Kovalente Bindungslänge wird der Abstand zwischen den Kernen von Atomen genannt, die eine Bindung eingehen. Die Bindungslänge steht in direktem Zusammenhang mit dem Radius des Atoms – je größer er ist, desto länger ist die Bindung.

Die Werte der Kovalenzradien einiger Atome (pm; 10 -12 m):

• H = 30 Uhr;
• F=58;
• O = 73;
• N = 75;
• C=77;
• Cl = 99;
• S=103;
• P=110;
• Si = 118;
• Al = 130.

Bei symmetrischen Molekülen (H 2, F 2, Cl 2 ...) wird die halbe Bindungslänge genannt kovalenter Radius. Wenn man den Kovalenzradius kennt, ist es sehr einfach, die Länge einer kovalenten Bindung in einem Molekül zu berechnen. Beispielsweise ist die Länge der kovalenten Bindung des HF-Moleküls = 30 + 58 = 88 pm.

2. Energie einer kovalenten Bindung

Unter kovalente Bindungsenergie(ausgedrückt in kcal / mol oder kJ / mol) verstehen normalerweise die Energie, die erforderlich ist, um die Bindung zu brechen (wenn eine kovalente Bindung gebildet wird, wird Energie freigesetzt, wenn sie gebrochen wird, wird sie absorbiert). Je höher die Bindungsenergie, desto stärker die Bindung.

Die Bindungsenergie hängt von ihrer Länge ab - je länger die Bindung im Molekül, desto leichter ist es, sie zu brechen (weniger Energie aufzuwenden).

Bindungsenergien einiger Moleküle (kJ/mol):

• H 2 = 453 (Bindungslänge = 60 pm);
• Cl 2 = 242 (198 pm);
• HCl = 431 (129 pm).

3. Polarität einer kovalenten Bindung

Dieses Merkmal zeigt die Lage des Elektronenpaares zweier Atome, die eine Bindung eingehen. Der Grad der Bindungspolarität hängt von der Größe der Elektronegativität der die Bindung bildenden Atome ab (je größer sie ist, desto größer ist die Bindungspolarität). In einer polareren kovalenten Bindung ist das gemeinsame Elektronenpaar stärker in Richtung des elektronegativeren Atoms vorgespannt (siehe das Konzept der Elektronegativität).

Die Elektronegativität ist ein tabellarischer Wert, der durch die Polling-Skala bestimmt wird. Es ist viel wichtiger, nicht die Elektronegativität des Atoms selbst als solche zu kennen, sondern den Unterschied zwischen diesen Werten im Molekül - welches der Atome elektronegativer ist und welches weniger.

Die Polarität einer kovalenten Bindung wird mit quantifiziert Dipolmoment(µ), während ein System aus zwei gleichwertigen, aber im Vorzeichen entgegengesetzten Ladungen genannt wird Dipol.

Es ist sehr wichtig, zwischen dem Dipolmoment einer kovalenten Bindung (ihrer Polarität) und dem Dipolmoment des Moleküls als Ganzes zu unterscheiden. In einfachen zweiatomigen Molekülen sind diese beiden Parameter einander gleich. Ein völlig anderes Bild wird bei komplexen Molekülen beobachtet, bei denen das Dipolmoment des Moleküls die Summe der Vektoren der Dipolmomente einzelner Bindungen ist.

4. Polarisierbarkeit einer kovalenten Bindung

Polarisierbarkeit bezieht sich auf das Ausmaß, in dem Elektronen durch ein externes elektrisches Feld verschoben werden können, das von Ionen oder anderen polaren Molekülen erzeugt wird.

Die Polarisierbarkeit einer kovalenten Bindung ist direkt proportional zu ihrer Länge, was im Allgemeinen logisch ist - je weiter ein Elektron vom Kern eines Atoms entfernt ist, desto schwächer wird es von ihm angezogen, daher ist es leichter, sich unter externen Bedingungen zu verschieben Einfluss darauf. So steigt mit zunehmender Bindungslänge ihre Polarisierbarkeit, was wiederum zu einer Erhöhung der Stärke von Säuren führt (zB ist Jodwasserstoffsäure stärker als Flusssäure).

Die Polarisierbarkeit und Polarität einer Bindung sind umgekehrt proportional: Eine weniger polare Bindung ist stärker polarisiert und umgekehrt.

5. Sättigung einer kovalenten Bindung

Sättigung ist die Fähigkeit eines Atoms, eine bestimmte Anzahl kovalenter Bindungen zu bilden – alle „ungepaarten“ Elektronen des Atoms nehmen tendenziell an der Bildung einer Bindung teil. Beispielsweise hat ein Wasserstoffatom nur ein ungepaartes Elektron, während ein Stickstoffatom drei hat. Aus diesem Grund wird die stabilste chemische Verbindung NH 3 sein, aber nicht NH oder NH 2.

6. Orientierung der kovalenten Bindung

Orientierung charakterisiert die räumliche Orientierung einer kovalenten Bindung relativ zu anderen Bindungen des Moleküls. In Molekülen erfahren die Elektronen kovalenter Bindungen und freie Elektronenpaare ständig gegenseitige Abstoßung, wodurch die kovalenten Bindungen so angeordnet sind, dass der Bindungswinkel zwischen ihnen dem Prinzip der geringsten Abstoßung zwischen Elektronen entspricht (z , in einem Wassermolekül beträgt der Bindungswinkel 104,5 °).

7. Multiplizität einer kovalenten Bindung

In einigen Fällen können zwischen Atomen nicht nur ein, sondern zwei (Doppelbindung) oder drei (Dreifachbindung) gemeinsame Elektronenpaare (die sogenannten Mehrfachbindungen) auftreten.

Eine doppelte kovalente Bindung wird in Atomen gebildet, die zwei ungepaarte Elektronen haben; dreifach - für Atome mit drei ungepaarten Elektronen (siehe Mehrfachbindungen).

Wie aus der folgenden Tabelle ersichtlich ist, ist das Stickstoffmolekül etwa 7-mal „stärker“ als das Fluormolekül.

Tabelle der Abhängigkeit der Länge und Stärke einer kovalenten Bindung von ihrer Multiplizität.

Kommunikationslänge - Kernabstand. Je kürzer dieser Abstand ist, desto stärker ist die chemische Bindung. Die Bindungslänge hängt von den Radien der sie bildenden Atome ab: Je kleiner die Atome, desto kürzer die Bindung zwischen ihnen. Beispielsweise ist die Länge der H-O-Bindung kürzer als die Länge der H-N-Bindung (aufgrund des geringeren Austauschs des Sauerstoffatoms).

Eine ionische Bindung ist ein Extremfall einer polaren kovalenten Bindung.

Metallverbindung.

Voraussetzung für das Zustandekommen dieser Art von Verbindung ist:

1) das Vorhandensein einer relativ kleinen Anzahl von Elektronen auf den äußeren Ebenen von Atomen;

2) das Vorhandensein leerer (vakanter Orbitale) auf den äußeren Ebenen von Metallatomen

3) relativ niedrige Ionisierungsenergie.

Betrachten Sie die Bildung einer metallischen Bindung am Beispiel von Natrium. Das Valenzelektron von Natrium, das sich auf der 3s-Unterebene befindet, kann sich relativ leicht entlang der leeren Orbitale der äußeren Schicht bewegen: entlang 3p und 3d. Wenn sich Atome infolge der Bildung eines Kristallgitters annähern, überlappen sich die Valenzorbitale benachbarter Atome, wodurch sich Elektronen frei von einer Umlaufbahn zur anderen bewegen und eine Verbindung zwischen ALLEN Atomen des Metallkristalls herstellen.

An den Knoten des Kristallgitters befinden sich positiv geladene Ionen und Metallatome, und zwischen ihnen befinden sich Elektronen, die sich frei im Kristallgitter bewegen können. Diese Elektronen werden allen Atomen und Ionen des Metalls gemeinsam und werden "Elektronengas" genannt. Die Bindung zwischen allen positiv geladenen Metallionen und freien Elektronen im Kristallgitter von Metallen wird genannt metallische Bindung.

Das Vorhandensein einer metallischen Bindung bestimmt die physikalischen Eigenschaften von Metallen und Legierungen: Härte, elektrische Leitfähigkeit, Wärmeleitfähigkeit, Formbarkeit, Duktilität, metallischer Glanz. Freie Elektronen können Wärme und Elektrizität transportieren, daher sind sie die Ursache für die wichtigsten physikalischen Eigenschaften, die Metalle von Nichtmetallen unterscheiden - hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit.

Wasserstoffverbindung.

Wasserstoffverbindung tritt zwischen Molekülen auf, die Wasserstoff enthalten, und Atomen mit hohem EO (Sauerstoff, Fluor, Stickstoff). Die kovalenten Bindungen H-O, H-F, H-N sind stark polar, wodurch sich am Wasserstoffatom eine überschüssige positive Ladung und an den gegenüberliegenden Polen eine überschüssige negative Ladung ansammelt. Zwischen entgegengesetzt geladenen Polen entstehen elektrostatische Anziehungskräfte - Wasserstoffbrückenbindungen.

Wasserstoffbrückenbindungen können sowohl intermolekular als auch intramolekular sein. Die Energie einer Wasserstoffbindung ist etwa zehnmal geringer als die Energie einer konventionellen kovalenten Bindung, dennoch spielen Wasserstoffbrücken eine wichtige Rolle in vielen physikalisch-chemischen und biologischen Prozessen. Insbesondere sind DNA-Moleküle Doppelhelixe, in denen zwei Nukleotidketten durch Wasserstoffbrückenbindungen verbunden sind. Intermolekulare Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Wasser und Fluorwasserstoffmolekülen können wie folgt dargestellt werden (Punkte):

Substanzen mit einer Wasserstoffbrücke haben molekulare Kristallgitter. Das Vorhandensein einer Wasserstoffbrücke führt zur Bildung von Molekülassoziaten und als Folge zu einer Erhöhung der Schmelz- und Siedepunkte.

Neben den aufgeführten Haupttypen chemischer Bindungen gibt es auch universelle Wechselwirkungskräfte zwischen beliebigen Molekülen, die nicht zum Aufbrechen oder zur Bildung neuer chemischer Bindungen führen. Diese Wechselwirkungen werden Van-der-Waals-Kräfte genannt. Sie bewirken die gegenseitige Anziehung der Moleküle eines bestimmten Stoffes (oder verschiedener Stoffe) in flüssigen und festen Aggregatzuständen.

Unterschiedliche Arten chemischer Bindungen bestimmen die Existenz verschiedener Arten von Kristallgittern (Tabelle).

Molekulare Substanzen haben molekulare Struktur. Zu diesen Stoffen zählen alle Gase, Flüssigkeiten sowie feste Stoffe mit einem molekularen Kristallgitter, wie beispielsweise Jod. Festkörper mit einem Atom-, Ionen- oder Metallgitter haben nichtmolekulare Struktur, sie enthalten keine Moleküle.

Tisch

Merkmal des Kristallgitters	Kristallgittertyp
Molekular	Ionisch	Atomar	Metall
Teilchen an Gitterplätzen	Moleküle	Kationen und Anionen	Atome	Kationen und Metallatome
Die Art der Verbindung zwischen Teilchen	Kräfte der intermolekularen Wechselwirkung (einschließlich Wasserstoffbrückenbindungen)	Ionische Bindungen	kovalente Bindungen	Metallverbindung
Haftfestigkeit	Schwach	dauerhaft	Sehr langlebig	unterschiedlich stark
Besondere physikalische Eigenschaften von Stoffen	Schmelzbar oder sublimierend, geringe Härte, viele wasserlöslich	Feuerfest, hart, spröde, viele wasserlöslich. Lösungen und Schmelzen leiten Strom	Sehr feuerfest, sehr hart, praktisch unlöslich in Wasser	Hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit, metallischer Glanz, Duktilität.
Substanzbeispiele	Einfache Substanzen - Nichtmetalle (in festem Zustand): Cl 2, F 2, Br 2, O 2, O 3, P 4, Schwefel, Jod, (außer Silizium, Diamant, Graphit); Komplexe Substanzen, die aus Nichtmetallatomen bestehen (außer Ammoniumsalzen): Wasser, Trockeneis, Säuren, Nichtmetallhalogenide: PCl 3, SiF 4, CBr 4, SF 6, organische Substanzen: Kohlenwasserstoffe, Alkohole, Phenole, Aldehyde usw .	Salze: Natriumchlorid, Bariumnitrat usw.; Alkalien: Kaliumhydroxid, Calciumhydroxid, Ammoniumsalze: NH 4 Cl, NH 4 NO 3 usw., Metalloxide, Nitride, Hydride usw. (Verbindungen von Metallen mit Nichtmetallen)	Diamant, Graphit, Silizium, Bor, Germanium, Siliziumoxid (IV) - Siliziumdioxid, SiC (Carborundum), schwarzer Phosphor (P).	Kupfer, Kalium, Zink, Eisen und andere Metalle
Vergleich von Stoffen nach Schmelz- und Siedepunkt.
	Aufgrund der schwachen Kräfte der intermolekularen Wechselwirkung haben solche Substanzen die niedrigsten Schmelz- und Siedepunkte. Außerdem ist t 0 pl umso höher, je größer das Molekulargewicht der Substanz ist. es hat. Ausnahmen sind Stoffe, zwischen deren Molekülen sich Wasserstoffbrückenbindungen ausbilden können. Beispielsweise hat HF ​​einen höheren t 0 pl. als HCl.	Substanzen haben einen hohen t 0 pl., aber niedriger als Substanzen mit einem Atomgitter. Je höher die Ladungen der Ionen, die sich an den Gitterplätzen befinden, und je geringer der Abstand zwischen ihnen ist, desto höher ist der Schmelzpunkt der Substanz. Zum Beispiel t 0 Quadrat. CaF 2 ist höher als t 0 pl. KF.	Sie haben den höchsten t 0 pl. Je stärker die Bindung zwischen den Atomen im Gitter ist, desto höher ist t 0 pl. hat Substanz. Zum Beispiel hat Si ein niedrigeres Quadrat t 0 als C.	Metalle haben unterschiedliche t0 pl.: von -37 0 С für Quecksilber bis 3360 0 С für Wolfram.

Definition

Eine kovalente Bindung ist eine chemische Bindung, die aufgrund der Sozialisierung von Atomen ihrer Valenzelektronen gebildet wird. Eine zwingende Bedingung für die Bildung einer kovalenten Bindung ist die Überlappung von Atomorbitalen (AO), auf denen sich Valenzelektronen befinden. Im einfachsten Fall führt die Überlappung zweier AOs zur Bildung von zwei Molekülorbitalen (MOs): einem bindenden MO und einem antibindenden (lösenden) MO. Gemeinsame Elektronen befinden sich auf einem Bindungs-MO mit niedrigerer Energie:

Kommunikationserziehung

Kovalente Bindung (Atombindung, homöopolare Bindung) - eine Bindung zwischen zwei Atomen aufgrund der Sozialisation (Elektronenteilung) von zwei Elektronen - eines von jedem Atom:

A. + B. -> A: B

Aus diesem Grund hat die homöopolare Beziehung einen gerichteten Charakter. Ein bindungsbildendes Elektronenpaar gehört gleichzeitig zu beiden Bindungsatomen, zum Beispiel:

	..		..						..
:	Kl	:	Kl	:			H	:	Ö	:	H
	..		..						..

Arten der kovalenten Bindung

Es gibt drei Arten von kovalenten chemischen Bindungen, die sich im Mechanismus ihrer Bildung 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 sozialisiertes Elektronenpaar besitzen, wird eine solche Bindung als unpolare Kovalente bezeichnet Bindung. Wenn die Atome unterschiedlich sind, dann wird der Grad des Eigentums an einem sozialisierten Elektronenpaar durch den Unterschied in der Elektronegativität der Atome bestimmt, ein Atom mit einer größeren Elektronegativität hat in größerem Maße ein Paar Bindungselektronen, und daher ist es wahr Ladung ein negatives Vorzeichen hat, erhält ein Atom mit geringerer Elektronegativität jeweils die gleiche Ladung, jedoch mit positivem Vorzeichen.

Sigma (σ)-, Pi (π)-Bindungen - eine ungefähre Beschreibung der Arten von kovalenten Bindungen in den Molekülen organischer Verbindungen, σ-Bindung ist dadurch gekennzeichnet, dass die Dichte der Elektronenwolke entlang der Verbindungsachse maximal ist die Kerne der Atome. Wenn eine π-Bindung gebildet wird, kommt es zur sogenannten seitlichen Überlappung von Elektronenwolken, und die Dichte der Elektronenwolke ist "über" und "unter" der Ebene der σ-Bindung maximal. Nehmen Sie zum Beispiel Ethylen, Acetylen und Benzol.

Im Ethylenmolekül C 2 H 4 gibt es eine Doppelbindung CH 2 \u003d CH 2, ihre elektronische Formel lautet: 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 ungefähr 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, weniger starke kovalente Bindung wird als π-Bindung bezeichnet.

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-Bindungen zwischen denselben Kohlenstoffatomen. Oberhalb des Wirkungsbereichs der σ-Bindung befinden sich zwei π-Bindungen 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 werden nicht drei separate π-Bindungen gebildet, sondern ein einziges π-Elektronensystem aus sechs Elektronen, das allen Kohlenstoffatomen gemeinsam ist. Die Bindungen zwischen den Kohlenstoffatomen im Benzolmolekül sind genau gleich.

Eine kovalente Bindung entsteht durch die Vergesellschaftung von Elektronen (unter Bildung gemeinsamer Elektronenpaare), die bei der Überlappung von Elektronenwolken auftritt. Elektronenwolken zweier Atome sind an der Bildung einer kovalenten Bindung beteiligt. Es gibt zwei Haupttypen von kovalenten Bindungen:

• Zwischen Nichtmetallatomen desselben chemischen Elements wird eine kovalente unpolare Bindung gebildet. Einfache Substanzen haben eine solche Bindung, zB O 2; N2; C12 .
• Zwischen Atomen verschiedener Nichtmetalle wird eine kovalente polare Bindung gebildet.

siehe auch

Literatur

• "Chemical Encyclopedic Dictionary", M., "Soviet Encyclopedia", 1983, S.264.

Organische Chemie
Liste organischer Verbindungen

Strukturchemie
Chemische Bindung:	Aromatizität | kovalente Bindung| Ionenbindung | Metallverbindung | Wasserstoffbrückenbindung | Geber-Akzeptor-Anleihe | Tautomerie
Strukturanzeige:	Funktionsgruppe | Strukturformel | Chemische Formel | Ligand
Elektronische Eigenschaften:	Elektronegativität | Elektronenaffinität | Ionisationsenergie | Dipol | Oktettregel
Stereochemie:	Asymmetrisches Atom | Isomerie | Konfiguration | Chiralität | Konformation

Wikimedia-Stiftung. 2010 .

• Große polytechnische Enzyklopädie

CHEMISCHE BINDUNG Der Mechanismus, durch den sich Atome verbinden, um Moleküle zu bilden. Es gibt mehrere Arten einer solchen Bindung, die entweder auf der Anziehung entgegengesetzter Ladungen oder auf der Bildung stabiler Konfigurationen durch den Austausch von Elektronen beruhen. ... ... Wissenschaftliches und technisches Lexikon

chemische Bindung- CHEMISCHE BINDUNG, die Wechselwirkung von Atomen, die ihre Verbindung zu Molekülen und Kristallen verursacht. Die bei der Bildung einer chemischen Bindung wirkenden Kräfte sind hauptsächlich elektrischer Natur. Die Bildung einer chemischen Bindung geht mit einer Umlagerung einher ... ... Illustriertes enzyklopädisches Wörterbuch

Gegenseitige Anziehung von Atomen, die zur Bildung von Molekülen und Kristallen führt. Es ist üblich zu sagen, dass in einem Molekül oder in einem Kristall zwischen benachbarten Atomen ch vorhanden sind. Die Wertigkeit eines Atoms (auf die weiter unten näher eingegangen wird) gibt die Anzahl der Bindungen an ... Große sowjetische Enzyklopädie

chemische Bindung- gegenseitige Anziehung von Atomen, die zur Bildung von Molekülen und Kristallen führt. Die Wertigkeit eines Atoms zeigt die Anzahl der Bindungen, die ein bestimmtes Atom mit benachbarten Atomen eingeht. Der Begriff "chemische Struktur" wurde von Akademiker A. M. Butlerov in ... ... eingeführt. Enzyklopädisches Wörterbuch der Metallurgie

Eine Ionenbindung ist eine starke chemische Bindung zwischen Atomen mit einem großen Unterschied in der Elektronegativität, bei der ein gemeinsames Elektronenpaar vollständig auf ein Atom mit einer größeren Elektronegativität übertragen wird. Ein Beispiel ist die CsF-Verbindung ... Wikipedia

Chemische Bindung ist das Phänomen der Wechselwirkung von Atomen aufgrund der Überlappung von Elektronenwolken, die Partikel binden, was mit einer Abnahme der Gesamtenergie des Systems einhergeht. Der Begriff "chemische Struktur" wurde erstmals 1861 von A. M. Butlerov eingeführt ... ... Wikipedia

Die kovalente Bindung wird charakterisiert Orientierung im Weltraum, Polarität, Vielfalt, Energie und Länge.

Wie wir wissen, haben Elektronenorbitale (außer s-Orbitale). räumliche Orientierung. Die kovalente Bindung, die das Ergebnis von Elektron-Kern-Wechselwirkungen ist, befindet sich in einer bestimmten Richtung in Bezug auf die Kerne dieser Atome. Überlappen sich Elektronenwolken in Richtung der Geraden, die die Atomkerne verbindet (also entlang der Bindungsachse), spricht man von einer solchen kovalenten Bindung s-Bindung(Sigma-Anleihe). Beispielsweise sind in H 2 , Cl 2 , HC1-Molekülen die Atome durch eine kovalente s-Bindung verbunden. Kovalente Sigma-Bindungen werden gebildet, wenn sich Orbitale überlappen: s- s (wie in H 2): s - R(wie in HC1), R- R(wie in C1 2).

Wenn sich die senkrecht zur Bindungsachse gerichteten p-Orbitale überlappen, werden zwei überlappende Regionen auf beiden Seiten der Bindungsachse gebildet. Eine solche kovalente Bindung wird als p-Bindung (pi-Bindung) bezeichnet (Abb. 6). Beispielsweise sind in einem Stickstoffmolekül die Atome durch eine s-Bindung und zwei p-Bindungen verbunden (Abb. 7).

Reis. 6. Schematische Darstellung der p-Bindung

Reis. 7. Schematische Darstellung von s- und p-Bindungen in einem Stickstoffmolekül

Die Orientierung der kovalenten Bindung bestimmt die räumliche Struktur der Moleküle, also ihre Form. Das Chlorwasserstoffmolekül hat eine lineare Form: Es wird mit einer s-Bindung (s - p-Orbitale) gebildet. Das Wassermolekül hat eine eckige Struktur: Es entsteht durch die Überlappung der s-Orbitale zweier Wasserstoffatome mit zwei senkrecht zueinander stehenden p-Orbitalen des Sauerstoffatoms (Abb. 8). Daher muss der Winkel zwischen s-Bindungen in einem Wassermolekül gleich 90° sein. Tatsächlich beträgt der Winkel 104,5°, was durch das Phänomen der Hybridisierung erklärt wird. Das Ammoniakmolekül hat die Form einer regelmäßigen Pyramide, das Methanmolekül hat die Form eines Tetraeders.

Reis. 8. Die Struktur des Wassermoleküls

Polarität der Kommunikation wird durch die Asymmetrie in der Verteilung der gemeinsamen Elektronenwolke entlang der Bindungsachse bestimmt.

Befinden sich gemeinsame Elektronenpaare symmetrisch zu beiden Kernen, so wird eine solche kovalente Bindung als unpolar bezeichnet.

In den Molekülen einfacher Substanzen - Wasserstoff H 2, Sauerstoff O 2, Stickstoff N 2, Chlor C1 2, Fluor F 2 - sind Atome durch eine unpolare kovalente Bindung verbunden.

Wenn gemeinsame Elektronenpaare zu einem der Atome verschoben werden (sie befinden sich asymmetrisch in Bezug auf die Kerne verschiedener Atome), wird eine solche kovalente Bindung als polar bezeichnet.

Die Bindung in den Wassermolekülen H 2 O, Ammoniak NH 3, Chlorwasserstoff HC1 ist polar.

Vielzahl Die kovalente Bindung wird durch die Anzahl der gemeinsamen Elektronenpaare bestimmt, die Atome verbinden.

Die Bindung zwischen zwei Atomen mit einem Elektronenpaar wird als bezeichnet einfach(Bindungen H - C1, C - H, H - O usw.). Eine Bindung zwischen zwei Atomen mit zwei Elektronenpaaren heißt doppelt. Eine Bindung zwischen zwei Atomen mit drei Elektronenpaaren heißt verdreifachen.

Beispielsweise wird eine Doppelbindung zwischen Kohlenstoffatomen in Ethylen H 2 C \u003d CH 2 beobachtet, eine Dreifachbindung wird in Stickstoffmolekülen N N, Acetylen H - C C - H beobachtet.

Linklänge ist der Gleichgewichtsabstand zwischen den Atomkernen. Die Bindungslänge wird in Nanometern (nm) ausgedrückt. Je kürzer die Bindungslänge, desto stärker die chemische Bindung. Die Stärke einer Bindung wird durch ihre Energie gemessen.

Bindungsenergie ist gleich der Arbeit, die aufgewendet werden muss, um die Verbindung zu lösen. Drücken Sie die Bindungsenergie in Kilojoule pro Mol (kJ/mol) aus; Beispielsweise beträgt die Bindungsenergie in einem Wasserstoffmolekül 435 kJ / mol. Die Bindungsenergie steigt mit abnehmender Bindungslänge (Tabelle 10).

Tabelle 10 Art, Länge und Energie von Bindungen in den Molekülen bestimmter Substanzen

Die Bindungsenergie steigt mit zunehmender Bindungsmultiplizität (Tabelle 11).

Tabelle 11 Bindungslänge und -energie zwischen Stickstoffatomen und zwischen Kohlenstoffatomen

Der Prozess der Bindungsbildung läuft unter Freisetzung von Energie ab (exothermer Prozess), und der Prozess des Aufbrechens der Bindung - mit der Absorption von Energie (endothermer Prozess).

Polarität von Molekülen

Polarität von Molekülen hängt von der Polarität der einzelnen Bindungen und ihrer Lage im Molekül (also von der Struktur der Moleküle) ab.

Moleküle einfacher Substanzen (H 2, F 2, N 2 usw.), die durch unpolare kovalente Bindungen gebildet werden, unpolar.

Moleküle komplexer Substanzen können sowohl unpolar als auch polar sein. Beispiele für Stoffe mit unpolaren Molekülen: Kohlendioxid CO 2, Methan CH 4, Benzol C 6 H 6, Glucose C 6 H 12 O 6, Dimethylether C 2 H 6 O usw. Beispiele für Stoffe mit polaren Molekülen: Schwefel Dioxid SO 2, Wasser H 2 O, Ammoniak NH 3, Ethylalkohol C 2 H 5 OH usw.

Bei unpolaren Molekülen fällt der „Schwerpunkt“ der Elektronenwolke mit dem „Schwerpunkt“ der positiven Ladung der Kerne zusammen. Bei polaren Molekülen fällt der „Schwerpunkt“ der Elektronenwolke nicht mit dem „Schwerpunkt“ der positiven Ladung zusammen.

Beispielsweise ist in einem HC1-Chlorwasserstoffmolekül die Elektronendichte in der Nähe des Chlorkerns höher als in der Nähe des Wasserstoffkerns, d.h. das Chloratom hat eine negative Ladung q = - 0,18, und das Wasserstoffatom ist positiv geladen q-= + 0,18. Gebühren (q) Atome in einem Molekül heißen .effizient. Daher können polare Moleküle als betrachtet werden elektrische Dipole, bei dem Ladungen mit unterschiedlichem Vorzeichen, aber gleicher Größe in einem bestimmten Abstand voneinander angeordnet sind. Das Maß für die Polarität von Molekülen ist elektrisches Moment des Dipols.

Das elektrische Moment eines Dipols ist das Produkt aus der effektiven Ladung mal dem Abstand zwischen den Zentren positiver und negativer Ladungen im Molekül. Das elektrische Moment eines Dipols in einem Molekül hängt von seiner Struktur ab. Das Vorhandensein oder Fehlen des elektrischen Moments des Dipols ermöglicht es, die geometrische Struktur des Moleküls zu beurteilen. Beispielsweise ist das CO 2 -Molekül unpolar, während das SO 2 -Molekül ein elektrisches Dipolmoment hat. Daraus folgt, dass das CO 2 -Molekül eine lineare Struktur und das SO 2 -Molekül eine winklige Struktur hat.

Die Eigenschaften von Stoffen hängen von der Polarität der Moleküle ab. Stoffe, deren Moleküle polar sind, haben höhere Siede- und Schmelzpunkte als Stoffe, deren Moleküle unpolar sind. Dies liegt an der gegenseitigen Anziehung polarer Moleküle.

Elektronegativität

Die Fähigkeit von Atomen eines chemischen Elements, gemeinsame Elektronenpaare anzuziehen, wird als Elektronegativität bezeichnet.

Die Elektronegativität eines Elements wird durch die Summe seiner Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität bestimmt. Die relative Elektronegativität der Atome einiger Elemente ist in der Tabelle angegeben. 12.

Tabelle 12 Relative Elektronegativität einiger Elemente

Zeitraum	Gruppe
	ich	II	III	IV	v	VI	VII
	H2.1
	Li 0,98	1,5 sein	In 2.0	Ab 2.5	N 3.07	Etwa 3,50	F4.0
	Na 0,93	Magnesium 1,2	AI 1.6	Si 1.9	P 2.2	S 2.6	Klasse 3.0
	K 0,91	Ca 1.04	Ga 1,8	Ge 2.0	Als 2.1	Siehe 2.5	Br2.8
	Rb 0,89	0,99 €	Im 1.5	sn 1.7	Sb 1.8	Die 2.1	ich 2.6

Je größer die Elektronegativität eines Atoms ist, desto stärker zieht es ein gemeinsames Elektronenpaar an. Wenn eine kovalente Bindung zwischen zwei Atomen verschiedener Elemente gebildet wird, verschieben sich die gemeinsamen Elektronenpaare in Richtung des elektronegativeren Atoms. Beispielsweise sind im Wassermolekül H 2 O die gemeinsamen Elektronenpaare zum Sauerstoffatom verschoben.

Die relative Elektronegativität eines Atoms ist kein streng konstanter Wert und wird nur verwendet, um die Richtung der Verschiebung gemeinsamer Elektronenpaare während der Bildung von Molekülen zu bestimmen

Die Elektronegativität der Elemente gehorcht dem Periodengesetz. In einer Periode steigt die Elektronegativität von Elementen mit der Erhöhung der Ordnungszahl des Elements. Zu Beginn der Periode gibt es Elemente mit geringer Elektronegativität (Metalle), am Ende der Periode Elemente mit höchster Elektronegativität (Nichtmetalle), in der Untergruppe nimmt die Elektronegativität der Elemente mit zunehmender Seriennummer ab. Das elektronegativste Element im Periodensystem ist Fluor, Inerte Elemente haben keine Elektronegativität.

Chemische Elemente können in aufsteigender Reihenfolge der Elektronegativität in einer Reihe angeordnet werden.

Sb, Si. B, wie. H, Te. R. C, Se, I, S, Br. Cl, N. O, F

die Elektronegativität nimmt zu

Elektronegativität charakterisiert den Unterschied in den Eigenschaften von Elementen. Daher wird es als qualitatives Merkmal bei der Bestimmung der Art einer chemischen Bindung in verschiedenen Verbindungen verwendet.

Ionenverbindung

Bei der Bildung von Verbindungen aus Elementen mit sehr unterschiedlicher Elektronegativität (typische Metalle und typische Nichtmetalle) werden die gemeinsamen Elektronenpaare vollständig zum elektronegativeren Atom verschoben. Infolge, Ionen.

Beispielsweise paart sich bei der Verbrennung von Natrium in Chlor das ungepaarte 3s-Elektron des Natriumatoms mit dem 3p-Elektron des Chloratoms. Das gemeinsame Elektronenpaar verschiebt sich vollständig zum Chloratom. Als Ergebnis werden Natriumionen Na + und Chloridionen Cl – gebildet.

Geladene Teilchen, in die sich Atome durch die Rückgabe oder Hinzufügung von Elektronen verwandeln, nennt man Ionen.

Die Ladung eines negativen Ions ist gleich der Anzahl der Elektronen, die das Atom gebunden hat. Die Ladung eines positiven Ions ist gleich der Anzahl an Elektronen, die das Atom abgegeben hat.

Gegensätzlich geladene Nonons ziehen sich an.

Verbindungen, die aus Ionen gebildet werden, nennt man ionisch. Die Bindung zwischen Ionen wird als ionisch bezeichnet.

Es gibt keine scharfe Grenze zwischen ionischen und kovalenten Bindungen. Als Extremfall einer kovalenten polaren Bindung kann eine ionische Bindung betrachtet werden (Abb. 9). Im Gegensatz zu kovalenten Bindungen sind ionische Bindungen ungerichtet.

Der Vorgang der Abgabe von Elektronen wird als Oxidation bezeichnet. Der Vorgang des Hinzufügens von Elektronen wird als Reduktion bezeichnet.

Wenn zum Beispiel Natrium mit Chlor reagiert, gibt das Natriumatom ein Elektron ab, wird oxidiert und das Natriumion Na wird gebildet - e-®Na +

Abbildung 9. Schematische Darstellung des Übergangs von einer kovalenten zu einer kyonischen Bindung

Das Chloratom lagert ein Elektron an, wird reduziert und das Chloridion Cl + entsteht e -®Cl - .

Metalle der Hauptnebengruppen der Gruppen I und II bilden in Verbindung mit Nichtmetallen der Hauptnebengruppe der Gruppe VII typische ionische Verbindungen. Zum Beispiel Natriumchlorid NaCl, Kaliumfluorid KF, Calciumchlorid CaCl 2.

Ionische Verbindungen sind feste kristalline Substanzen.

Wasserstoffverbindung

Ein an ein stark elektronegatives Element (Fluor, Sauerstoff, Stickstoff) gebundenes Wasserstoffatom kann eine weitere Bindung zu einem anderen Atom eines stark elektronegativen Elements eingehen. Beispielsweise sind in einem Wassermolekül Wasserstoffatome durch eine polare kovalente Bindung mit Sauerstoffatomen verbunden. Gemeinsame Elektronenpaare werden zum Sauerstoffatom verschoben. Das Wasserstoffatom hat eine teilweise positive Ladung, und das Sauerstoffatom hat eine teilweise negative Ladung. Das positiv geladene Wasserstoffatom eines Wassermoleküls wird von dem negativ geladenen Sauerstoffatom eines anderen Wassermoleküls angezogen. Zwischen zwei Sauerstoffatomen wird mit Hilfe eines Wasserstoffatoms eine Bindung gebildet. Das Wasserstoffatom befindet sich auf einer geraden Linie, die die Kerne dieser Atome verbindet

O ¾ H. . . O ¾ H. . . O ¾ H. . . O ¾ H

Eine Wasserstoffbrücke wird aufgrund der elektrostatischen Anziehungskräfte polarer Moleküle zueinander gebildet, insbesondere wenn sie Atome stark elektronegativer Elemente (F, O, N) enthalten.

Zum Beispiel bilden Wasserstoffbrückenbindungen HF, H 2 O, NH 3, bilden aber nicht ihre Analoga HCl, H 2 S, PH 3.

Wasserstoffbrückenbindungen sind instabil und brechen ziemlich leicht (z. B. wenn Eis schmilzt und Wasser kocht), aber da etwas Energie benötigt wird, um diese Bindungen zu brechen, sind die Schmelz- und Siedepunkte von Substanzen mit Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Molekülen viel höher als denen ähnlicher Substanzen, aber ohne Wasserstoffbrückenbindungen. Zum Beispiel:

(in HF und H 2 O gibt es Wasserstoffbrückenbindungen, aber in HCl und H 2 S nicht).

Viele organische Verbindungen bilden auch Wasserstoffbrückenbindungen, und Wasserstoffbrückenbindungen spielen eine wichtige Rolle in biologischen Prozessen.

Metallverbindung

Metalle haben die niedrigste Ionisationsenergie. Daher lösen sich Valenzelektronen in Metallen leicht von einzelnen Atomen und werden dem gesamten Kristall gemeinsam. (sozialisiert). So entstehen positive Metallionen und Elektronengas- Satz beweglicher Elektronen. In einem Metallkristall binden eine kleine Anzahl gemeinsamer Elektronen eine große Anzahl von Ionen.

Die chemische Bindung in Metallen zwischen positiven Ionen und sozialisierten Elektronen wird als metallische Bindung bezeichnet.

Eine metallische Bindung ähnelt einer kovalenten Bindung. Die Bildung dieser Bindungen basiert auf den Prozessen der Vergesellschaftung von Valenzelektronen. Aber in einem Metall sind Valenzelektronen dem gesamten Kristall gemeinsam, und in Verbindungen mit einer kovalenten Bindung sind nur Valenzelektronen von zwei benachbarten Atomen gemeinsam. Die metallische Bindung ist ungerichtet, da die Valenzelektronen nahezu gleichmäßig im Kristall verteilt sind.

Eine metallische Bindung ist nur für Metalle in festem oder flüssigem Aggregatzustand charakteristisch.

LÖSUNGEN

Ähnliche Informationen.

Einführung. 3

1 Kovalente Bindung. Grundlegendes Konzept. 4

2 Die Hauptmerkmale der kovalenten Bindung. 6

3 Arten von kovalenten Bindungen. acht

4 Wertigkeit. zehn

Einführung

Eine relativ kleine Anzahl von Elementen im Periodensystem von Dmitri Ivanovich Mendeleev - 118 - bilden etwa 10 Millionen einfache und komplexe Substanzen. Der Grund für dieses Phänomen liegt in der Tatsache, dass sich die Atome vieler Elemente durch Wechselwirkung miteinander verbinden und unterschiedliche chemische Verbindungen bilden.

Die Kraft, die zwei oder mehr wechselwirkende Atome zu Molekülen oder anderen Teilchen verbindet, wird als chemische Bindung bezeichnet.

Der Grund für die Bildung einer chemischen Bindung ist der Wunsch von Metall- und Nichtmetallatomen, durch Wechselwirkung mit anderen Atomen eine stabilere elektronische Struktur zu erreichen. Wenn eine chemische Bindung gebildet wird, werden die elektronischen Strukturen der Bindungsatome erheblich neu angeordnet, daher ändern sich viele ihrer Eigenschaften in Verbindungen.

Im Wort „kovalent“ bedeutet die Vorsilbe „co-“ „gemeinsame Teilnahme“. Und "valenta" in der Übersetzung ins Russische - Stärke, Fähigkeit. In diesem Fall meinen wir die Fähigkeit von Atomen, sich mit anderen Atomen zu verbinden. Ein Beispiel für eine chemische Bindung ist eine kovalente Bindung.

Der Begriff kovalente Bindung wurde erstmals 1919 vom Nobelpreisträger Irving Langmuir geprägt. Der Begriff bezog sich auf eine chemische Bindung aufgrund des gemeinsamen Besitzes von Elektronen, im Gegensatz zu einer metallischen Bindung, bei der die Elektronen frei waren, oder einer Ionenbindung, bei der eines der Atome ein Elektron abgab und zu einem Kation wurde, und die ein anderes Atom nahm ein Elektron auf und wurde zu einem Anion.

Später (1927) haben F. London und W. Heitler am Beispiel eines Wasserstoffmoleküls erstmals eine kovalente Bindung aus quantenmechanischer Sicht beschrieben.

kovalente Bindung. Grundlegendes Konzept

Bei der Bildung einer kovalenten Bindung bündeln Atome ihre Elektronen gleichsam zu einem gemeinsamen „Sparschwein“ – einem Molekülorbital, das aus den Atomhüllen einzelner Atome gebildet wird. Diese neue Hülle enthält möglichst viele vollständige Elektronen und ersetzt die Atome durch ihre eigenen unvollständigen Atomhüllen.

Betrachten wir die Entstehung einer kovalenten Bindung am Beispiel der Bildung eines Wasserstoffmoleküls aus zwei Wasserstoffatomen (Abb. 1). Dieser Vorgang ist bereits eine typische chemische Reaktion, denn aus einem Stoff (atomarer Wasserstoff) entsteht ein anderer – molekularer Wasserstoff. Ein äußeres Zeichen für die Energieeffizienz dieses Prozesses ist die Freisetzung einer großen Wärmemenge.

Reis. 1. Die Entstehung einer kovalenten Bindung bei der Bildung eines Wasserstoffmoleküls aus zwei Wasserstoffatomen.

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.

Wenn sich die Elektronenhüllen zweier Wasserstoffatome nähern und eine neue, nun molekulare Elektronenhülle bilden (Abb. 1), ähnelt diese neue Hülle der fertigen Elektronenhülle des Edelgasatoms Helium.

Fertige Schalen sind, wie wir uns erinnern, stabiler als unfertige. Somit fällt die Gesamtenergie des neuen Systems, des Wasserstoffmoleküls, viel geringer aus als die Gesamtenergie zweier ungebundener Wasserstoffatome. Die überschüssige Energie wird in Form von Wärme freigesetzt.

In dem resultierenden System aus zwei Wasserstoffatomen wird jeder Kern von zwei Elektronen bedient. In einer neuen (Molekül-)Hülle lässt sich nicht mehr unterscheiden, welche der Elektronen zuvor zu dem einen oder anderen Atom gehörten. Es ist üblich zu sagen, dass Elektronen sozialisiert sind. Da beide Kerne gleichermaßen ein Elektronenpaar beanspruchen, konzentriert sich die Elektronendichte sowohl um die Kerne als auch im Raum zwischen den Atomen (dies ist in Abb. 2 dargestellt).

Reis. 2. Eine andere Möglichkeit, Atom- und Molekülorbitale darzustellen

In Abbildung 2 spiegelt die Punktdichte die "Elektronendichte" wider, dh die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron an einem beliebigen Punkt im Raum in der Nähe der Kerne von Wasserstoffatomen zu finden. Es ist ersichtlich, dass im Wasserstoffmolekül im Raum zwischen den beiden Kernen eine erhebliche Elektronendichte konzentriert ist.

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

Hauptmerkmale einer kovalenten Bindung

Die Hauptmerkmale einer kovalenten Bindung sind: Bindungslänge (Abstand zwischen den Atomzentren in einem Molekül); Bindungsenergie (die Energie, die aufgewendet werden muss, um die Bindung zu lösen); Bindungspolarität (ungleichmäßige Verteilung der Elektronendichte zwischen Atomen aufgrund unterschiedlicher Elektronegativität); Polarisierbarkeit (die Leichtigkeit, mit der die Elektronendichte der Bindung zu einem der Atome unter dem Einfluss externer Faktoren weggefegt wird); Orientierung (kovalente Bindung, die auf die Linie gerichtet ist, die die Zentren der Atome verbindet).

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 unpolare und polare unterteilt.

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 Elektronenbeweglichkeit bestimmt. Die Polarität und Polarisierbarkeit kovalenter Bindungen bestimmen die Reaktivität von Molekülen gegenüber polaren Reagenzien. Elektronen sind um so beweglicher, je weiter sie vom Kern entfernt sind.

Abhängig von der Elektronegativität der Atome, zwischen denen sich eine kovalente Bindung gebildet hat, kann diese polar oder unpolar sein.

Wenn die Elektronegativität der Atome gleich ist, dann hat das gemeinsame Elektronenpaar den gleichen Abstand vom Kern jedes der Atome. Eine solche Bindung wird als kovalent-unpolar bezeichnet. Wenn eine kovalente Bindung zwischen Atomen mit unterschiedlicher Elektronegativität auftritt, verschiebt sich das gemeinsame Elektronenpaar zu einem elektronegativeren Atom. In diesem Fall wird eine kovalente polare Bindung gebildet. Der Pfeil in der Formel gibt die Polarität der kovalenten Bindung an. Mit dem griechischen Buchstaben b („Delta“) werden Partialladungen an Atomen bezeichnet: b + - reduzierte, 6 - erhöhte Elektronendichte.

Je nach Anzahl der Elektronenpaare, die eine kovalente Bindung eingehen, unterscheidet man einfache Bindungen - mit einem Elektronenpaar und Mehrfachbindungen - mit zwei oder drei Paaren.