Kovalent, ionisch und metallisch sind die drei Haupttypen chemischer Bindungen.

Lassen Sie uns mehr darüber erfahren kovalente chemische Bindung. Betrachten wir den Mechanismus seines Auftretens. Nehmen wir als Beispiel die Bildung eines Wasserstoffmoleküls:

Eine kugelsymmetrische Wolke, die von einem 1s-Elektron gebildet wird, umgibt den Kern eines freien Wasserstoffatoms. Nähern sich Atome einander bis zu einer bestimmten Entfernung an, überlappen sich ihre Orbitale teilweise (siehe Abb.), dadurch entsteht zwischen den Zentren beider Kerne eine molekulare Zwei-Elektronen-Wolke, die im Raum zwischen den Kernen eine maximale Elektronendichte aufweist. Mit zunehmender Dichte der negativen Ladung nehmen die Anziehungskräfte zwischen Molekülwolke und Kernen stark zu.

Wir sehen also, dass durch überlappende Elektronenwolken von Atomen eine kovalente Bindung gebildet wird, die mit der Freisetzung von Energie einhergeht. Wenn der Abstand zwischen den Kernen der sich berührenden Atome 0,106 nm beträgt, beträgt er nach der Überlappung der Elektronenwolken 0,074 nm. Je größer die Überlappung der Elektronenorbitale ist, desto stärker ist die chemische Bindung.

kovalent genannt chemische Bindung durch Elektronenpaare. Verbindungen mit einer kovalenten Bindung werden genannt homöopolar oder atomar.

Existieren zwei Arten von kovalenten Bindungen: Polar- Und unpolar.

Mit unpolar kovalente Bindung, die von einem gemeinsamen Elektronenpaar gebildet wird, ist die Elektronenwolke symmetrisch in Bezug auf die Kerne beider Atome verteilt. Ein Beispiel können zweiatomige Moleküle sein, die aus einem Element bestehen: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 und andere, bei denen das Elektronenpaar gleichermaßen zu beiden Atomen gehört.

Bei polar Bei einer kovalenten Bindung wird die Elektronenwolke zum Atom mit höherer relativer Elektronegativität verschoben. Beispielsweise Moleküle flüchtiger anorganischer Verbindungen wie H 2 S, HCl, H 2 O und andere.

Die Bildung des HCl-Moleküls kann wie folgt dargestellt werden:

Weil die relative Elektronegativität des Chloratoms (2.83) größer ist als die des Wasserstoffatoms (2.1), verschiebt sich das Elektronenpaar zum Chloratom.

Neben dem Austauschmechanismus für die Bildung einer kovalenten Bindung - aufgrund von Überlappung - gibt es auch Spender-Akzeptor der Mechanismus seiner Entstehung. Dies ist ein Mechanismus, bei dem die Bildung einer kovalenten Bindung aufgrund einer Zwei-Elektronen-Wolke eines Atoms (Donor) und eines freien Orbitals eines anderen Atoms (Akzeptor) erfolgt. Betrachten wir ein Beispiel für den Mechanismus der Bildung von Ammonium NH 4 +: Im Ammoniakmolekül hat das Stickstoffatom eine Zwei-Elektronen-Wolke:

Das Wasserstoffion hat ein freies 1s-Orbital, bezeichnen wir es als .

Bei der Bildung von Ammoniumionen wird die Zwei-Elektronen-Wolke aus Stickstoff für Stickstoff- und Wasserstoffatome gemeinsam, was bedeutet, dass sie in eine molekulare Elektronenwolke umgewandelt wird. Daher erscheint eine vierte kovalente Bindung. Der Prozess der Ammoniumbildung kann wie folgt dargestellt werden:

Die Ladung des Wasserstoffions wird auf alle Atome verteilt, und die Zwei-Elektronen-Wolke, die zu Stickstoff gehört, wird mit Wasserstoff gemeinsam.

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kovalente chemische Bindung tritt zwischen Atomen mit ähnlichen oder gleichen Werten der Elektronegativität auf. Angenommen, Chlor und Wasserstoff neigen dazu, Elektronen aufzunehmen und die Struktur des nächsten Edelgases anzunehmen, dann gibt keiner von ihnen ein Elektron an den anderen ab. Wie sind sie überhaupt verbunden? Es ist ganz einfach - sie teilen sich, es entsteht ein gemeinsames Elektronenpaar.

Betrachten Sie nun die charakteristischen Merkmale einer kovalenten Bindung.

Im Gegensatz zu ionischen Verbindungen werden die Moleküle kovalenter Verbindungen durch "zwischenmolekulare Kräfte" zusammengehalten, die viel schwächer sind als chemische Bindungen. Charakteristisch ist dabei die kovalente Bindung Sättigungsfähigkeit– die Bildung einer begrenzten Anzahl von Bindungen.

Es ist bekannt, dass Atomorbitale im Raum auf eine bestimmte Weise ausgerichtet sind, daher erfolgt die Überlappung von Elektronenwolken in einer bestimmten Richtung, wenn eine Bindung gebildet wird. Diese. eine solche Eigenschaft einer kovalenten Bindung wird realisiert als Orientierung.

Wenn eine kovalente Bindung in einem Molekül von gleichen Atomen oder Atomen mit gleicher Elektronegativität gebildet wird, dann hat eine solche Bindung keine Polarität, d.h. die Elektronendichte ist symmetrisch verteilt. Es heißt unpolare kovalente Bindung ( H2, Cl2, O2 ). Bindungen können einfach, doppelt oder dreifach sein.

Wenn sich die Elektronegativität der Atome unterscheidet, dann wird, wenn sie sich verbinden, die Elektronendichte ungleichmäßig zwischen den Atomen und Formen verteilt kovalente polare Bindung(HCl, H 2 O, CO), deren Vielfachheit auch unterschiedlich sein kann. Wenn diese Art von Bindung gebildet wird, erhält ein stärker elektronegatives Atom eine teilweise negative Ladung, und ein Atom mit einer niedrigeren Elektronegativität erhält eine teilweise positive Ladung (δ- und δ+). Es entsteht ein elektrischer Dipol, in dem sich Ladungen mit entgegengesetztem Vorzeichen in einem bestimmten Abstand voneinander befinden. Als Maß für die Bindungspolarität dient das Dipolmoment:

Die Polarität der Verbindung ist umso ausgeprägter, je größer das Dipolmoment ist. Moleküle sind unpolar, wenn das Dipolmoment Null ist.

Im Zusammenhang mit den obigen Merkmalen kann gefolgert werden, dass kovalente Verbindungen flüchtig sind und niedrige Schmelz- und Siedepunkte haben. Durch diese Verbindungen kann kein elektrischer Strom fließen, daher sind sie schlechte Leiter und gute Isolatoren. Bei Wärmeeinwirkung entzünden sich viele kovalent gebundene Verbindungen. Dies sind zum größten Teil Kohlenwasserstoffe sowie Oxide, Sulfide, Halogenide von Nichtmetallen und Übergangsmetallen.

Dabei gab eines der Atome ein Elektron ab und wurde zu einem Kation, und das andere Atom nahm ein Elektron auf und wurde zu einem Anion.

Die charakteristischen Eigenschaften einer kovalenten Bindung – Richtwirkung, Sättigung, Polarität, Polarisierbarkeit – bestimmen die chemischen und physikalischen Eigenschaften von Verbindungen.

Die Richtung der Bindung ergibt sich aus der molekularen Struktur der Substanz und der geometrischen Form ihres Moleküls. Die Winkel zwischen zwei Bindungen heißen Bindungswinkel.

Sättigung - die Fähigkeit von Atomen, eine begrenzte Anzahl kovalenter Bindungen zu bilden. Die Anzahl der von einem Atom gebildeten Bindungen ist durch die Anzahl seiner äußeren Atomorbitale begrenzt.

Die Polarität der Bindung beruht auf der ungleichmäßigen Verteilung der Elektronendichte aufgrund von Unterschieden in der Elektronegativität der Atome. Auf dieser Grundlage werden kovalente Bindungen in unpolar und polar unterteilt (unpolar - ein zweiatomiges Molekül besteht aus identischen Atomen (H 2, Cl 2, N 2) und die Elektronenwolken jedes Atoms sind symmetrisch zu diesen verteilt Atome; polar - ein zweiatomiges Molekül besteht aus Atomen verschiedener chemischer Elemente, und die allgemeine Elektronenwolke verschiebt sich zu einem der Atome, wodurch eine Asymmetrie in der Verteilung der elektrischen Ladung im Molekül entsteht und ein Dipolmoment des Moleküls erzeugt wird) .

Die Polarisierbarkeit einer Bindung drückt sich in der Verschiebung von Bindungselektronen unter dem Einfluss eines äußeren elektrischen Feldes aus, einschließlich des eines anderen reagierenden Teilchens. Die Polarisierbarkeit wird durch die Elektronenmobilität bestimmt. Die Polarität und Polarisierbarkeit kovalenter Bindungen bestimmen die Reaktivität von Molekülen gegenüber polaren Reagenzien.

Der zweimalige Nobelpreisträger L. Pauling wies jedoch darauf hin, dass "in einigen Molekülen kovalente Bindungen aufgrund von einem oder drei Elektronen anstelle eines gemeinsamen Paares bestehen". Im Molekülion Wasserstoff H 2 + wird eine Einelektronen chemische Bindung realisiert.

Das molekulare Wasserstoffion H 2 + enthält zwei Protonen und ein Elektron. Das einzelne Elektron des Molekülsystems kompensiert die elektrostatische Abstoßung zweier Protonen und hält sie auf einem Abstand von 1,06 Å (der Länge der chemischen H 2 + -Bindung). Das Zentrum der Elektronendichte der Elektronenwolke des molekularen Systems ist von beiden Protonen um den Bohr Radius α 0 =0.53 A äquidistant und ist das Symmetriezentrum des molekularen Wasserstoffions H 2 + .

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  Eine kovalente Bindung wird durch ein Elektronenpaar gebildet, das sich zwei Atome teilen, und diese Elektronen müssen zwei stabile Orbitale besetzen, eines von jedem Atom.

  A + B → A: B

  Durch Sozialisation bilden Elektronen ein gefülltes Energieniveau. Eine Bindung entsteht, wenn ihre Gesamtenergie auf diesem Niveau geringer ist als im Ausgangszustand (und die Energiedifferenz nichts anderes als die Bindungsenergie ist).

  Nach der Theorie der Molekülorbitale führt die Überlappung zweier Atomorbitale im einfachsten Fall zur Bildung von zwei Molekülorbitalen (MOs): Bindung MO Und antibindendes (lösendes) MO. Gemeinsame Elektronen befinden sich auf einem MO mit niedrigerer Energiebindung.

  Bildung einer Bindung während der Rekombination von Atomen

  Der Mechanismus der interatomaren Wechselwirkung blieb jedoch lange Zeit unbekannt. Erst 1930 führte F. London das Konzept der Dispersionsanziehung ein - die Wechselwirkung zwischen augenblicklichen und induzierten (induzierten) Dipolen. Gegenwärtig werden die Anziehungskräfte aufgrund der Wechselwirkung zwischen fluktuierenden elektrischen Dipolen von Atomen und Molekülen "London-Kräfte" genannt.

  Die Energie einer solchen Wechselwirkung ist direkt proportional zum Quadrat der elektronischen Polarisierbarkeit α und umgekehrt proportional zur sechsten Potenz des Abstands zwischen zwei Atomen oder Molekülen.

  Bindungsbildung durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus

  Neben dem im vorherigen Abschnitt beschriebenen homogenen Mechanismus zur Bildung einer kovalenten Bindung gibt es einen heterogenen Mechanismus - die Wechselwirkung von entgegengesetzt geladenen Ionen - dem Proton H + und dem negativen Wasserstoffion H -, das als Hydridion bezeichnet wird:

  H + + H - → H 2

  Wenn sich die Ionen nähern, wird die Zwei-Elektronen-Wolke (Elektronenpaar) des Hydrid-Ions vom Proton angezogen und wird schließlich beiden Wasserstoffkernen gemeinsam, d. h. sie wird zu einem bindenden Elektronenpaar. Das Teilchen, das ein Elektronenpaar liefert, wird als Donator bezeichnet, und das Teilchen, das dieses Elektronenpaar aufnimmt, wird als Akzeptor bezeichnet. Ein solcher Mechanismus zur Bildung einer kovalenten Bindung wird Donor-Akzeptor genannt.

  H + + H 2 O → H 3 O +

  Ein Proton greift das einsame Elektronenpaar eines Wassermoleküls an und bildet ein stabiles Kation, das in wässrigen Lösungen von Säuren existiert.

  In ähnlicher Weise wird ein Proton unter Bildung eines komplexen Ammoniumkations an ein Ammoniakmolekül gebunden:

  NH 3 + H + → NH 4 +

  Auf diese Weise (nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus zur Bildung einer kovalenten Bindung) wird eine große Klasse von Oniumverbindungen erhalten, die Ammonium-, Oxonium-, Phosphonium-, Sulfonium- und andere Verbindungen umfasst.

  Ein Wasserstoffmolekül kann als Elektronenpaardonor wirken, was bei Kontakt mit einem Proton zur Bildung eines molekularen Wasserstoffions H 3 + führt:

  H 2 + H + → H 3 +

  Das Bindungselektronenpaar des molekularen Wasserstoffions H 3 + gehört gleichzeitig zu drei Protonen.

  Arten der kovalenten Bindung

  Es gibt drei Arten von kovalenten chemischen Bindungen, die sich im Bildungsmechanismus unterscheiden:

  1. Einfache kovalente Bindung. Für seine Bildung stellt jedes der Atome ein ungepaartes Elektron zur Verfügung. Bei der Bildung einer einfachen kovalenten Bindung bleiben die formalen Ladungen der Atome unverändert.

  • Wenn die Atome, die eine einfache kovalente Bindung bilden, gleich sind, dann sind auch die wahren Ladungen der Atome im Molekül gleich, da die Atome, die die Bindung bilden, gleichermaßen ein gemeinsames Elektronenpaar besitzen. Eine solche Verbindung wird aufgerufen unpolare kovalente Bindung. Einfache Substanzen haben eine solche Verbindung, zum Beispiel: 2, 2, 2. Aber nicht nur gleichartige Nichtmetalle können eine kovalente unpolare Bindung eingehen. Nichtmetallische Elemente, deren Elektronegativität gleichwertig ist, können auch eine kovalente unpolare Bindung eingehen, beispielsweise ist im PH 3 -Molekül die Bindung kovalent unpolar, da das EO von Wasserstoff gleich dem EO von Phosphor ist.
  • Wenn die Atome unterschiedlich sind, dann wird der Besitzgrad eines sozialisierten Elektronenpaars durch die unterschiedliche Elektronegativität der Atome bestimmt. Ein Atom mit größerer Elektronegativität zieht ein Paar Bindungselektronen stärker an sich und seine wahre Ladung wird negativ. Ein Atom mit geringerer Elektronegativität erhält jeweils die gleiche positive Ladung. Wenn eine Verbindung zwischen zwei verschiedenen Nichtmetallen gebildet wird, dann wird eine solche Verbindung genannt polare kovalente Bindung.

  Im Ethylenmolekül C 2 H 4 gibt es eine Doppelbindung CH 2 \u003d CH 2, seine elektronische Formel: H: C:: C: H. Die Kerne aller Ethylenatome liegen in der gleichen Ebene. Drei Elektronenwolken jedes Kohlenstoffatoms bilden drei kovalente Bindungen mit anderen Atomen in derselben Ebene (mit Winkeln zwischen ihnen von etwa 120 °). Die Wolke des vierten Valenzelektrons des Kohlenstoffatoms befindet sich über und unter der Molekülebene. Solche Elektronenwolken beider Kohlenstoffatome, die sich oberhalb und unterhalb der Molekülebene teilweise überlappen, bilden eine zweite Bindung zwischen Kohlenstoffatomen. Die erste, stärkere kovalente Bindung zwischen Kohlenstoffatomen wird als σ-Bindung bezeichnet; die zweite, schwächere kovalente Bindung wird genannt π (\displaystyle\pi)-Kommunikation.

  In einem linearen Acetylenmolekül

  H-S≡S-N (N:S:::S:N)

  es gibt σ-Bindungen zwischen Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen, eine σ-Bindung zwischen zwei Kohlenstoffatomen und zwei π (\displaystyle\pi) Bindungen zwischen denselben Kohlenstoffatomen. Zwei π (\displaystyle\pi)-Bindungen befinden sich oberhalb des Wirkungsbereichs der σ-Bindung in zwei zueinander senkrechten Ebenen.

  Alle sechs Kohlenstoffatome des zyklischen C 6 H 6 -Benzolmoleküls liegen in derselben Ebene. σ-Bindungen wirken zwischen Kohlenstoffatomen in der Ringebene; die gleichen Bindungen existieren für jedes Kohlenstoffatom mit Wasserstoffatomen. Jedes Kohlenstoffatom gibt drei Elektronen aus, um diese Bindungen herzustellen. Wolken der vierten Valenzelektronen von Kohlenstoffatomen, die die Form von Acht haben, befinden sich senkrecht zur Ebene des Benzolmoleküls. Jede solche Wolke überlappt gleichermaßen mit den Elektronenwolken benachbarter Kohlenstoffatome. Im Benzolmolekül sind nicht drei getrennt π (\displaystyle\pi)-Verbindungen, sondern eine einzige π (\displaystyle \pi) Dielektrika oder Halbleiter. Typische Beispiele für Atomkristalle (die Atome, in denen durch kovalente (Atom-)Bindungen miteinander verbunden sind) sind

  Eine kovalente Bindung ist die häufigste Art von chemischer Bindung, die auftritt, wenn sie mit denselben oder ähnlichen Elektronegativitätswerten interagiert.

  Eine kovalente Bindung ist eine Bindung zwischen Atomen unter Verwendung gemeinsamer Elektronenpaare.

  Seit der Entdeckung des Elektrons wurden viele Versuche unternommen, eine elektronische Theorie der chemischen Bindung zu entwickeln. Am erfolgreichsten waren die Arbeiten von Lewis (1916), der vorschlug, die Bildung einer Bindung als Folge des Auftretens von Elektronenpaaren zu betrachten, die zwei Atomen gemeinsam sind. Dazu stellt jedes Atom die gleiche Anzahl an Elektronen zur Verfügung und versucht, sich mit einem Oktett oder Dublett von Elektronen zu umgeben, was für die äußere elektronische Konfiguration von Edelgasen charakteristisch ist. Grafisch wird die Bildung kovalenter Bindungen durch ungepaarte Elektronen nach der Lewis-Methode durch Punkte dargestellt, die die äußeren Elektronen des Atoms anzeigen.

  Bildung einer kovalenten Bindung nach der Lewis-Theorie

  Der Mechanismus der Bildung einer kovalenten Bindung

  Das Hauptmerkmal einer kovalenten Bindung ist das Vorhandensein eines gemeinsamen Elektronenpaares, das zu beiden chemisch verbundenen Atomen gehört, da die Anwesenheit von zwei Elektronen im Wirkungsfeld zweier Kerne energetisch günstiger ist als die Anwesenheit jedes Elektrons im Wirkungsfeld von einen eigenen Kern. Die Entstehung eines gemeinsamen Elektronenpaars von Bindungen kann durch verschiedene Mechanismen erfolgen, häufiger durch Austausch und manchmal durch Donor-Akzeptor.

  Nach dem Prinzip des Austauschmechanismus zur Bildung einer kovalenten Bindung liefert jedes der wechselwirkenden Atome zur Bindungsbildung gleich viele Elektronen mit antiparallelem Spin. Z.B:

  
  Das allgemeine Schema für die Bildung einer kovalenten Bindung: a) durch den Austauschmechanismus; b) nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus

  Nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus entsteht bei der Wechselwirkung verschiedener Teilchen eine Zwei-Elektronen-Bindung. Einer von ihnen ist ein Spender A: hat ein ungeteiltes Elektronenpaar (d. h. eines, das nur zu einem Atom gehört), und das andere ist ein Akzeptor IN hat ein freies Orbital.

  Ein Teilchen, das eine Zwei-Elektronen-Bindung (ein ungeteiltes Elektronenpaar) bereitstellt, wird als Donor bezeichnet, und ein Teilchen mit einem freien Orbital, das dieses Elektronenpaar aufnimmt, wird als Akzeptor bezeichnet.

  Der Mechanismus der Bildung einer kovalenten Bindung aufgrund einer Zwei-Elektronen-Wolke eines Atoms und eines freien Orbitals eines anderen wird als Donor-Akzeptor-Mechanismus bezeichnet.

  Die Donor-Akzeptor-Bindung wird auch als semipolar bezeichnet, da am Donoratom eine positive Teilladung δ+ entsteht (da sein ungeteiltes Elektronenpaar davon abgewichen ist) und eine negative Teilladung δ- entsteht das Akzeptoratom (aufgrund der Tatsache, dass es eine Verschiebung in seiner Richtung des ungeteilten Elektronenpaars des Donors gibt).

  Ein Beispiel für einen einfachen Elektronenpaar-Donor ist das H-Ion. — , die ein ungeteiltes Elektronenpaar hat. Durch Addition eines negativen Hydrid-Ions an ein Molekül, dessen Zentralatom ein freies Orbital hat (im Diagramm als leere Quantenzelle angedeutet), beispielsweise ВН 3 , entsteht ein komplexes Komplexion ВН 4 — mit negativer Ladung (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4] -):

  

  Der Elektronenpaar-Akzeptor ist ein Wasserstoffion oder einfach ein Proton H +. Seine Anlagerung an ein Molekül, dessen Zentralatom ein ungeteiltes Elektronenpaar hat, beispielsweise an NH 3, führt ebenfalls zur Bildung eines Komplexions NH 4 +, jedoch mit positiver Ladung:

  

  Valenzbindungsmethode

  Erste Quantenmechanische Theorie der kovalenten Bindung wurde von Heitler und London (1927) entwickelt, um das Wasserstoffmolekül zu beschreiben, und wurde dann von Pauling auf mehratomige Moleküle angewendet. Diese Theorie heißt Valenzbindungsmethode, deren Hauptpunkte wie folgt zusammengefasst werden können:

  • jedes Atompaar in einem Molekül wird von einem oder mehreren gemeinsamen Elektronenpaaren zusammengehalten, wobei sich die Elektronenorbitale der wechselwirkenden Atome überlappen;
  • die Bindungsstärke hängt vom Überlappungsgrad der Elektronenorbitale ab;
  • Bedingung für die Bildung einer kovalenten Bindung ist die Gegenrichtung der Elektronenspins; Dadurch entsteht ein verallgemeinertes Elektronenorbital mit der höchsten Elektronendichte im Kernraum, das die Anziehung positiv geladener Kerne zueinander gewährleistet und mit einer Abnahme der Gesamtenergie des Systems einhergeht.

  Hybridisierung von Atomorbitalen

  Trotz der Tatsache, dass Elektronen von s-, p- oder d-Orbitalen, die unterschiedliche Formen und unterschiedliche Orientierungen im Raum haben, an der Bildung kovalenter Bindungen beteiligt sind, sind diese Bindungen in vielen Verbindungen äquivalent. Um dieses Phänomen zu erklären, wurde das Konzept der "Hybridisierung" eingeführt.

  Hybridisierung ist der Prozess des Mischens und Ausrichtens von Orbitalen in Form und Energie, bei dem die Elektronendichten von Orbitalen mit ähnlichen Energien neu verteilt werden, wodurch sie äquivalent werden.

  Die wichtigsten Bestimmungen der Hybridisierungstheorie:

  1. Während der Hybridisierung ändern sich die ursprüngliche Form und die Orbitale gegenseitig, während neue, hybridisierte Orbitale gebildet werden, jedoch mit der gleichen Energie und der gleichen Form, die einer unregelmäßigen Acht ähneln.
  2. Die Anzahl der hybridisierten Orbitale ist gleich der Anzahl der an der Hybridisierung beteiligten Ausgangsorbitale.
  3. Orbitale mit ähnlichen Energien (s- und p-Orbitale des äußeren Energieniveaus und d-Orbitale des äußeren oder vorläufigen Niveaus) können an der Hybridisierung teilnehmen.
  4. Hybridisierte Orbitale sind in Richtung der Bildung chemischer Bindungen länger und bieten daher eine bessere Überlappung mit den Orbitalen des Nachbaratoms, wodurch sie stärker werden als die einzelnen nicht-hybriden Orbitale, die aufgrund von Elektronen gebildet werden.
  5. Durch die Bildung stärkerer Bindungen und eine symmetrischere Verteilung der Elektronendichte im Molekül wird ein Energiegewinn erzielt, der den für den Hybridisierungsprozess erforderlichen Energieverbrauch mehr als kompensiert.
  6. Hybridisierte Orbitale müssen im Raum so ausgerichtet sein, dass eine maximale gegenseitige Trennung voneinander gewährleistet ist; in diesem Fall ist die Abstoßungsenergie am kleinsten.
  7. Die Art der Hybridisierung wird durch die Art und Anzahl der Ausgangsorbitale bestimmt und verändert die Größe des Bindungswinkels sowie die räumliche Anordnung der Moleküle.
  
  Die Form hybridisierter Orbitale und Valenzwinkel (geometrische Winkel zwischen den Symmetrieachsen der Orbitale) in Abhängigkeit von der Art der Hybridisierung: a) sp-Hybridisierung; b) sp 2 -Hybridisierung; c) sp 3 -Hybridisierung

  Während der Bildung von Molekülen (oder einzelnen Fragmenten von Molekülen) treten am häufigsten die folgenden Arten der Hybridisierung auf:

  
  Allgemeines Schema der sp-Hybridisierung

  Bindungen, die unter Beteiligung von Elektronen sp-hybridisierter Orbitale gebildet werden, werden ebenfalls in einem Winkel von 180 0 platziert, was zu einer linearen Form des Moleküls führt. Diese Art der Hybridisierung wird bei den Halogeniden von Elementen der zweiten Gruppe (Be, Zn, Cd, Hg) beobachtet, deren Atome im Wertigkeitszustand ungepaarte s- und p-Elektronen aufweisen. Die lineare Form ist auch charakteristisch für die Moleküle anderer Elemente (0=C=0,HC≡CH), in denen Bindungen durch sp-hybridisierte Atome gebildet werden.

  
  Schema der sp 2 -Hybridisierung von Atomorbitalen und einer flachen dreieckigen Form des Moleküls, die auf die sp 2 -Hybridisierung von Atomorbitalen zurückzuführen ist

  Diese Art der Hybridisierung ist am typischsten für Moleküle von p-Elementen der dritten Gruppe, deren Atome in einem angeregten Zustand eine externe elektronische Struktur haben ns 1 np 2, wobei n die Nummer der Periode ist, in der sich das Element befindet. So werden in den Molekülen von ВF 3 , BCl 3 , AlF 3 und in anderen Bindungen aufgrund von sp 2 -hybridisierten Orbitalen des Zentralatoms gebildet.

  
  Schema der sp 3 -Hybridisierung von Atomorbitalen

  Die Platzierung der hybridisierten Orbitale des Zentralatoms in einem Winkel von 109 0 28' bewirkt die tetraedrische Form der Moleküle. Dies ist sehr typisch für gesättigte Verbindungen des vierwertigen Kohlenstoffs CH 4 , CCl 4 , C 2 H 6 und andere Alkane. Beispiele für Verbindungen anderer Elemente mit tetraedrischer Struktur durch sp 3 -Hybridisierung der Valenzorbitale des Zentralatoms sind Ionen: BH 4 – , BF 4 – , PO 4 3– , SO 4 2– , FeCl 4 – .

  
  Allgemeines Schema der sp 3d-Hybridisierung

  Diese Art der Hybridisierung wird am häufigsten in Nichtmetallhalogeniden gefunden. Ein Beispiel ist die Struktur von Phosphorchlorid PCl 5 , bei dessen Bildung das Phosphoratom (P ... 3s 2 3p 3) zuerst in einen angeregten Zustand übergeht (P ... 3s 1 3p 3 3d 1) und dann erfährt eine s 1 p 3 d-Hybridisierung - fünf Ein-Elektronen-Orbitale werden äquivalent und orientieren sich mit ihren verlängerten Enden an den Ecken der mentalen trigonalen Bipyramide. Dies bestimmt die Form des PCl 5 -Moleküls, das entsteht, wenn fünf s 1 p 3 d-hybridisierte Orbitale mit 3p-Orbitalen von fünf Chloratomen überlappen.

  1. sp - Hybridisierung. Wenn ein s-i mit einem p-Orbital kombiniert wird, entstehen zwei sp-hybridisierte Orbitale, die symmetrisch in einem Winkel von 180 0 angeordnet sind.
  2. sp 2 - Hybridisierung. Die Kombination von einem s- und zwei p-Orbitalen führt zur Bildung von sp 2 -Hybridbindungen, die in einem Winkel von 120 0 angeordnet sind, sodass das Molekül die Form eines regelmäßigen Dreiecks annimmt.
  3. sp 3 - Hybridisierung. Die Kombination von vier Orbitalen - einem s- und drei p - führt zu einer sp 3 - Hybridisierung, bei der vier hybridisierte Orbitale räumlich symmetrisch zu den vier Eckpunkten des Tetraeders ausgerichtet sind, dh in einem Winkel von 109 0 28 `.
  4. sp 3 d – Hybridisierung. Die Kombination von einem s-, drei p- und einem d-Orbital ergibt eine sp 3 d-Hybridisierung, die die räumliche Orientierung von fünf sp 3 d-hybridisierten Orbitalen zu den Ecken der trigonalen Bipyramide bestimmt.
  5. Andere Arten der Hybridisierung. Im Fall der sp 3 d 2 -Hybridisierung sind sechs sp 3 d 2 -hybridisierte Orbitale zu den Eckpunkten des Oktaeders gerichtet. Die Ausrichtung der sieben Orbitale zu den Ecken der fünfeckigen Bipyramide entspricht der sp 3 d 3 -Hybridisierung (oder manchmal sp 3 d 2 f) der Valenzorbitale des Zentralatoms des Moleküls oder Komplexes.

  Die Atomorbital-Hybridisierungsmethode erklärt die geometrische Struktur eine große Anzahl Moleküle, jedoch werden nach experimentellen Daten häufiger Moleküle mit leicht unterschiedlichen Werten der Bindungswinkel beobachtet. Beispielsweise befinden sich in CH 4 -, NH 3 - und H 2 O-Molekülen die Zentralatome im sp 3 -hybridisierten Zustand, sodass man erwarten würde, dass die Bindungswinkel in ihnen gleich den tetraedrischen sind (~ 109,5 0). Es wurde experimentell festgestellt, dass der Bindungswinkel im CH 4 -Molekül tatsächlich 109,5 0 beträgt. In NH 3 - und H 2 O-Molekülen weicht der Wert des Bindungswinkels jedoch vom tetraedrischen ab: Er beträgt 107,3 ​​0 im NH 3 -Molekül und 104,5 0 im H 2 O-Molekül.Solche Abweichungen werden durch das Vorhandensein von erklärt ein ungeteiltes Elektronenpaar an den Stickstoff- und Sauerstoffatomen. Ein Zwei-Elektronen-Orbital, das ein ungeteiltes Elektronenpaar enthält, stößt aufgrund seiner erhöhten Dichte Ein-Elektronen-Valenzorbitale ab, was zu einer Verringerung des Bindungswinkels führt. Am Stickstoffatom im NH 3 -Molekül bilden von vier sp 3 -hybridisierten Orbitalen drei Ein-Elektronen-Orbitale Bindungen mit drei H-Atomen, und das vierte Orbital enthält ein ungeteiltes Elektronenpaar.

  Ein ungebundenes Elektronenpaar, das eines der zu den Ecken des Tetraeders gerichteten sp 3 -hybridisierten Orbitale besetzt, stößt Ein-Elektronen-Orbitale ab, verursacht eine asymmetrische Verteilung der Elektronendichte um das Stickstoffatom und komprimiert dadurch die Bindung Winkel auf 107,3 ​​0 . Ein ähnliches Bild der Abnahme des Bindungswinkels von 109,5 0 auf 107 0 infolge der Wirkung des freien Elektronenpaars des N-Atoms wird auch im NCl 3 -Molekül beobachtet.

  
  Abweichung des Bindungswinkels vom Tetraeder (109.5 0) im Molekül: a) NH3; b) NCl3

  Am Sauerstoffatom im H 2 O-Molekül haben vier sp 3 -hybridisierte Orbitale zwei Ein-Elektronen- und zwei Zwei-Elektronen-Orbitale. Ein-Elektronen-hybridisierte Orbitale sind an der Bildung von zwei Bindungen mit zwei H-Atomen beteiligt, und zwei Zwei-Elektronen-Paare bleiben ungeteilt, dh nur zum H-Atom gehörend, was die Asymmetrie der Elektronendichteverteilung um das O-Atom erhöht und verringert den Bindungswinkel gegenüber dem tetraedrischen auf 104,5 0 .

  Folglich beeinflusst die Anzahl ungebundener Elektronenpaare des Zentralatoms und ihre Platzierung in hybridisierten Orbitalen die geometrische Konfiguration von Molekülen.

  Eigenschaften einer kovalenten Bindung

  Eine kovalente Bindung hat eine Reihe spezifischer Eigenschaften, die ihre spezifischen Merkmale oder Eigenschaften definieren. Diese umfassen zusätzlich zu den bereits betrachteten Eigenschaften "Bindungsenergie" und "Bindungslänge": Bindungswinkel, Sättigung, Richtwirkung, Polarität und dergleichen.

  1. Valenzwinkel- Dies ist der Winkel zwischen benachbarten Bindungsachsen (dh bedingte Linien, die durch die Kerne chemisch verbundener Atome in einem Molekül gezogen werden). Der Wert des Bindungswinkels hängt von der Art der Orbitale, der Art der Hybridisierung des Zentralatoms und dem Einfluss nicht gemeinsamer Elektronenpaare ab, die nicht an der Bildung von Bindungen teilnehmen.

  2. Sättigung. Atome haben die Fähigkeit, kovalente Bindungen einzugehen, die einerseits gemäß dem Austauschmechanismus aufgrund der ungepaarten Elektronen eines nicht angeregten Atoms und aufgrund der infolge seiner Anregung entstehenden ungepaarten Elektronen und zweitens gemäß gebildet werden können der Donor-Akzeptor-Mechanismus. Die Gesamtzahl der Bindungen, die ein Atom bilden kann, ist jedoch begrenzt.

  Sättigung ist die Fähigkeit eines Atoms eines Elements, eine bestimmte, begrenzte Anzahl kovalenter Bindungen mit anderen Atomen zu bilden.

  Die zweite Periode, die vier Orbitale auf der externen Energieebene hat (ein s- und drei p-), bildet also Bindungen, deren Anzahl vier nicht überschreitet. Atome von Elementen anderer Perioden mit einer großen Anzahl von Orbitalen auf der äußeren Ebene können mehr Bindungen eingehen.

  3. Orientierung. Die chemische Bindung zwischen Atomen beruht dem Verfahren zufolge auf der Überlappung von Orbitalen, die mit Ausnahme von s-Orbitalen eine bestimmte Orientierung im Raum haben, die zur Richtung der kovalenten Bindung führt.

  Die Orientierung einer kovalenten Bindung ist eine solche Anordnung der Elektronendichte zwischen Atomen, die durch die räumliche Orientierung der Valenzorbitale bestimmt wird und deren maximale Überlappung gewährleistet.

  Da elektronische Orbitale unterschiedliche Formen und unterschiedliche Orientierungen im Raum haben, kann ihre gegenseitige Überlappung auf verschiedene Weise realisiert werden. Abhängig davon werden σ-, π- und δ-Bindungen unterschieden.

  Eine Sigma-Bindung (σ-Bindung) ist eine Überlappung von Elektronenorbitalen, bei der die maximale Elektronendichte entlang einer imaginären Linie konzentriert ist, die zwei Kerne verbindet.

  Eine Sigma-Bindung kann durch zwei s-Elektronen, ein s- und ein p-Elektron, zwei p-Elektronen oder zwei d-Elektronen gebildet werden. Eine solche σ-Bindung ist durch das Vorhandensein eines Bereichs überlappender Elektronenorbitale gekennzeichnet, sie ist immer einzeln, dh sie wird von nur einem Elektronenpaar gebildet.

  

  Eine Vielzahl von Formen der räumlichen Orientierung von "reinen" Orbitalen und hybridisierten Orbitalen lassen nicht immer die Möglichkeit zu, Orbitale auf der Bindungsachse zu überlappen. Die Überlappung von Valenzorbitalen kann auf beiden Seiten der Bindungsachse auftreten – die sogenannte „laterale“ Überlappung, die am häufigsten bei der Bildung von π-Bindungen auftritt.

  Die Pi-Bindung (π-Bindung) ist die Überlappung von Elektronenorbitalen, bei der die maximale Elektronendichte auf beiden Seiten der Linie konzentriert ist, die die Atomkerne verbindet (dh von der Bindungsachse).

  Eine Pi-Bindung kann durch die Wechselwirkung zweier paralleler p-Orbitale, zweier d-Orbitale oder anderer Kombinationen von Orbitalen gebildet werden, deren Achsen nicht mit der Bindungsachse zusammenfallen.

  
  Schemata zur Bildung von π-Bindungen zwischen bedingten A- und B-Atomen bei der lateralen Überlappung von Elektronenorbitalen

  4. Vielfalt. Diese Eigenschaft wird durch die Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare bestimmt, die Atome binden. Eine kovalente Bindung in Multiplizität kann einfach (einfach), doppelt und dreifach sein. Eine Bindung zwischen zwei Atomen, die ein gemeinsames Elektronenpaar verwenden, wird als Einfachbindung (einfach), zwei Elektronenpaare - eine Doppelbindung, drei Elektronenpaare - eine Dreifachbindung bezeichnet. Im Wasserstoffmolekül H 2 sind die Atome also durch eine Einfachbindung (H-H) verbunden, im Sauerstoffmolekül O 2 - doppelt (B \u003d O), im Stickstoffmolekül N 2 - dreifach (N≡N). Von besonderer Bedeutung ist die Vielzahl von Bindungen in organischen Verbindungen - Kohlenwasserstoffen und ihren Derivaten: In Ethan C 2 H 6 tritt eine Einfachbindung (C-C) zwischen C-Atomen auf, in Ethylen C 2 H 4 - doppelt (C \u003d C) in Acetylen C 2 H 2 - dreifach (C ≡ C) (C ≡ C).

  Die Multiplizität der Bindung wirkt sich auf die Energie aus: Mit zunehmender Multiplizität nimmt ihre Stärke zu. Eine Zunahme der Multiplizität führt zu einer Abnahme des Kernabstands (Bindungslänge) und einer Zunahme der Bindungsenergie.

  
  Vielzahl von Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen: a) einfache σ-Bindung in Ethan H3C-CH3; b) doppelte σ + π-Bindung in Ethylen H2C = CH2; c) σ+π+π-Dreifachbindung in Acetylen HC≡CH

  5. Polarität und Polarisierbarkeit. Die Elektronendichte einer kovalenten Bindung kann im Kernzwischenraum unterschiedlich lokalisiert sein.

  Die Polarität ist eine Eigenschaft einer kovalenten Bindung, die durch die Lage der Elektronendichte im Kernzwischenraum relativ zu den verbundenen Atomen bestimmt wird.

  Je nach Lage der Elektronendichte im Kernraum werden polare und unpolare kovalente Bindungen unterschieden. Eine unpolare Bindung ist eine solche Bindung, bei der die gemeinsame Elektronenwolke symmetrisch zu den Kernen der verbundenen Atome liegt und beiden Atomen gleichermaßen gehört.

  Moleküle mit dieser Art von Bindung werden als unpolar oder homonuklear bezeichnet (dh solche, die Atome eines Elements enthalten). Eine unpolare Bindung tritt in der Regel in homonuklearen Molekülen (H 2, Cl 2, N 2 usw.) oder seltener in Verbindungen auf, die aus Atomen von Elementen mit ähnlichen Elektronegativitätswerten bestehen, z. B. Carborundum SiC. Eine polare (oder heteropolare) Bindung ist eine Bindung, bei der die gemeinsame Elektronenwolke asymmetrisch und zu einem der Atome verschoben ist.

  Moleküle mit einer polaren Bindung werden als polar oder heteronuklear bezeichnet. Bei Molekülen mit polarer Bindung verschiebt sich das verallgemeinerte Elektronenpaar zum Atom mit höherer Elektronegativität. Infolgedessen erscheint an diesem Atom eine bestimmte negative Teilladung (δ-), die als effektiv bezeichnet wird, und ein Atom mit einer niedrigeren Elektronegativität hat eine positive Teilladung gleicher Größe, jedoch mit entgegengesetztem Vorzeichen (δ+). Beispielsweise wurde experimentell festgestellt, dass die effektive Ladung am Wasserstoffatom im Chlorwasserstoffmolekül HCl δH = +0,17 und am Chloratom δCl = –0,17 der absoluten Elektronenladung beträgt.

  Um zu bestimmen, in welche Richtung sich die Elektronendichte einer polaren kovalenten Bindung verschiebt, ist es notwendig, die Elektronen beider Atome zu vergleichen. In der Reihenfolge zunehmender Elektronegativität werden die häufigsten chemischen Elemente in der folgenden Reihenfolge angeordnet:

  Polare Moleküle werden genannt Dipole - Systeme, in denen die Schwerpunkte positiver Kernladungen und negativer Elektronenladungen nicht zusammenfallen.

  Ein Dipol ist ein System, das eine Ansammlung von zwei elektrischen Punktladungen gleicher Größe und entgegengesetzten Vorzeichens ist, die sich in einiger Entfernung voneinander befinden.

  Der Abstand zwischen den Anziehungszentren wird als Länge des Dipols bezeichnet und mit dem Buchstaben l bezeichnet. Die Polarität eines Moleküls (oder einer Bindung) wird quantitativ durch das Dipolmoment μ charakterisiert, das bei einem zweiatomigen Molekül gleich dem Produkt aus der Länge des Dipols und dem Wert der Elektronenladung ist: μ=el.

  In SI-Einheiten wird das Dipolmoment in [C × m] (Coulomb-Meter) gemessen, aber häufiger verwenden sie die Off-System-Einheit [D] (Debye): 1D = 3,33 · 10 -30 C × m. Der Wert von Die Dipolmomente von kovalenten Molekülen variieren innerhalb von 0-4 D und ionisch - 4-11 D. Je länger die Dipollänge, desto polarer ist das Molekül.

  Eine gemeinsame Elektronenwolke in einem Molekül kann durch ein externes elektrisches Feld verschoben werden, einschließlich des Feldes eines anderen Moleküls oder Ions.

  Polarisierbarkeit ist eine Änderung der Polarität einer Bindung als Ergebnis der Verschiebung der die Bindung bildenden Elektronen unter der Einwirkung eines äußeren elektrischen Feldes, einschließlich des Kraftfeldes eines anderen Teilchens.

  Die Polarisierbarkeit eines Moleküls hängt von der Beweglichkeit der Elektronen ab, die umso stärker ist, je größer die Entfernung von den Kernen ist. Außerdem hängt die Polarisierbarkeit von der Richtung des elektrischen Feldes und von der Fähigkeit der Elektronenwolken ab, sich zu verformen. Unter Einwirkung eines äußeren Feldes werden unpolare Moleküle polar und polare Moleküle noch polarer, das heißt, in den Molekülen wird ein Dipol induziert, der als reduzierter oder induzierter Dipol bezeichnet wird.

  
  Schema der Bildung eines induzierten (reduzierten) Dipols aus einem unpolaren Molekül unter Einwirkung des Kraftfelds eines polaren Teilchens - eines Dipols

  Im Gegensatz zu permanenten entstehen induzierte Dipole nur unter Einwirkung eines äußeren elektrischen Feldes. Polarisation kann nicht nur die Polarisierbarkeit der Bindung bewirken, sondern auch deren Bruch, bei dem der Übergang des Bindungselektronenpaares zu einem der Atome erfolgt und negativ und positiv geladene Ionen entstehen.

  Die Polarität und Polarisierbarkeit kovalenter Bindungen bestimmen die Reaktivität von Molekülen gegenüber polaren Reagenzien.

  Eigenschaften von Verbindungen mit kovalenter Bindung

  Substanzen mit kovalenten Bindungen werden in zwei ungleiche Gruppen eingeteilt: molekulare und atomare (oder nicht-molekulare), die viel kleiner sind als molekulare.

  Molekulare Verbindungen können unter normalen Bedingungen in verschiedenen Aggregatzuständen vorliegen: in Form von Gasen (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), flüchtigen Flüssigkeiten (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) oder feste kristalline Substanzen, von denen die meisten schon bei sehr geringer Erwärmung schnell schmelzen und leicht sublimieren können (S 8, P 4, I 2, Zucker C 12 H 22 O 11, "Trockeneis" CO 2).

  Die niedrigen Schmelz-, Sublimations- und Siedepunkte molekularer Substanzen werden durch die sehr schwachen Kräfte der intermolekularen Wechselwirkung in Kristallen erklärt. Deshalb zeichnen sich Molekülkristalle nicht durch hohe Festigkeit, Härte und elektrische Leitfähigkeit (Eis oder Zucker) aus. Außerdem haben Substanzen mit polaren Molekülen höhere Schmelz- und Siedepunkte als solche mit unpolaren Molekülen. Einige von ihnen sind in einem oder anderen polaren Lösungsmitteln löslich. Und Substanzen mit unpolaren Molekülen lösen sich dagegen besser in unpolaren Lösungsmitteln (Benzol, Tetrachlorkohlenstoff). Jod, dessen Moleküle unpolar sind, löst sich also nicht in polarem Wasser, sondern in unpolarem CCl 4 und Alkohol mit geringer Polarität.

  Nichtmolekulare (atomare) Substanzen mit kovalenten Bindungen (Diamant, Graphit, Silizium Si, Quarz SiO 2 , Karborund SiC und andere) bilden extrem feste Kristalle, mit Ausnahme von Graphit, das eine Schichtstruktur hat. Beispielsweise ist das Kristallgitter von Diamant ein regelmäßiges dreidimensionales Gerüst, in dem jedes sp 3 -hybridisierte Kohlenstoffatom durch σ-Bindungen mit vier benachbarten C-Atomen verbunden ist. Tatsächlich ist der gesamte Diamantkristall ein riesiges und sehr starkes Molekül. Eine ähnliche Struktur haben Siliziumkristalle Si, die in der Funkelektronik und Elektrotechnik weit verbreitet sind. Wenn wir die Hälfte der C-Atome in Diamant durch Si-Atome ersetzen, ohne die Rahmenstruktur des Kristalls zu stören, erhalten wir einen Kristall aus Karborund – Siliziumkarbid SiC – eine sehr harte Substanz, die als Schleifmittel verwendet wird. Und wenn im Kristallgitter von Silizium zwischen jeweils zwei Si-Atomen ein O-Atom eingebaut wird, dann entsteht die Kristallstruktur von Quarz SiO 2 - ebenfalls ein sehr fester Stoff, der auch als Schleifmittel zum Einsatz kommt.

  Kristalle aus Diamant, Silizium, Quarz und ähnlichen Strukturen sind Atomkristalle, sie sind riesige "Supermoleküle", daher können ihre Strukturformeln nicht vollständig dargestellt werden, sondern nur als separates Fragment, zum Beispiel:

  
  Kristalle aus Diamant, Silizium, Quarz

  Nichtmolekulare (atomare) Kristalle, die aus Atomen von einem oder zwei Elementen bestehen, die durch chemische Bindungen miteinander verbunden sind, gehören zu feuerfesten Substanzen. Hohe Schmelztemperaturen sind darauf zurückzuführen, dass viel Energie aufgewendet werden muss, um starke chemische Bindungen während des Schmelzens von Atomkristallen aufzubrechen, und nicht auf schwache intermolekulare Wechselwirkungen wie im Fall von molekularen Substanzen. Aus dem gleichen Grund schmelzen viele Atomkristalle beim Erhitzen nicht, sondern zersetzen sich oder gehen sofort in einen Dampfzustand über (Sublimation), beispielsweise sublimiert Graphit bei 3700 ° C.

  Nichtmolekulare Substanzen mit kovalenten Bindungen sind in Wasser und anderen Lösungsmitteln unlöslich, die meisten von ihnen leiten keinen elektrischen Strom (mit Ausnahme von Graphit, das elektrisch leitfähig ist, und Halbleitern - Silizium, Germanium usw.).