Variante 1

1. Wählen Sie chemische Elemente-Metalle aus und schreiben Sie ihre Symbole auf: Phosphor, Calcium, Bor, Lithium, Magnesium, Stickstoff.

2. Bestimme das chemische Element mit der elektronischen Schaltung des Atoms

3. Bestimmen Sie die Art der Bindung in Substanzen: Natriumchlorid NaCl, Wasserstoff H₂, Chlorwasserstoff HCl.

4. Zeichnen Sie ein Bindungsbildungsschema für einen der in Aufgabe 3 angegebenen Stoffe.

Option 2

1. Wählen Sie nichtmetallische chemische Elemente aus und notieren Sie ihre Symbole: Natrium, Wasserstoff, Schwefel, Sauerstoff, Aluminium, Kohlenstoff.

2. Schreiben Sie das Schema der elektronischen Struktur des Kohlenstoffatoms auf.

3. Art der Bindung in Stoffen bestimmen: Natriumfluorid NaF, Chlor Cl₂, Fluorwasserstoff HF.

4. Zeichnen Sie ein Bindungsschema für zwei der 3 in der Aufgabe angegebenen Substanzen.

Möglichkeit 3

1. Ordnen Sie die Zeichen der chemischen Elemente: Br, F, I, Cl in der Reihenfolge zunehmender nichtmetallischer Eigenschaften. Erklären Sie die Antwort.

2. Vervollständigen Sie das Diagramm der elektronischen Struktur des Atoms
Bestimmen Sie das chemische Element, die Anzahl der Protonen und Neutronen im Kern seines Atoms.

3. Bestimmen Sie die Arten chemischer Bindungen und schreiben Sie die Bildungsschemata für Substanzen auf: Magnesiumchlorid MgCl₂, Fluor F₂, Schwefelwasserstoff H₂S.

Möglichkeit 4

1. Ordnen Sie die Zeichen der chemischen Elemente: Li, K, Na, Mg in der Reihenfolge zunehmender metallischer Eigenschaften. Erklären Sie die Antwort.

2. Nach dem elektronischen Schema des Atoms bestimmen das chemische Element, die Anzahl der Protonen und Neutronen in seinem Kern.

3. Bestimmen Sie die Art der chemischen Bindung und schreiben Sie die Schemata ihrer Bildung für Substanzen auf: Calciumchlorid CaCl₂, Stickstoff N₂, Wasser H₂O.

Die äußeren Hüllen aller Elemente, mit Ausnahme der Edelgase, sind UNVOLLSTÄNDIG und werden im Prozess der chemischen Wechselwirkung VOLLSTÄNDIG.

Durch die Elektronen der äußeren Elektronenhüllen entsteht eine chemische Bindung, die jedoch auf unterschiedliche Weise erfolgt.

Es gibt drei Haupttypen von chemischen Bindungen:

Kovalente Bindung und ihre Varianten: polare und unpolare kovalente Bindung;

Ionenverbindung;

Metallverbindung.

Ionenverbindung

Eine ionische chemische Bindung ist eine Bindung, die durch die elektrostatische Anziehung von Kationen zu Anionen gebildet wird.

Eine ionische Bindung tritt zwischen Atomen auf, die sich in ihren Elektronegativitätswerten stark voneinander unterscheiden, so dass das Elektronenpaar, das die Bindung bildet, stark zu einem der Atome verschoben wird, so dass es als zum Atom dieses Elements gehörig betrachtet werden kann.

Elektronegativität ist die Fähigkeit von Atomen chemischer Elemente, eigene und fremde Elektronen anzuziehen.

Die Natur der Ionenbindung, die Struktur und Eigenschaften ionischer Verbindungen werden vom Standpunkt der elektrostatischen Theorie chemischer Bindungen erklärt.

Kationenbildung: M 0 - n e - \u003d M n +

Anionenbildung: HeM 0 + n e - \u003d HeM n-

Zum Beispiel: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

Bei der Verbrennung von metallischem Natrium in Chlor entstehen durch eine Redoxreaktion Kationen des stark elektropositiven Elements Natrium und Anionen des stark elektronegativen Elements Chlor.

Fazit: Es entsteht eine ionische chemische Bindung zwischen Metall- und Nichtmetallatomen, die sich in ihrer Elektronegativität stark unterscheiden.

Zum Beispiel: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2 usw.

Kovalente unpolare und polare Bindungen

Eine kovalente Bindung ist die Bindung von Atomen mit Hilfe gemeinsamer (zwischen ihnen geteilter) Elektronenpaare.

Kovalente unpolare Bindung

Betrachten wir die Entstehung einer kovalenten unpolaren Bindung am Beispiel der Bildung eines Wasserstoffmoleküls aus zwei Wasserstoffatomen. Dieser Vorgang ist bereits eine typische chemische Reaktion, denn aus einem Stoff (atomarer Wasserstoff) entsteht ein anderer – molekularer Wasserstoff. Ein äußeres Zeichen für die energetische "Rentabilität" dieses Prozesses ist die Freisetzung einer großen Wärmemenge.

Die Elektronenhüllen von Wasserstoffatomen (mit einem s-Elektron für jedes Atom) verschmelzen zu einer gemeinsamen Elektronenwolke (Molekülorbital), wobei beide Elektronen den Kernen „dienen“, unabhängig davon, ob dieser Kern „eigener“ oder „fremder“ ist. Die neue Elektronenhülle ähnelt der fertigen Elektronenhülle des Edelgases Helium aus zwei Elektronen: 1s 2 .

In der Praxis werden einfachere Methoden verwendet. Beispielsweise schlug der amerikanische Chemiker J. Lewis 1916 vor, Elektronen mit Punkten neben den Symbolen der Elemente zu kennzeichnen. Ein Punkt repräsentiert ein Elektron. In diesem Fall wird die Bildung eines Wasserstoffmoleküls aus Atomen wie folgt geschrieben:

Betrachten Sie die Bindung zweier Chloratome 17 Cl (Kernladung Z = 17) in ein zweiatomiges Molekül vom Standpunkt der Struktur der Elektronenhüllen von Chlor.

Das äußere Elektronenniveau von Chlor enthält s 2 + p 5 = 7 Elektronen. Da die Elektronen der unteren Ebenen nicht an der chemischen Wechselwirkung teilnehmen, bezeichnen wir mit Punkten nur die Elektronen der äußeren dritten Ebene. Diese äußeren Elektronen (7 Stück) können in Form von drei Elektronenpaaren und einem ungepaarten Elektron angeordnet sein.

Nachdem sich ungepaarte Elektronen zweier Atome zu einem Molekül verbinden, entsteht ein neues Elektronenpaar:

In diesem Fall ist jedes der Chloratome von OCTETA-Elektronen umgeben. Dies ist leicht zu erkennen, wenn Sie eines der Chloratome einkreisen.

Eine kovalente Bindung wird nur durch ein Elektronenpaar gebildet, das sich zwischen Atomen befindet. Es wird als geteiltes Paar bezeichnet. Die verbleibenden Elektronenpaare werden freie Elektronenpaare genannt. Sie füllen die Schalen und nehmen nicht an der Bindung teil.

Atome bilden chemische Bindungen als Ergebnis der Sozialisierung einer solchen Anzahl von Elektronen, dass sie eine elektronische Konfiguration annehmen, die der vollständigen elektronischen Konfiguration von Atomen edler Elemente ähnelt.

Nach der Lewis-Theorie und der Oktettregel kann die Verbindung zwischen Atomen nicht unbedingt durch ein, sondern auch durch zwei oder sogar drei geteilte Paare erfolgen, wenn die Oktettregel es erfordert. Solche Bindungen nennt man Doppel- und Dreifachbindungen.

Zum Beispiel kann Sauerstoff nur dann ein zweiatomiges Molekül mit einem Oktett von Elektronen für jedes Atom bilden, wenn zwei gemeinsame Paare zwischen den Atomen platziert werden:

Stickstoffatome (2s 2 2p 3 auf der letzten Schale) binden sich ebenfalls an ein zweiatomiges Molekül, aber um ein Oktett von Elektronen zu organisieren, müssen sie drei geteilte Paare untereinander anordnen:

Schlussfolgerung: Eine kovalente unpolare Bindung tritt zwischen Atomen mit derselben Elektronegativität auf, dh zwischen Atomen eines chemischen Elements - eines Nichtmetalls.

Zum Beispiel: in H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2-Molekülen - eine kovalente unpolare Bindung.

kovalente Bindung

Eine polare kovalente Bindung nimmt eine Zwischenstellung zwischen einer rein kovalenten Bindung und einer ionischen Bindung ein. Genau wie Ionen kann es nur zwischen zwei Atomen unterschiedlicher Art entstehen.

Betrachten Sie als Beispiel die Bildung von Wasser bei der Reaktion zwischen Wasserstoff- (Z = 1) und Sauerstoffatomen (Z = 8). Dazu ist es zweckmäßig, zunächst die elektronischen Formeln für die äußeren Hüllen von Wasserstoff (1s 1) und Sauerstoff (...2s 2 2p 4) aufzuschreiben.

Es stellt sich heraus, dass dazu genau zwei Wasserstoffatome pro Sauerstoffatom genommen werden müssen. Die Akzeptoreigenschaften des Sauerstoffatoms sind jedoch naturgemäß höher als die des Wasserstoffatoms (die Gründe dafür werden später diskutiert). Daher sind die Bindungselektronenpaare in der Lewis-Formel für Wasser leicht zum Kern des Sauerstoffatoms verschoben. Die Bindung im Wassermolekül ist polar kovalent, und an den Atomen treten partielle positive und negative Ladungen auf.

Schlussfolgerung: Eine kovalente polare Bindung tritt zwischen Atomen mit unterschiedlicher Elektronegativität auf, dh zwischen Atomen verschiedener chemischer Elemente - Nichtmetalle.

Zum Beispiel: in HCl-, H 2 S-, NH 3-, P 2 O 5-, CH 4-Molekülen - eine kovalente polare Bindung.

Strukturformeln

Gegenwärtig ist es üblich, Elektronenpaare (d. h. chemische Bindungen) zwischen Atomen mit Strichen darzustellen, wobei jeder Strich ein geteiltes Elektronenpaar darstellt. In diesem Fall sehen die uns bereits bekannten Moleküle so aus:

Formeln mit Bindestrichen zwischen Atomen werden Strukturformeln genannt. Häufiger werden in Strukturformeln freie Elektronenpaare nicht dargestellt.

Strukturformeln eignen sich sehr gut zur Darstellung von Molekülen: Sie zeigen deutlich, wie die Atome in welcher Reihenfolge durch welche Bindungen miteinander verbunden sind.

Ein bindendes Elektronenpaar in Lewis-Formeln ist dasselbe wie ein einzelner Strich in Strukturformeln.

Doppel- und Dreifachbindungen haben einen gemeinsamen Namen - Mehrfachbindungen. Das Stickstoffmolekül soll auch eine Bindungsordnung von drei haben. In einem Sauerstoffmolekül ist die Bindungsordnung zwei. Die Bindungsordnung in Wasserstoff- und Chlormolekülen ist gleich. Wasserstoff und Chlor haben keine mehrfache, sondern eine einfache Bindung mehr.

Die Bindungsordnung ist die Anzahl gemeinsam genutzter Paare zwischen zwei gebundenen Atomen. Die Kommunikationsreihenfolge über drei tritt nicht auf.

Es gibt keine einheitliche Theorie der chemischen Bindung; chemische Bindungen werden bedingt in kovalente (universelle Bindungsart), ionische (ein Sonderfall der kovalenten Bindung), metallische und Wasserstoff unterteilt.

kovalente Bindung

Die Bildung einer kovalenten Bindung ist durch drei Mechanismen möglich: Austausch, Donor-Akzeptor und Dativ (Lewis).

Entsprechend Austauschmechanismus Die Bildung einer kovalenten Bindung erfolgt aufgrund der Vergesellschaftung gemeinsamer Elektronenpaare. In diesem Fall neigt jedes Atom dazu, eine Edelgashülle anzunehmen, d.h. erhalten Sie die abgeschlossene äußere Energieebene. Die Bildung einer chemischen Bindung vom Austauschtyp wird mithilfe von Lewis-Formeln dargestellt, in denen jedes Valenzelektron eines Atoms durch Punkte dargestellt wird (Abb. 1).

Reis. 1 Bildung einer kovalenten Bindung im HCl-Molekül durch den Austauschmechanismus

Mit der Entwicklung der Atomstrukturtheorie und der Quantenmechanik wird die Bildung einer kovalenten Bindung als Überlappung elektronischer Orbitale dargestellt (Abb. 2).

Reis. 2. Bildung einer kovalenten Bindung durch Überlappung von Elektronenwolken

Je größer die Überlappung der Atomorbitale, desto stärker die Bindung, desto kürzer die Bindungslänge und desto größer ihre Energie. Eine kovalente Bindung kann durch Überlappung verschiedener Orbitale gebildet werden. Als Ergebnis der Überlappung von s-s-, s-p-Orbitalen sowie d-d-, p-p-, d-p-Orbitalen durch die Nebenkeulen wird eine Bindung gebildet. Senkrecht zur Linie, die die Kerne von 2 Atomen verbindet, wird eine Bindung gebildet. Eine - und eine - Bindung können eine mehrfache (doppelte) kovalente Bindung bilden, die für organische Substanzen der Klasse der Alkene, Alkadiene usw. charakteristisch ist. Eine - und zwei - Bindungen bilden eine mehrfache (dreifache) kovalente Bindung, die für organische Substanzen charakteristisch ist Stoffe aus der Klasse der Alkine (Acetylene).

Die Bildung einer kovalenten Bindung Donor-Akzeptor-Mechanismus Betrachten Sie das Beispiel des Ammoniumkations:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Das Stickstoffatom hat ein freies einsames Elektronenpaar (Elektronen, die nicht an der Bildung chemischer Bindungen innerhalb des Moleküls beteiligt sind), und das Wasserstoffkation hat ein freies Orbital, sodass sie jeweils ein Elektronendonor und -akzeptor sind.

Betrachten wir den Dativmechanismus der Bildung einer kovalenten Bindung am Beispiel eines Chlormoleküls.

17 Kl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Das Chloratom hat sowohl ein freies Elektronenpaar als auch freie Orbitale, daher kann es die Eigenschaften sowohl eines Donors als auch eines Akzeptors aufweisen. Daher fungiert bei der Bildung eines Chlormoleküls ein Chloratom als Donor und das andere als Akzeptor.

Hauptsächlich kovalente Bindungseigenschaften sind: Sättigung (gesättigte Bindungen werden gebildet, wenn ein Atom so viele Elektronen an sich bindet, wie es seine Valenzfähigkeiten zulassen; ungesättigte Bindungen werden gebildet, wenn die Anzahl der gebundenen Elektronen geringer ist als die Valenzfähigkeiten des Atoms); Richtwirkung (dieser Wert ist mit der Geometrie des Moleküls und dem Konzept des "Valenzwinkels" - dem Winkel zwischen Bindungen) verbunden).

Ionenverbindung

Es gibt keine Verbindungen mit einer reinen ionischen Bindung, obwohl darunter ein solcher chemisch gebundener Zustand von Atomen verstanden wird, in dem mit dem vollständigen Übergang der Gesamtelektronendichte zu einem Atom eines elektronegativeren Elements eine stabile elektronische Umgebung des Atoms geschaffen wird . Ionenbindung ist nur zwischen Atomen elektronegativer und elektropositiver Elemente möglich, die sich im Zustand entgegengesetzt geladener Ionen befinden - Kationen und Anionen.

DEFINITION

Ion sogenannte elektrisch geladene Teilchen, die durch Ablösen oder Anlagern eines Elektrons an ein Atom entstehen.

Bei der Übertragung eines Elektrons neigen die Atome von Metallen und Nichtmetallen dazu, eine stabile Konfiguration der Elektronenhülle um ihren Kern zu bilden. Ein Nichtmetallatom bildet um seinen Kern eine Hülle aus dem späteren Inertgas, ein Metallatom eine Hülle aus dem vorherigen Inertgas (Abb. 3).

Reis. 3. Bildung einer ionischen Bindung am Beispiel eines Natriumchlorid-Moleküls

Moleküle, in denen eine ionische Bindung in reiner Form besteht, befinden sich im Dampfzustand einer Substanz. Die ionische Bindung ist sehr stark, in diesem Zusammenhang haben Substanzen mit dieser Bindung einen hohen Schmelzpunkt. Im Gegensatz zu kovalenten Bindungen sind Ionenbindungen nicht durch Richtwirkung und Sättigung gekennzeichnet, da das von Ionen erzeugte elektrische Feld aufgrund der Kugelsymmetrie auf alle Ionen gleichermaßen wirkt.

Metallbindung

Eine metallische Bindung wird nur in Metallen realisiert - dies ist eine Wechselwirkung, die Metallatome in einem einzigen Gitter hält. An der Bindungsbildung sind nur die Valenzelektronen der Metallatome beteiligt, die zu seinem gesamten Volumen gehören. In Metallen lösen sich ständig Elektronen von Atomen, die sich durch die Masse des Metalls bewegen. Metallatome ohne Elektronen verwandeln sich in positiv geladene Ionen, die dazu neigen, sich bewegende Elektronen zu sich zu nehmen. Dieser kontinuierliche Prozess bildet im Inneren des Metalls das sogenannte „Elektronengas“, das alle Metallatome fest miteinander verbindet (Abb. 4).

Die metallische Bindung ist stark, daher sind Metalle durch einen hohen Schmelzpunkt gekennzeichnet, und das Vorhandensein von "Elektronengas" verleiht Metallen Formbarkeit und Duktilität.

Wasserstoffverbindung

Eine Wasserstoffbrücke ist eine spezifische intermolekulare Wechselwirkung, weil sein Vorkommen und seine Stärke hängen von der chemischen Natur des Stoffes ab. Es entsteht zwischen Molekülen, in denen ein Wasserstoffatom an ein Atom mit hoher Elektronegativität (O, N, S) gebunden ist. Das Auftreten einer Wasserstoffbrücke hängt von zwei Gründen ab, erstens hat das Wasserstoffatom, das mit einem elektronegativen Atom assoziiert ist, keine Elektronen und kann leicht in die Elektronenwolken anderer Atome eingeführt werden, und zweitens hat der Wasserstoff ein s-Valenzorbital Atom ist in der Lage, ein einsames Elektronenpaar eines elektronegativen Atoms aufzunehmen und mit ihm durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus eine Bindung einzugehen.

chemische Bindung

Alle Wechselwirkungen, die zur Assoziation chemischer Teilchen (Atome, Moleküle, Ionen usw.) zu Stoffen führen, werden in chemische Bindungen und zwischenmolekulare Bindungen (zwischenmolekulare Wechselwirkungen) unterteilt.

chemische Bindungen- Bindungen direkt zwischen Atomen. Es gibt ionische, kovalente und metallische Bindungen.

Intermolekulare Bindungen- Bindungen zwischen Molekülen. Dies sind eine Wasserstoffbindung, eine Ionen-Dipol-Bindung (durch die Bildung dieser Bindung kommt es beispielsweise zur Bildung einer Hydrathülle von Ionen), eine Dipol-Dipol-Bindung (durch die Bildung dieser Bindung werden Moleküle von polare Substanzen werden beispielsweise in flüssigem Aceton kombiniert) usw.

Ionenverbindung- eine chemische Bindung, die durch die elektrostatische Anziehung von entgegengesetzt geladenen Ionen entsteht. In binären Verbindungen (Verbindungen aus zwei Elementen) entsteht es, wenn die Größe der zu verbindenden Atome stark voneinander abweicht: Manche Atome sind groß, andere klein – das heißt, manche Atome geben leicht Elektronen ab, andere eher dazu akzeptiere sie (normalerweise sind dies Atome von Elementen, die typische Metalle bilden, und Atome von Elementen, die typische Nichtmetalle bilden); auch die Elektronegativität solcher Atome ist sehr unterschiedlich.
Die Ionenbindung ist ungerichtet und nicht sättigbar.

kovalente Bindung- eine chemische Bindung, die durch die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaars entsteht. Zwischen kleinen Atomen mit gleichen oder engen Radien wird eine kovalente Bindung gebildet. Eine notwendige Bedingung ist das Vorhandensein ungepaarter Elektronen in beiden gebundenen Atomen (Austauschmechanismus) oder ein ungeteiltes Paar in einem Atom und ein freies Orbital in einem anderen (Donor-Akzeptor-Mechanismus):

a)	H + H H:H	H-H	H2	(ein gemeinsames Elektronenpaar; H ist einwertig);
b)		NN	N2	(drei gemeinsame Elektronenpaare; N ist dreiwertig);
in)		H-F	HF	(ein gemeinsames Elektronenpaar; H und F sind einwertig);
G)			NH4+	(vier gemeinsame Elektronenpaare; N ist vierwertig)

Entsprechend der Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare werden kovalente Bindungen eingeteilt
• einfach (einzeln)- ein Elektronenpaar
• doppelt- zwei Elektronenpaare
• verdreifachen- drei Elektronenpaare.

Doppel- und Dreifachbindungen werden Mehrfachbindungen genannt.

Gemäß der Verteilung der Elektronendichte zwischen den gebundenen Atomen wird die kovalente Bindung unterteilt in unpolar und Polar-. Eine unpolare Bindung wird zwischen identischen Atomen gebildet, eine polare Bindung wird zwischen verschiedenen Atomen gebildet.

Elektronegativität- ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms in einer Substanz, gemeinsame Elektronenpaare anzuziehen.
Die Elektronenpaare polarer Bindungen sind in Richtung elektronegativerer Elemente vorgespannt. Die eigentliche Verschiebung von Elektronenpaaren wird als Bindungspolarisation bezeichnet. Die bei der Polarisation entstehenden Teilladungen (Überschussladungen) werden mit + und - bezeichnet, zum Beispiel: .

Entsprechend der Art der Überlagerung von Elektronenwolken ("Orbitalen") wird die kovalente Bindung in -Bindung und -Bindung unterteilt.
- Bindung entsteht durch direkte Überlappung von Elektronenwolken (entlang der geraden Linie, die die Atomkerne verbindet), - Bindung - durch seitliche Überlappung (auf beiden Seiten der Ebene, in der die Atomkerne liegen).

Eine kovalente Bindung ist gerichtet und sättigbar sowie polarisierbar.
Um die gegenseitige Richtung kovalenter Bindungen zu erklären und vorherzusagen, wird ein Hybridisierungsmodell verwendet.

Hybridisierung von Atomorbitalen und Elektronenwolken- die angebliche Ausrichtung von Atomorbitalen in Energie und Elektronenwolken in Form während der Bildung kovalenter Bindungen durch ein Atom.
Die drei häufigsten Arten der Hybridisierung sind: sp-, sp 2 und sp 3 - Hybridisierung. Zum Beispiel:
sp-Hybridisierung - in C 2 H 2-, BeH 2-, CO 2 -Molekülen (lineare Struktur);
sp 2-Hybridisierung - in C 2 H 4-, C 6 H 6-, BF 3-Molekülen (flache dreieckige Form);
sp 3-Hybridisierung - in CCl 4-, SiH 4-, CH 4 -Molekülen (tetraedrische Form); NH 3 (Pyramidenform); H 2 O (Eckform).

Metallverbindung- eine chemische Bindung, die durch die Vergesellschaftung von Valenzelektronen aller gebundenen Atome eines Metallkristalls entsteht. Dadurch bildet sich eine einzelne Elektronenwolke des Kristalls, die sich unter Einwirkung elektrischer Spannung leicht verschieben lässt – daher die hohe elektrische Leitfähigkeit von Metallen.
Eine metallische Bindung wird gebildet, wenn die gebundenen Atome groß sind und daher dazu neigen, Elektronen abzugeben. Einfache Substanzen mit metallischer Bindung - Metalle (Na, Ba, Al, Cu, Au usw.), komplexe Substanzen - intermetallische Verbindungen (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 usw.).
Die metallische Bindung hat keine Sättigungsrichtung. Es wird auch in Metallschmelzen konserviert.

Wasserstoffverbindung- eine intermolekulare Bindung, die durch die teilweise Aufnahme eines Elektronenpaares eines stark elektronegativen Atoms durch ein Wasserstoffatom mit einer großen positiven Teilladung entsteht. Es entsteht, wenn sich in einem Molekül ein Atom mit einem freien Elektronenpaar und hoher Elektronegativität (F, O, N) und im anderen ein Wasserstoffatom befindet, das durch eine stark polare Bindung mit einem dieser Atome verbunden ist. Beispiele für intermolekulare Wasserstoffbrückenbindungen:

H—O—H··· OH 2 , H—O–H··· NH 3 , H–O–H··· F–H, H–F··· H–F.

In den Molekülen von Polypeptiden, Nukleinsäuren, Proteinen usw. existieren intramolekulare Wasserstoffbrückenbindungen.

Ein Maß für die Stärke einer Bindung ist die Bindungsenergie.
Bindungsenergie ist die Energie, die erforderlich ist, um eine bestimmte chemische Bindung in 1 Mol einer Substanz zu brechen. Die Maßeinheit ist 1 kJ/mol.

Die Energien der ionischen und kovalenten Bindungen liegen in der gleichen Größenordnung, die Energie der Wasserstoffbrückenbindung ist um eine Größenordnung geringer.

Die Energie einer kovalenten Bindung hängt von der Größe der gebundenen Atome (Bindungslänge) und von der Multiplizität der Bindung ab. Je kleiner die Atome und je größer die Multiplizität der Bindung, desto größer ist ihre Energie.

Die Ionenbindungsenergie hängt von der Größe der Ionen und ihrer Ladung ab. Je kleiner die Ionen und je größer ihre Ladung, desto größer die Bindungsenergie.

Die Struktur der Materie

Je nach Art der Struktur werden alle Substanzen eingeteilt molekular und nicht molekular. Bei den organischen Stoffen überwiegen molekulare Stoffe, bei den anorganischen Stoffen überwiegen nichtmolekulare Stoffe.

Nach der Art der chemischen Bindung werden Stoffe in Stoffe mit kovalenten Bindungen, Stoffe mit ionischen Bindungen (ionische Stoffe) und Stoffe mit metallischen Bindungen (Metalle) eingeteilt.

Substanzen mit kovalenten Bindungen können molekular oder nicht-molekular sein. Dies beeinflusst ihre physikalischen Eigenschaften erheblich.

Molekulare Substanzen bestehen aus Molekülen, die durch schwache intermolekulare Bindungen miteinander verbunden sind. Dazu gehören: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 und andere einfache Substanzen; CO 2 , SO 2 , N 2 O 5 , H 2 O, HCl, HF, NH 3 , CH 4 , C 2 H 5 OH, organische Polymere und viele andere Substanzen. Diese Substanzen haben keine hohe Festigkeit, haben niedrige Schmelz- und Siedepunkte, leiten keinen Strom, einige von ihnen sind in Wasser oder anderen Lösungsmitteln löslich.

Nichtmolekulare Substanzen mit kovalenten Bindungen oder atomaren Substanzen (Diamant, Graphit, Si, SiO 2 , SiC und andere) bilden sehr starke Kristalle (Schichtgraphit ist eine Ausnahme), sie sind in Wasser und anderen Lösungsmitteln unlöslich, haben einen hohen Schmelz- und Siedepunkt Punkte, die meisten von ihnen leiten keinen elektrischen Strom (mit Ausnahme von Graphit, das elektrisch leitfähig ist, und Halbleitern - Silizium, Germanium usw.)

Alle ionischen Substanzen sind von Natur aus nicht molekular. Das sind feste feuerfeste Stoffe, deren Lösungen und Schmelzen elektrischen Strom leiten. Viele davon sind wasserlöslich. Es ist zu beachten, dass es in ionischen Substanzen, deren Kristalle aus komplexen Ionen bestehen, auch kovalente Bindungen gibt, zum Beispiel: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-) usw. Die Atome, aus denen komplexe Ionen bestehen, sind durch kovalente Bindungen gebunden.

Metalle (Stoffe mit metallischer Bindung) sehr unterschiedlich in ihren physikalischen Eigenschaften. Darunter sind flüssige (Hg), sehr weiche (Na, K) und sehr harte Metalle (W, Nb).

Die charakteristischen physikalischen Eigenschaften von Metallen sind ihre hohe elektrische Leitfähigkeit (sie nimmt im Gegensatz zu Halbleitern mit steigender Temperatur ab), eine hohe Wärmekapazität und Duktilität (bei reinen Metallen).

Im festen Zustand sind fast alle Stoffe aus Kristallen aufgebaut. Kristalle ("Kristallgitter") werden nach Strukturtyp und Art der chemischen Bindung eingeteilt atomar(Kristalle nichtmolekularer Substanzen mit kovalenter Bindung), ionisch(Kristalle ionischer Substanzen), molekular(Kristalle molekularer Substanzen mit kovalenter Bindung) und Metall(Kristalle von Stoffen mit metallischer Bindung).

Aufgaben und Tests zum Thema „Thema 10. „Chemische Bindung. Die Struktur der Materie."

• Arten der chemischen Bindung - Die Struktur der Materie 8–9 Klasse

  Lektionen: 2 Aufgaben: 9 Tests: 1