutning kallas jonisk.

Grundläggande typer av kemiska bindningar − kovalent, jonisk Och metall kommunikation. Låt oss ta en närmare titt på dem.

Kovalent kemisk bindning

Kovalent bindning – det är en kemisk bindning , bildad pga bildning av ett gemensamt elektronpar A:B . Dessutom två atomer överlappning atomära orbitaler. En kovalent bindning bildas genom interaktion mellan atomer med en liten skillnad i elektronegativitet (vanligtvis mellan två icke-metaller) eller atomer av ett element.

Grundläggande egenskaper hos kovalenta bindningar

• fokus,
• mättnad,
• polaritet,
• polariserbarhet.

Dessa bindningsegenskaper påverkar ämnens kemiska och fysikaliska egenskaper.

Kommunikationsriktning kännetecknar ämnens kemiska struktur och form. Vinklarna mellan två bindningar kallas bindningsvinklar. Till exempel, i en vattenmolekyl är bindningsvinkeln H-O-H 104,45 o, därför är vattenmolekylen polär, och i en metanmolekyl är bindningsvinkeln H-C-H 108 o 28′.

Mättnadsförmåga är atomers förmåga att bilda ett begränsat antal kovalenta kemiska bindningar. Antalet bindningar som en atom kan bilda kallas.

Polaritet bindning uppstår på grund av den ojämna fördelningen av elektrondensitet mellan två atomer med olika elektronegativitet. Kovalenta bindningar delas in i polära och opolära.

Polariserbarhet anslutningar är bindningselektroners förmåga att skifta under påverkan av ett yttre elektriskt fält(särskilt det elektriska fältet för en annan partikel). Polariserbarhet beror på elektronrörlighet. Ju längre elektronen är från kärnan, desto mer rörlig är den, och följaktligen är molekylen mer polariserbar.

Kovalent opolär kemisk bindning

Det finns 2 typer av kovalent bindning - POLÄR Och ICKE-POLAR .

Exempel . Låt oss betrakta strukturen för vätemolekylen H2. Varje väteatom i sin yttre energinivå bär 1 oparad elektron. För att visa en atom använder vi Lewis-strukturen - det här är ett diagram över strukturen för en atoms yttre energinivå, när elektroner indikeras med prickar. Lewis punktstrukturmodeller är ganska användbara när man arbetar med element från den andra perioden.

H. + . H = H:H

Således har en vätemolekyl ett delat elektronpar och en kemisk H–H bindning. Detta elektronpar skiftar inte till någon av väteatomerna, eftersom Väteatomer har samma elektronegativitet. Denna anslutning kallas kovalent opolär .

Kovalent opolär (symmetrisk) bindning är en kovalent bindning som bildas av atomer med lika elektronegativitet (vanligtvis samma icke-metaller) och därför med en enhetlig fördelning av elektrontäthet mellan atomernas kärnor.

Dipolmomentet för icke-polära bindningar är 0.

Exempel: H2 (H-H), O2 (O=O), S 8.

Kovalent polär kemisk bindning

Kovalent polär bindning är en kovalent bindning som uppstår mellan atomer med olika elektronegativitet (vanligtvis, olika icke-metaller) och karakteriseras förflyttning delat elektronpar till en mer elektronegativ atom (polarisation).

Elektrondensiteten skiftas till den mer elektronegativa atomen - därför uppträder en partiell negativ laddning (δ-) på den, och en partiell positiv laddning (δ+, delta +) visas på den mindre elektronegativa atomen.

Ju större skillnaden är i atomers elektronegativitet, desto högre polaritet anslutningar och mer dipolmoment . Ytterligare attraktionskrafter verkar mellan närliggande molekyler och laddningar med motsatt tecken, vilket ökar styrka kommunikation.

Bindningspolaritet påverkar föreningars fysikaliska och kemiska egenskaper. Reaktionsmekanismerna och till och med reaktiviteten hos angränsande bindningar beror på bindningens polaritet. Anslutningens polaritet avgör ofta molekylens polaritet och påverkar således direkt sådana fysikaliska egenskaper som kokpunkt och smältpunkt, löslighet i polära lösningsmedel.

Exempel: HCl, CO 2, NH 3.

Mekanismer för kovalent bindning

Kovalenta kemiska bindningar kan uppstå genom två mekanismer:

1. Utbytesmekanism bildandet av en kovalent kemisk bindning är när varje partikel ger en oparad elektron för att bilda ett gemensamt elektronpar:

A . + . B= A:B

2. Bildning av kovalenta bindningar är en mekanism där en av partiklarna tillhandahåller ett ensamt elektronpar och den andra partikeln ger en ledig orbital för detta elektronpar:

A: + B= A:B

I det här fallet ger en av atomerna ett ensamt elektronpar ( givare), och den andra atomen tillhandahåller en ledig orbital för det paret ( acceptor). Som ett resultat av bildandet av båda bindningarna minskar elektronernas energi, d.v.s. detta är fördelaktigt för atomerna.

En kovalent bindning bildad av en donator-acceptormekanism är inte annorlunda i egenskaper från andra kovalenta bindningar som bildas av utbytesmekanismen. Bildandet av en kovalent bindning av donator-acceptormekanismen är typisk för atomer antingen med ett stort antal elektroner på den externa energinivån (elektrondonatorer), eller omvänt med ett mycket litet antal elektroner (elektronacceptorer). Atomers valensförmåga diskuteras mer i detalj i motsvarande avsnitt.

En kovalent bindning bildas av en donator-acceptormekanism:

- i en molekyl kolmonoxid CO(bindningen i molekylen är trippel, 2 bindningar bildas av utbytesmekanismen, en av donator-acceptormekanismen): C≡O;

- V ammoniumjon NH4+, i joner organiska aminer t.ex. i metylammoniumjonen CH3-NH2+;

- V komplexa föreningar, en kemisk bindning mellan den centrala atomen och ligandgrupperna, till exempel i natriumtetrahydroxoaluminat-Na-bindning mellan aluminium- och hydroxidjoner;

- V salpetersyra och dess salter- nitrater: HNO 3, NaNO 3, i vissa andra kväveföreningar;

- i en molekyl ozon O3.

Grundläggande egenskaper hos kovalenta bindningar

Kovalenta bindningar bildas vanligtvis mellan icke-metalliska atomer. De viktigaste egenskaperna hos en kovalent bindning är längd, energi, mångfald och riktning.

Mångfald av kemisk bindning

Mångfald av kemisk bindning - Det här antal delade elektronpar mellan två atomer i en förening. Mångfalden av en bindning kan bestämmas ganska lätt från värdena för atomerna som bildar molekylen.

Till exempel , i vätemolekylen H 2 är bindningsmångfalden 1, eftersom Varje väte har bara en oparad elektron i sin yttre energinivå, därför bildas ett delat elektronpar.

I O 2 syremolekylen är bindningsmångfalden 2, eftersom Varje atom på den yttre energinivån har 2 oparade elektroner: O=O.

I kvävemolekylen N2 är bindningsmångfalden 3, eftersom mellan varje atom finns det 3 oparade elektroner på den yttre energinivån, och atomerna bildar 3 vanliga elektronpar N≡N.

Kovalent bindningslängd

Kemisk bindningslängd är avståndet mellan kärnorna i de atomer som bildar bindningen. Det bestäms av experimentella fysikaliska metoder. Bindningslängden kan uppskattas ungefär med hjälp av additivitetsregeln, enligt vilken bindningslängden i AB-molekylen är ungefär lika med halva summan av bindningslängderna i molekylerna A 2 och B 2:

Längden på en kemisk bindning kan uppskattas grovt med atomradier bildar en bindning, eller genom kommunikationsmångfald, om atomernas radier inte är mycket olika.

När radierna för de atomer som bildar en bindning ökar, kommer bindningslängden att öka.

Till exempel

När mångfalden av bindningar mellan atomer ökar (vars atomradier inte skiljer sig åt eller skiljer sig endast något) kommer bindningslängden att minska.

Till exempel . I serierna: C–C, C=C, C≡C minskar bindningslängden.

Kommunikationsenergi

Ett mått på styrkan hos en kemisk bindning är bindningsenergin. Kommunikationsenergi bestäms av den energi som krävs för att bryta en bindning och ta bort atomerna som bildar den bindningen på ett oändligt stort avstånd från varandra.

En kovalent bindning är mycket hållbara. Dess energi sträcker sig från flera tiotal till flera hundra kJ/mol. Ju högre bindningsenergi desto större bindningsstyrka och vice versa.

Styrkan hos en kemisk bindning beror på bindningslängden, bindningspolariteten och bindningsmångfalden. Ju längre en kemisk bindning, desto lättare är den att bryta, och ju lägre bindningsenergi desto lägre styrka. Ju kortare den kemiska bindningen är, desto starkare är den och desto större bindningsenergi.

Till exempel, i serien av föreningar HF, HCl, HBr från vänster till höger, styrkan hos den kemiska bindningen minskar, därför att Anslutningslängden ökar.

Jonisk kemisk bindning

Jonbindning är en kemisk bindning baserad på elektrostatisk attraktion av joner.

Joner bildas i processen att ta emot eller donera elektroner av atomer. Till exempel håller atomer av alla metaller svagt elektroner från den yttre energinivån. Därför kännetecknas metallatomer av restaurerande egenskaper- förmåga att donera elektroner.

Exempel. Natriumatomen innehåller 1 elektron på energinivå 3. Genom att lätt ge upp den bildar natriumatomen den mycket stabilare Na+-jonen, med elektronkonfigurationen av ädelgasen neon Ne. Natriumjonen innehåller 11 protoner och endast 10 elektroner, så den totala laddningen av jonen är -10+11 = +1:

+11Na) 2) 8) 1-1e = +11 Na +) 2 ) 8

Exempel. En kloratom i sin yttre energinivå innehåller 7 elektroner. För att få konfigurationen av en stabil inert argonatom Ar behöver klor få 1 elektron. Efter tillsats av en elektron bildas en stabil klorjon, bestående av elektroner. Den totala laddningen av jonen är -1:

+17Cl) 2) 8) 7 + le = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Notera:

• Jonernas egenskaper skiljer sig från atomernas egenskaper!
• Stabila joner kan inte bara bildas atomer, men också grupper av atomer. Till exempel: ammoniumjon NH 4 +, sulfatjon SO 4 2-, etc. Kemiska bindningar som bildas av sådana joner anses också vara joniska;
• Jonbindningar bildas vanligtvis mellan varandra metaller Och icke-metaller(icke-metallgrupper);

De resulterande jonerna attraheras på grund av elektrisk attraktion: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Låt oss sammanfatta visuellt skillnad mellan kovalenta och jonbindningstyper:

Metall kemisk bindning

Metallanslutning är ett samband som bildas relativt fria elektroner mellan metalljoner bildar ett kristallgitter.

Metallatomer är vanligtvis belägna på den yttre energinivån en till tre elektroner. Metallatomernas radier är som regel stora - därför ger metallatomer, till skillnad från icke-metaller, upp sina yttre elektroner ganska lätt, d.v.s. är starka reduktionsmedel

Intermolekylära interaktioner

Separat är det värt att överväga de interaktioner som uppstår mellan enskilda molekyler i ett ämne - intermolekylära interaktioner . Intermolekylära interaktioner är en typ av interaktion mellan neutrala atomer där inga nya kovalenta bindningar uppstår. Krafterna för interaktion mellan molekyler upptäcktes av Van der Waals 1869 och uppkallades efter honom Van dar Waals styrkor. Van der Waals styrkor är indelade i orientering, induktion Och spridande . Energin för intermolekylära interaktioner är mycket mindre än energin för kemiska bindningar.

Orienteringskrafter av attraktion uppstår mellan polära molekyler (dipol-dipol-interaktion). Dessa krafter uppstår mellan polära molekyler. Induktiva interaktioner är interaktionen mellan en polär molekyl och en icke-polär. En opolär molekyl är polariserad på grund av verkan av en polär, vilket genererar ytterligare elektrostatisk attraktion.

En speciell typ av intermolekylär interaktion är vätebindningar. - dessa är intermolekylära (eller intramolekylära) kemiska bindningar som uppstår mellan molekyler som har mycket polära kovalenta bindningar - H-F, H-O eller H-N. Om det finns sådana bindningar i en molekyl, kommer det att finnas mellan molekylerna ytterligare attraktiva krafter .

Utbildningsmekanism vätebindning är delvis elektrostatisk och delvis donator-acceptor. I detta fall är elektronpardonatorn en atom av ett starkt elektronegativt element (F, O, N), och acceptorn är väteatomerna kopplade till dessa atomer. Vätebindningar kännetecknas av fokus i rymden och mättnad

Vätebindningar kan indikeras med punkter: H ··· O. Ju större elektronegativiteten hos atomen som är kopplad till väte, och ju mindre storleken är, desto starkare är vätebindningen. Det är typiskt främst för anslutningar fluor med väte , samt till syre och väte , mindre kväve med väte .

Vätebindningar uppstår mellan följande ämnen:

— vätefluorid HF(gas, lösning av vätefluorid i vatten - fluorvätesyra), vatten H 2 O (ånga, is, flytande vatten):

— lösning av ammoniak och organiska aminer- mellan ammoniak och vattenmolekyler;

— organiska föreningar i vilka O-H eller N-H binder: alkoholer, karboxylsyror, aminer, aminosyror, fenoler, anilin och dess derivat, proteiner, lösningar av kolhydrater - monosackarider och disackarider.

Vätebindning påverkar ämnens fysikaliska och kemiska egenskaper. Således gör ytterligare attraktion mellan molekyler det svårt för ämnen att koka. Ämnen med vätebindningar uppvisar en onormal ökning av kokpunkten.

Till exempel Som regel, med ökande molekylvikt, observeras en ökning av ämnens kokpunkt. Dock i ett antal ämnen H2O-H2S-H2Se-H2Te vi observerar ingen linjär förändring i kokpunkter.

Nämligen kl vattnets kokpunkt är onormalt hög - inte mindre än -61 o C, som den räta linjen visar oss, men mycket mer, +100 o C. Denna anomali förklaras av närvaron av vätebindningar mellan vattenmolekyler. Därför, under normala förhållanden (0-20 o C) är vatten flytande efter fastillstånd.

I de övervägda exemplen på bildandet av en kemisk bindning deltog ett elektronpar. Denna anslutning kallas enda. Ibland kallas det vanligt, d.v.s. vanlig. Denna typ av bindning betecknas vanligtvis med en enda linje som förbinder symbolerna för interagerande atomer.

Överlappningen av elektronmoln längs en rät linje som förbinder två kärnor leder till sigma obligationer(o-anslutning). En enkelbindning är i de flesta fall en a-bindning.

Anslutningen som bildas av överlappningen av sidoregionerna av p-elektronmoln kallas pi-bindningar(Jag är anslutning). Dubbel Och trippel- bindningar bildas med deltagande av två respektive tre elektronpar. En dubbelbindning är en a-bindning och en r-bindning, en trippelbindning är en a-bindning och två r-bindningar.

Låt oss diskutera bildningen av bindningar i molekylerna av etan C 2 H 6, etylen C 2 H 4, acetylen C 2 H 2 och bensen C 6 H b.

Vinklar mellan bindningar i en molekyl etan MED. ; N (. nästan exakt lika med varandra (Fig. 1.18, A) och skiljer sig inte från vinklarna mellan C-H-bindningar i en metanmolekyl. Därför kan det antas att de yttre elektronskalen av kolatomer är i ett tillstånd av $p 3 hybridisering. C 2 H 6-molekylen är diamagnetisk och har inget elektriskt dipolmoment. C-C-bindningsenergin är -335 kJ/mol. Alla bindningar i C9H6-molekylen är a-bindningar.

I en molekyl eten Med 2 H 4 är vinklarna mellan bindningarna ungefär 120°. Av detta kan vi dra slutsatsen att $p 2-hybridiseringen av kolatomens yttre elektronorbitaler (Fig. 1.18, b). C-H-bindningar ligger i samma plan i vinklar på cirka 120°. Varje kolatom har en icke-hybrid p-orbital innehållande

Ris. 1.18. Modeller av etanmolekyler ( A Eten (b) och acetylen (c)

trycka på en elektron i taget. Dessa orbitaler är placerade vinkelrätt mot ritningens plan.

Bindningsenergin mellan kolatomer i etenmolekylen C 2 H 4 är lika med -592 kJ/mol. Om kolatomerna var förbundna med samma bindning som i etanmolekylen, då skulle bindningsenergierna i dessa molekyler vara nära.

Bindningsenergin mellan kolatomer i etan är dock 335 kJ/mol, vilket är nästan två gånger mindre än i eten. En sådan signifikant skillnad i bindningsenergierna mellan kolatomer i eten- och etanmolekyler förklaras av den möjliga interaktionen mellan icke-hybrid p-orbitaler, som visas i fig. 1.18 , b avbildad med vågiga linjer. En förbindelse som bildas på detta sätt kallas en I-förbindelse.

I etylenmolekylen C 2 H 4 är fyra C-H-bindningar, som i metanmolekylen CH 4, a-bindningar, och bindningen mellan kolatomer är en a-bindning och en l-bindning, d.v.s. dubbelbindning, och formeln för eten skrivs som H 2 C=CH 2.

Acetylenmolekyl C 2 H 2 linjär (Fig. 1.18, V ), vilket talar för sp-hybridisering. Bindningsenergin mellan kolatomer är -811 kJ/mol, vilket antyder att det finns en a-bindning och två l-bindningar, d.v.s. Detta är en trippelbindning. Formeln för acetylen skrivs som HC=CH.

En av kemins svåra frågor är att fastställa arten av bindningarna mellan kolatomer i s.k. aromatiska föreningar , särskilt i bensenmolekylen C 6 H (.. Bensenmolekylen är platt, vinklarna mellan bindningarna av kolatomerna är lika i

Ris. 1.19.

A - formel modell: 6 - ^-orbitaler av kolatomer och a-bindningar mellan kolatomer och kol- och väteatomer; V- p-bebodd och l-förbindelser mellan

kolatomer

120°, vilket antyder B-hybridisering av kolatomernas yttre orbitaler. Vanligtvis är bensenmolekylen avbildad som visas i ris. 1.19, A.

Det verkar som att i bensen bör bindningen mellan kolatomer vara längre än C=C-dubbelbindningen eftersom den är starkare. Att studera bensenmolekylens struktur visar dock att alla avstånd mellan kolatomerna i bensenringen är desamma.

Denna egenskap hos molekylen förklaras bäst av det faktum att de icke-hybrida p-orbitalerna för alla kolatomer överlappas av "sidodelar" (Fig. 1.19, b), därför är alla kärnavstånd mellan kolatomer lika. I fig. 1,19, V visar a-bindningar mellan kolatomer bildade genom överlappning sp 2 - hybridorbitaler.

Bindningsenergi mellan atomer kol i en bensenmolekyl är C 6 H 6 lika med -505 kJ/mol, och detta tyder på att dessa bindningar är mellanliggande mellan enkel- och dubbelbindningar. Observera att elektronerna i p-orbitalen i bensenmolekylen rör sig längs en stängd sexhörning, och de delokaliseras(hänvisar inte till någon specifik plats).

Multipelbindningar (dubbel- och trippelbindningar).

I många molekyler är atomer förbundna med dubbel- och trippelbindningar:

Möjligheten att bilda flera bindningar beror på de geometriska egenskaperna hos atomära orbitaler. Väteatomen bildar sin enda kemiska bindning med deltagande av en valens 5-orbital, som har en sfärisk form. De återstående atomerna, inklusive även atomer av element i 5-blocket, har valens p-orbitaler som har en rumslig orientering längs koordinataxlarna.

I en vätemolekyl utförs den kemiska bindningen av ett elektronpar, vars moln är koncentrerat mellan atomkärnor. Obligationer av denna typ kallas st-bindningar (a - läs "sigma"). De bildas av den inbördes överlappningen av både 5- och ir-orbitaler (Fig. 6.3).

Ris. 63

Det finns inget utrymme kvar mellan atomerna för ytterligare ett elektronpar. Hur bildas då dubbel- och till och med trippelbindningar? Det är möjligt att överlappa elektronmoln som är orienterade vinkelrätt mot axeln som går genom atomernas centrum (fig. 6.4). Om molekylens axel är i linje med koordinaten x y då är orbitalerna orienterade vinkelrätt mot den plf Och r 2. Parvis överlappning RU Och p 2 orbitaler av två atomer ger kemiska bindningar, vars elektrontäthet är koncentrerad symmetriskt på båda sidor om molekylens axel. De kallas l-anslutningar.

Om atomerna har RU och/eller p 2 orbitaler innehåller oparade elektroner, en eller två n-bindningar bildas. Detta förklarar möjligheten att det finns dubbel- (a + z) och trippelbindningar (a + z + z). Den enklaste molekylen med en dubbelbindning mellan atomer är etenkolvätemolekylen C 2 H 4 . I fig. Figur 6.5 visar molnet av r-bindningar i denna molekyl, och c-bindningarna indikeras schematiskt med streck. Etenmolekylen består av sex atomer. Det slår förmodligen läsare upp att dubbelbindningen mellan atomer representeras i en enklare diatomisk syremolekyl (0 = 0). I verkligheten är den elektroniska strukturen hos syremolekylen mer komplex, och dess struktur kunde endast förklaras utifrån den molekylära orbitala metoden (se nedan). Ett exempel på den enklaste molekylen med en trippelbindning är kväve. I fig. Figur 6.6 visar n-bindningarna i denna molekyl, prickarna visar de ensamma elektronparen av kväve.

Ris. 6.4.

Ris. 6.5.

Ris. 6.6.

När n-bindningar bildas ökar molekylernas styrka. För jämförelse, låt oss ta några exempel.

Med tanke på de givna exemplen kan vi dra följande slutsatser:

• - styrkan (energin) hos bindningen ökar med ökande mångfald av bindningen;
• - med exemplet väte, fluor och etan kan man också vara övertygad om att styrkan hos en kovalent bindning inte bara bestäms av mångfalden utan också av naturen hos de atomer mellan vilka denna bindning uppstod.

Det är välkänt inom organisk kemi att molekyler med flera bindningar är mer reaktiva än så kallade mättade molekyler. Anledningen till detta blir tydlig när man överväger formen på elektronmoln. Elektroniska moln av a-bindningar är koncentrerade mellan atomernas kärnor och är så att säga skyddade (skyddade) av dem från påverkan av andra molekyler. Vid n-koppling är elektronmoln inte avskärmade av atomkärnor och förskjuts lättare när reagerande molekyler närmar sig varandra. Detta underlättar efterföljande omarrangemang och transformation av molekyler. Undantaget bland alla molekyler är kvävemolekylen, som kännetecknas av både mycket hög styrka och extremt låg reaktivitet. Därför kommer kväve att vara huvudkomponenten i atmosfären.

Figur 1. Orbitalradier för grundämnen (ra) och längden på en-elektron kemisk bindning (d)

Den enklaste kemiska bindningen med en elektron skapas av en enda valenselektron. Det visar sig att en elektron kan hålla ihop två positivt laddade joner. I en enelektronbindning kompenseras Coulomb-repulsiva krafter hos positivt laddade partiklar av Coulomb-krafterna för attraktion av dessa partiklar till en negativt laddad elektron. Valenselektronen blir gemensam för molekylens två kärnor.

Exempel på sådana kemiska föreningar är molekylära joner: H 2 +, Li 2 +, Na 2 +, K 2 +, Rb 2 +, Cs 2 +:

Polära kovalenta bindningar förekommer i heteronukleära diatomiska molekyler (Fig. 3). Det bindande elektronparet i en polär kemisk bindning förs närmare atomen med en högre första joniseringspotential.

Avståndet d mellan atomkärnor, som kännetecknar den rumsliga strukturen hos polära molekyler, kan ungefär betraktas som summan av de kovalenta radierna för motsvarande atomer.

Egenskaper hos vissa polära ämnen

Förskjutningen av ett bindande elektronpar till en av kärnorna i en polär molekyl leder till uppkomsten av en elektrisk dipol (elektrodynamik) (Fig. 4).

Avståndet mellan positiva och negativa laddningars tyngdpunkter kallas dipollängden. En molekyls polaritet, liksom polariteten hos en bindning, bedöms av värdet på dipolmomentet μ, som är produkten av dipollängden l och värdet på den elektroniska laddningen:

Flera kovalenta bindningar

Flera kovalenta bindningar representeras av omättade organiska föreningar som innehåller dubbel- och trippelkemiska bindningar. För att beskriva naturen hos omättade föreningar introducerar L. Pauling begreppen sigma- och π-bindningar, hybridisering av atomära orbitaler.

Pauling-hybridisering för två S- och två p-elektroner gjorde det möjligt att förklara riktningsförmågan hos kemiska bindningar, i synnerhet den tetraedriska konfigurationen av metan. För att förklara etens struktur, från fyra ekvivalenta Sp 3-elektroner i kolatomen, måste en p-elektron isoleras för att bilda en ytterligare bindning, som kallas en π-bindning. I detta fall är de tre återstående Sp 2-hybridorbitalerna placerade i planet i en vinkel på 120° och bildar basiska bindningar, till exempel en plan etenmolekyl (Fig. 5).

I Paulings nya teori blev alla bindande elektroner lika och på samma avstånd från linjen som förbinder molekylens kärnor. Paulings teori om den böjda kemiska bindningen tog hänsyn till den statistiska tolkningen av M. Born-vågfunktionen och Coulomb-elektronkorrelationen av elektroner. En fysisk mening har uppstått - naturen hos en kemisk bindning bestäms helt av den elektriska interaktionen mellan kärnor och elektroner. Ju fler bindningselektroner, desto mindre är det interna kärnavståndet och desto starkare är den kemiska bindningen mellan kolatomer.

Tre-center kemisk bindning

Vidareutveckling av idéer om kemiska bindningar gavs av den amerikanske fysikaliska kemisten W. Lipscomb, som utvecklade teorin om tvåelektroners trecentrumbindningar och en topologisk teori som gör det möjligt att förutsäga strukturen hos ytterligare några borhydrider (vätehydrider). ).

Ett elektronpar i en kemisk bindning med tre centrum blir gemensamt för tre atomkärnor. I den enklaste representanten för en kemisk bindning med tre centrum - den molekylära vätejonen H 3 +, håller ett elektronpar tre protoner samman (Fig. 6).

Fig. 7. Diboran

Förekomsten av boraner med sina två-elektroner tre-center bindningar med "överbryggande" väteatomer bröt mot den kanoniska läran om valens. Väteatomen, som tidigare ansågs vara ett standard envärd grundämne, visade sig vara kopplad med identiska bindningar till två boratomer och blev formellt ett tvåvärt grundämne. W. Lipscombs arbete med att dechiffrera strukturen hos boraner utökade förståelsen av kemiska bindningar. Nobelkommittén tilldelade William Nunn Lipscomb kemipriset för 1976 med formuleringen "För hans studier av strukturen hos boraner (borhydriter), klargörande av problemen med kemiska bindningar."

Kemisk bindning på flera platser

Fig. 8. Ferrocenmolekyl

Fig. 9. Dibensen krom

Fig. 10. Uranocen

Alla tio bindningarna (C-Fe) i ferrocenmolekylen är ekvivalenta, värdet på det internukleära Fe-c-avståndet är 2,04 Å. Alla kolatomer i ferrocenmolekylen är strukturellt och kemiskt ekvivalenta, längden på varje C-C-bindning är 1,40 - 1,41 Å (för jämförelse, i bensen är C-C-bindningens längd 1,39 Å). Ett 36-elektronskal visas runt järnatomen.

Dynamik för kemisk bindning

Den kemiska bindningen är ganska dynamisk. Således omvandlas en metallbindning till en kovalent bindning under en fasövergång under metallavdunstning. Övergången av en metall från fast till ångtillstånd kräver utgifter för stora mängder energi.

I par består dessa metaller praktiskt taget av homonukleära diatomiska molekyler och fria atomer. När metallånga kondenserar omvandlas en kovalent bindning till en metallbindning.

Avdunstning av salter med typiska jonbindningar, såsom alkalimetallfluorider, leder till förstörelsen av jonbindningen och bildandet av heteronukleära diatomiska molekyler med en polär kovalent bindning. I detta fall uppstår bildningen av dimera molekyler med överbryggade bindningar.

Egenskaper för kemiska bindningar i molekyler av alkalimetallfluorider och deras dimerer.

Under kondensationen av ångor av alkalimetallfluorider omvandlas den polära kovalenta bindningen till en jonbindning med bildandet av motsvarande saltkristallgitter.

Mekanism för övergång av kovalent till metallisk bindning

Fig. 11. Förhållandet mellan omloppsradien för ett elektronpar r e och längden av en kovalent kemisk bindning d

Fig. 12. Orientering av dipoler av diatomiska molekyler och bildandet av ett förvrängt oktaedriskt fragment av ett kluster under kondensering av alkalimetallångor

Fig. 13. Kroppscentrerat kubiskt arrangemang av kärnor i kristaller av alkalimetaller och en förbindande länk

Dispersiv attraktion (London forces) bestämmer interatomisk interaktion och bildandet av homonukleära diatomiska molekyler från alkalimetallatomer.

Bildandet av en metall-metall kovalent bindning är associerad med deformation av de elektroniska skalen av interagerande atomer - valenselektroner skapar ett bindande elektronpar, vars elektrontäthet är koncentrerad i utrymmet mellan atomkärnorna i den resulterande molekylen. En karakteristisk egenskap hos homonukleära diatomiska molekyler av alkalimetaller är den långa längden av den kovalenta bindningen (3,6-5,8 gånger längre än bindningslängden i vätemolekylen) och den låga energin för dess brott.

Det angivna förhållandet mellan r e och d bestämmer den ojämna fördelningen av elektriska laddningar i molekylen - den negativa elektriska laddningen av bindningselektronparet är koncentrerad i molekylens mellersta del, och de positiva elektriska laddningarna av de två atomkärnorna är koncentrerade vid ändarna av molekylen.

Den ojämna fördelningen av elektriska laddningar skapar förutsättningar för samverkan mellan molekyler på grund av orienteringskrafter (van der Waals-krafter). Molekyler av alkalimetaller tenderar att orientera sig på ett sådant sätt att motsatta elektriska laddningar uppstår i deras närhet. Som ett resultat verkar attraktionskrafter mellan molekyler. Tack vare närvaron av det senare kommer molekylerna av alkalimetaller närmare och dras mer eller mindre stadigt ihop. Samtidigt inträffar viss deformation av var och en av dem under inverkan av närmare poler av angränsande molekyler (fig. 12).

Faktum är att bindningselektronerna i den ursprungliga diatomiska molekylen, som faller in i det elektriska fältet av de fyra positivt laddade atomkärnorna av alkalimetallmolekyler, slits bort från atomens omloppsradie och blir fria.

I detta fall blir det bindande elektronparet vanligt för ett system med sex katjoner. Konstruktionen av metallkristallgittret börjar i klusterstadiet. I kristallgittret av alkalimetaller uttrycks strukturen av anslutningslänken tydligt, med formen av en förvrängd tillplattad oktaeder - en fyrkantig bipyramid, vars höjd och kanterna på basen är lika med värdet på translationsgittret konstant a w (fig. 13).

Värdet på translationsgitterkonstanten a w för en alkalimetallkristall överstiger avsevärt längden på den kovalenta bindningen av en alkalimetallmolekyl, därför är det allmänt accepterat att elektronerna i metallen är i ett fritt tillstånd:

Den matematiska konstruktionen förknippad med egenskaperna hos fria elektroner i en metall identifieras vanligtvis med "Fermi-ytan", som bör betraktas som den geometriska platsen där elektroner finns, vilket ger en metalls huvudsakliga egenskap - att leda elektrisk ström.

När man jämför processen för kondensation av alkalimetallångor med processen för kondensation av gaser, till exempel väte, uppträder en karakteristisk egenskap i metallens egenskaper. Sålunda, om under kondensationen av väte uppträder svaga intermolekylära interaktioner, inträffar under kondensationen av metallånga processer som är karakteristiska för kemiska reaktioner. Själva kondensationen av metallånga sker i flera steg och kan beskrivas med följande process: fri atom → diatomisk molekyl med kovalent bindning → metallkluster → kompaktmetall med metallbindning.

Interaktionen mellan alkalimetallhalogenidmolekyler åtföljs av deras dimerisering. En dimermolekyl kan betraktas som en elektrisk kvadrupol (fig. 15). För närvarande är de huvudsakliga egenskaperna hos dimerer av alkalimetallhalider kända (kemiska bindningslängder och bindningsvinklar mellan bindningar).

Kemisk bindningslängd och bindningsvinklar i dimerer av alkalimetallhalogenider (E 2 X 2) (gasfas).

E 2 X 2	X=F		X=Cl		X=Br		X=I
	dEF, Å		d ECl, Å		d EBr , Å		d EI, Å
Li 2 X 2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
Na 2 X 2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
K 2 X 2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
Cs 2 X 2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

Under kondensationsprocessen ökar effekten av orienteringskrafter, intermolekylär interaktion åtföljs av bildandet av kluster och sedan en fast substans. Alkalimetallhalider bildar kristaller med enkla kubiska och kroppscentrerade kubiska gitter.

Kristallgittertyp och translationsgitterkonstant för alkalimetallhalider.

Under kristallisationsprocessen sker en ytterligare ökning av det interatomära avståndet, vilket leder till avlägsnande av en elektron från omloppsradien för alkalimetallatomen och överföring av en elektron till halogenatomen med bildning av motsvarande joner. Jonernas kraftfält är jämnt fördelade i alla riktningar i rymden. I detta avseende, i alkalimetallkristaller, koordineras kraftfältet för varje jon av mer än en jon med motsatt tecken, vilket är vanligt att kvalitativt representera jonbindningen (Na + Cl -).

I kristaller av joniska föreningar förlorar konceptet med enkla tvåjoniska molekyler som Na + Cl - och Cs + Cl - sin betydelse, eftersom alkalimetalljonen är associerad med sex klorjoner (i en natriumkloridkristall) och med åtta klorjoner (i en cesiumkloridkristall. Alla inre avstånd i kristaller är dock lika långt.

Anteckningar

1. Handbok i oorganisk kemi. Konstanter av oorganiska ämnen. - M.: "Kemi", 1987. - S. 124. - 320 s.
2. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Handbok i oorganisk kemi. Konstanter av oorganiska ämnen. - M.: "Kemi", 1987. - S. 132-136. - 320 s.
3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Hur en kemisk bindning bildas och kemiska reaktioner uppstår. - M.: förlagsgruppen "Granitsa", 2007. - 320 sid. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Nekrasov B.V. Allmän kemikurs. - M.: Goskhimizdat, 1962. - S. 88. - 976 sid.
5. Pauling L. Den kemiska bindningens natur / redigerad av Y.K. Syrkin. - per. från engelska M.E. Dyatkina. - M.-L.: Goskhimizdat, 1947. - 440 sid.
6. Teoretisk organisk kemi / red. R.H. Freidlina. - per. från engelska Yu.G.Bundela. - M.: Förlag. utländsk litteratur, 1963. - 365 sid.
7. Lemenovsky D.A., Levitsky M.M. Russian Chemical Journal (tidskrift för Russian Chemical Society uppkallad efter D.I. Mendeleev). - 2000. - T. XLIV, nummer 6. - S. 63-86.
8. Kemisk encyklopedisk ordbok / kap. ed. I.L. Knunyants. - M.: Sov. uppslagsverk, 1983. - S. 607. - 792 s.
9. Nekrasov B.V. Allmän kemikurs. - M.: Goskhimizdat, 1962. - S. 679. - 976 sid.
10. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Handbok i oorganisk kemi. Konstanter av oorganiska ämnen. - M.: "Kemi", 1987. - S. 155-161. - 320 s.
11. Gillespie R. Molekylernas geometri / trans. från engelska E.Z. Zasorina och V.S. Mastrykova, red. Yu.A Pentina. - M.: "Mir", 1975. - S. 49. - 278 sid.
12. Kemistens handbok. - 2:a uppl., reviderad. och ytterligare - L.-M.: Statens vetenskapliga och tekniska institut för kemisk litteratur, 1962. - T. 1. - P. 402-513. - 1072 s.
13. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Handbok i oorganisk kemi. Konstanter av oorganiska ämnen.. - M.: “Chemistry”, 1987. - S. 132-136. - 320 s.
14. Ziman J. Elektroner i metaller (introduktion till teorin om Fermi-ytor). Framsteg i fysikaliska vetenskaper.. - 1962. - T. 78, nummer 2. - 291 sid.

se även

• Kemisk bindning- artikel från Great Soviet Encyclopedia
• Kemisk bindning- Chemport.ru
• Kemisk bindning- Fysisk uppslagsverk

Kovalent bindning. Flera anslutning. Icke-polär bindning. Polär anslutning.

Valenselektroner. Hybrid (hybridiserad) orbital. Länklängd

Nyckelord.

Egenskaper för kemiska bindningar i bioorganiska föreningar

AROMATICITET

FÖRELÄSNING 1

ANSLUTNA SYSTEM: ACYKLISK OCH CYKLISK.

1. Egenskaper för kemiska bindningar i bioorganiska föreningar. Hybridisering av kolatomorbitaler.

2. Klassificering av konjugatsystem: acykliska och cykliska.

3 Typer av konjugation: π, π och π, р

4. Stabilitetskriterier för kopplade system - "konjugationsenergi"

5. Acykliska (icke-cykliska) konjugatsystem, typer av konjugation. Huvudrepresentanter (alkadiener, omättade karboxylsyror, vitamin A, karoten, lykopen).

6. Cykliska konjugatsystem. Aromatiska kriterier. Hückels regel. Rollen av π-π-, π-ρ-konjugation i bildandet av aromatiska system.

7.Karbocykliska aromatiska föreningar: (bensen, naftalen, antracen, fenantren, fenol, anilin, bensoesyra) - struktur, bildning av ett aromatiskt system.

8. Heterocykliska aromatiska föreningar (pyridin, pyrimidin, pyrrol, purin, imidazol, furan, tiofen) - struktur, egenskaper hos bildandet av det aromatiska systemet. Hybridisering av kväveatomens elektronorbitaler under bildningen av fem- och sexledade heteroaromatiska föreningar.

9. Medicinsk och biologisk betydelse av naturliga föreningar som innehåller konjugerade bindningssystem och aromatiska.

Initial kunskapsnivå för att bemästra ämnet (skolans kemikurs):

Elektroniska konfigurationer av element (kol, syre, kväve, väte, svavel, halogener), begreppet "orbital", hybridisering av orbitaler och rumslig orientering av orbitaler av element från den andra perioden., typer av kemiska bindningar, egenskaper hos bildningen av kovalenta σ- och π-bindningar, förändringar i elements elektronegativitet i period och grupp, klassificering och principer för nomenklatur för organiska föreningar.

Organiska molekyler bildas genom kovalenta bindningar. Kovalenta bindningar uppstår mellan två atomkärnor på grund av ett gemensamt (delat) elektronpar. Denna metod hänvisar till utbytesmekanismen. Opolära och polära bindningar bildas.

Opolära bindningar kännetecknas av en symmetrisk fördelning av elektrondensitet mellan de två atomer som bindningen förbinder.

Polära bindningar kännetecknas av en asymmetrisk (ojämn) fördelning av elektrondensitet; den skiftar mot en mer elektronegativ atom.

Elektronegativitetsserier (sammansatt i fallande ordning)

A) element: F > O > N > C1 > Br > I ~~ S > C > H

B) kolatom: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

Kovalenta bindningar kan vara av två typer: sigma (σ) och pi (π).

I organiska molekyler bildas sigma (σ)-bindningar av elektroner belägna i hybrid (hybridiserade) orbitaler; elektrontätheten är belägen mellan atomer på den konventionella linjen för deras bindning.

π-bindningar (pi-bindningar) uppstår när två ohybridiserade p-orbitaler överlappar varandra. Deras huvudaxlar är placerade parallellt med varandra och vinkelräta mot σ-bindningslinjen. Kombinationen av σ- och π-bindningar kallas en dubbel (multipel)bindning och består av två elektronpar. En trippelbindning består av tre elektronpar - en σ - och två π - bindningar (extremt sällsynt i bioorganiska föreningar).

σ -Bindningar är involverade i bildandet av en molekyls skelett; de är de viktigaste, och π -bindningar kan betraktas som ytterligare, men ger molekyler speciella kemiska egenskaper.

1.2. Hybridisering av 6C-kolatomens orbitaler

Elektronisk konfiguration av kolatomens oexciterade tillstånd

uttrycks av elektronfördelningen 1s 2 2s 2 2p 2.

Men i bioorganiska föreningar, som faktiskt i de flesta oorganiska ämnen, har kolatomen en valens på fyra.

En övergång av en av 2s-elektronerna till en fri 2p-orbital sker. Exciterade tillstånd av kolatomen uppstår, vilket skapar möjligheten för bildandet av tre hybridtillstånd, betecknade som C sp 3, C sp 2, C sp.

En hybridorbital har egenskaper som skiljer sig från de "rena" s, p, d orbitaler och är en "blandning" av två eller flera typer av ohybridiserade orbitaler.

Hybridorbitaler är karakteristiska för atomer endast i molekyler.

Begreppet hybridisering introducerades 1931 av L. Pauling, en nobelpristagare.

Låt oss överväga platsen för hybridorbitaler i rymden.

C s p 3 --- -- -- ---

I det exciterade tillståndet bildas 4 ekvivalenta hybridorbitaler. Placeringen av bindningarna motsvarar riktningen för de centrala vinklarna för en vanlig tetraeder; vinkeln mellan två bindningar är 109 0 28, .

I alkaner och deras derivat (alkoholer, haloalkaner, aminer) är alla kol-, syre- och kväveatomer i samma sp 3 hybridtillstånd. Kolatomen bildar fyra, kväveatomen tre, syreatomen två kovalenta σ - anslutningar. Runt dessa bindningar är fri rotation av molekylens delar i förhållande till varandra möjlig.

I det exciterade tillståndet sp 2 uppstår tre ekvivalenta hybridorbitaler, elektronerna som finns på dem bildar tre σ - bindningar som ligger i samma plan, vinkeln mellan bindningarna är 120 0. De ohybridiserade 2p-orbitalerna av två angränsande atomer bildas π -förbindelse. Den är placerad vinkelrätt mot planet där de är belägna σ - anslutningar. Samspelet mellan p-elektroner kallas i detta fall "lateral överlappning". En multipelbindning tillåter inte fri rotation av delar av molekylen runt sig själv. Den fasta positionen för molekylens delar åtföljs av bildandet av två geometriska plana isomera former, som kallas: cis (cis) - och trans (trans) - isomerer. (cis- lat- på ena sidan, trans- lat- genom).

π -förbindelse

Atomer kopplade med en dubbelbindning är i ett tillstånd av sp 2 hybridisering och

närvarande i alkener, aromatiska föreningar, bildar en karbonylgrupp

>C=O, azometingrupp (iminogrupp) -CH=N-

Med sp 2 --- ----

Strukturformeln för en organisk förening avbildas med Lewis-strukturer (varje elektronpar mellan atomer ersätts med ett streck)

C 2 H 6 CH 3 - CH 3 H H

1.3. Polarisering av kovalenta bindningar

En kovalent polär bindning kännetecknas av en ojämn fördelning av elektrontätheten. För att indikera riktningen för elektrondensitetsförskjutningen används två konventionella bilder.

Polär σ – bindning. Elektrondensitetsförskjutningen indikeras med en pil längs bindningslinjen. Änden av pilen är riktad mot den mer elektronegativa atomen. Uppkomsten av partiella positiva och negativa laddningar indikeras med hjälp av bokstaven "b" "delta" med det önskade laddningstecknet.

b + b- b+ b + b- b + b-

CH3 -> O<- Н СН 3 - >C1 CH3 -> NH2

metanol klormetan aminometan (metylamin)

Polär π-bindning. Elektrondensitetsförskjutningen indikeras av en halvcirkelformad (böjd) pil ovanför pi-bindningen, också riktad mot den mer elektronegativa atomen. ()

b + b- b+ b-

H2C = OCH3 - C === O

metanal |

CH3-propanon -2

1. Bestäm typen av hybridisering av kol-, syre-, kväveatomer i föreningarna A, B, C. Namnge föreningarna med hjälp av reglerna i IUPAC-nomenklaturen.

A. CH 3 -CH 2 - CH 2 -OH B. CH 2 = CH - CH 2 - CH=O

B. CH 3 - N H- C 2 H 5

2. Gör noteringar som karakteriserar polarisationsriktningen för alla angivna bindningar i föreningar (A - D)

A. CH 3 – Br B. C 2 H 5 – O- N C. CH 3 -NH- C 2 H 5