Zu den wichtigsten Eigenschaften einer Bindung gehören: Länge, Polarität, Dipolmoment, Sättigung, Richtwirkung, Stärke und Vielzahl von Bindungen.

Kommunikationslänge ist der Abstand zwischen den Atomkernen in einem Molekül. Die Bindungslänge wird durch die Größe der Kerne und den Überlappungsgrad der Elektronenwolken bestimmt.

Die Bindungslänge in HF beträgt 0,92∙10 -10, in HCl - 1,28∙10 -10 m. Je stärker die chemische Bindung ist, desto kürzer ist ihre Länge.

Bindungswinkel (Valenzwinkel) wird der Winkel zwischen imaginären Linien genannt, die durch die Kerne chemisch gebundener Atome verlaufen. ∟HOH=104 0,5; ∟H 2 S \u003d 92,2 0; ∟H 2 S e \u003d 91 0,0.

Das wichtigste Merkmal einer chemischen Bindung ist Energie, es zu definieren Stärke.

Quantitativ wird die Stärke einer Bindung durch die zu ihrer Auflösung aufgewendete Energie charakterisiert und in kJ pro 1 mol eines Stoffes gemessen.

Die Bindungsstärke charakterisiert also quantitativ die Sublimationsenergie E subl. Substanzen und die Energie der Dissoziation eines Moleküls in Atome E diss. . Unter Sublimationsenergie versteht man die Energie, die für den Übergang eines Stoffes vom festen in den gasförmigen Zustand aufgewendet wird. Bei zweiatomigen Molekülen ist die Bindungsenergie gleich der Dissoziationsenergie des Moleküls in zwei Atome.

Zum Beispiel E diss. (und damit E St.) im H 2 -Molekül beträgt 435 kJ/mol. Im Molekül F 2 \u003d 159 kJ / mol, im Molekül N 2 \u003d 940 kJ / mol.

Für nicht zweiatomige, sondern mehratomige Moleküle des AB-Typs ist n die mittlere Bindungsenergie

aufgrund von AB n \u003d A + nB.

Zum Beispiel die dabei aufgenommene Energie

entspricht 924 kJ/mol.

Bindungsenergie

EOH = = = = 462 kJ/mol.

Die Schlussfolgerung über die Struktur von Molekülen und die Struktur einer Substanz wird gemäß den Ergebnissen gezogen, die mit verschiedenen Methoden erhalten wurden. Dabei werden die gewonnenen Informationen nicht nur über Bindungslängen und -energien, Bindungswinkel, sondern auch andere Eigenschaften des Stoffes, wie beispielsweise magnetische, optische, elektrische, thermische und andere verwendet.

Der Satz experimentell gewonnener Daten zur Struktur eines Stoffes ergänzt und verallgemeinert die Ergebnisse quantenchemischer Berechnungsverfahren, die das Konzept der quantenmechanischen Theorie der chemischen Bindung verwenden. Es wird angenommen, dass die chemische Bindung hauptsächlich durch Valenzelektronen erfolgt. Bei s- und p-Elementen sind die Valenzelektronen die Orbitale der Außenschicht und bei d-Elementen die Elektronen des s-Orbitals der Außenschicht und des d-Orbitals der Vor-Außenschicht.

Die Natur der chemischen Bindung.

Eine chemische Bindung entsteht nur, wenn bei Annäherung der Atome die Gesamtenergie des Systems (E kin. + E pot.) abnimmt.

Betrachten Sie die Art der chemischen Bindung am Beispiel des molekularen Wasserstoffions H 2 + . (Erhält man durch Bestrahlung von Wasserstoffmolekülen H 2 mit Elektronen; in einer Gasentladung). Für solch ein einfaches molekulares System wird die Schrödinger-Gleichung am genauesten gelöst.

Im Wasserstoffion H 2 + bewegt sich ein Elektron im Feld von zwei Kernen - Protonen. Der Abstand zwischen den Kernen beträgt 0,106 nm, die Bindungsenergie (Dissoziation in H-Atome und H + -Ionen) beträgt 255,7 kJ/mol. Das heißt, das Teilchen ist stark.

Im Molekülion H 2 + wirken elektrostatische Kräfte zweier Arten - die Anziehungskräfte des Elektrons zu beiden Kernen und die Abstoßungskräfte zwischen den Kernen. Zwischen den positiv geladenen Kernen H A + und H A + manifestiert sich die Abstoßungskraft, die wie in der folgenden Abb. dargestellt werden kann. 3. Die Abstoßungskraft neigt dazu, die Kerne voneinander zu trennen.

Reis. 3. Abstoßungs- (a) und Anziehungskraft (b) zwischen zwei Kernen, die entstehen, wenn sie sich in Abständen in der Größenordnung von Atomen nähern.

Zwischen dem negativ geladenen Elektron e - und den positiv geladenen Kernen H + und H + wirken Anziehungskräfte. Ein Molekül entsteht, wenn die Resultierende der Anziehungs- und Abstoßungskräfte Null ist, d. h. die gegenseitige Abstoßung der Kerne durch die Anziehung des Elektrons zu den Kernen kompensiert werden muss. Diese Kompensation hängt von der Position des Elektrons e - relativ zu den Kernen ab (Abb. 3 b und c). Wir meinen hier nicht die Position eines Elektrons im Raum (die nicht bestimmt werden kann), sondern die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron im Raum zu finden. Der Ort der Elektronendichte im Raum, entsprechend Abb. 3.b) trägt zur Konvergenz der Kerne bei, und die entsprechende Abb. 3.c) - Abstoßung der Kerne, da in diesem Fall die Anziehungskräfte in eine Richtung gerichtet sind und die Abstoßung der Kerne nicht kompensiert wird. Somit gibt es einen Bindungsbereich, wenn die Elektronendichte zwischen den Kernen verteilt ist, und einen Lockerungs- oder Antibindungsbereich, wenn die Elektronendichte hinter den Kernen verteilt ist.

Tritt ein Elektron in den Bindungsbereich ein, entsteht eine chemische Bindung. Tritt das Elektron in den Bereich der Lockerung ein, so kommt es zu keiner chemischen Bindung.

Abhängig von der Art der Elektronendichteverteilung in der Bindungsregion gibt es drei Haupttypen der chemischen Bindung: kovalent, ionisch und metallisch. Diese Bindungen treten nicht in ihrer reinen Form auf, und in Verbindungen ist normalerweise eine Kombination dieser Arten von Bindungen vorhanden.

Linktypen.

In der Chemie werden folgende Arten von Bindungen unterschieden: kovalente, ionische, metallische, Wasserstoffbrückenbindungen, Van-der-Waals-Bindungen, Donor-Akzeptor-Bindungen und Dativbindungen.

kovalente Bindung

Wenn eine kovalente Bindung gebildet wird, teilen Atome Elektronen miteinander. Ein Beispiel für eine kovalente Bindung ist eine chemische Bindung in einem Cl 2 -Molekül. Lewis (1916) schlug zuerst vor, dass in einer solchen Bindung jedes der beiden Chloratome eines seiner äußeren Elektronen mit dem anderen Chloratom teilt. Für überlappende Atomorbitale müssen sich zwei Atome möglichst nahe kommen. Ein gemeinsames Elektronenpaar bildet eine kovalente Bindung. Diese Elektronen besetzen dasselbe Orbital und ihre Spins sind in entgegengesetzte Richtungen gerichtet.

Eine kovalente Bindung erfolgt also durch die Vergesellschaftung von Elektronen aus verschiedenen Atomen infolge der Paarung von Elektronen mit entgegengesetztem Spin.

Eine kovalente Bindung ist ein weit verbreiteter Bindungstyp. Eine kovalente Bindung kann nicht nur in Molekülen, sondern auch in Kristallen auftreten. Es tritt zwischen identischen Atomen (in H 2, Cl 2, Diamantmolekülen) und zwischen verschiedenen Atomen (in H 2 O, NH 3 ...) auf.

Der Mechanismus des Auftretens einer kovalenten Bindung

Betrachten wir den Mechanismus am Beispiel der Bildung des H 2 -Moleküls.

H + H \u003d H 2, ∆H \u003d -436 kJ / mol

Der Kern eines freien Wasserstoffatoms ist von einer kugelsymmetrischen Elektronenwolke umgeben, die von einem 1s-Elektron gebildet wird. Nähern sich Atome einander bis zu einer bestimmten Entfernung an, überlappen sich ihre Elektronenwolken (Orbitale) teilweise (Abb. 4).

Reis. 4. Der Mechanismus der Bindungsbildung im Wasserstoffmolekül.

Wenn der Abstand zwischen den Kernen der sich nähernden Wasserstoffatome vor der Berührung 0,106 nm beträgt, beträgt dieser Abstand nach der Überlappung der Elektronenwolken 0,074 nm.

Dadurch entsteht zwischen den Kernzentren eine molekulare Zwei-Elektronen-Wolke, die im Raum zwischen den Kernen die maximale Elektronendichte aufweist. Eine Erhöhung der Dichte der negativen Ladung zwischen den Kernen begünstigt eine starke Zunahme der Anziehungskräfte zwischen den Kernen, was zur Energiefreisetzung führt. Je stärker die chemische Bindung, desto größer die Überlappung der Elektronenorbitale. Durch das Auftreten einer chemischen Bindung zwischen zwei Wasserstoffatomen erreicht jedes von ihnen die elektronische Konfiguration eines Edelgasatoms - Helium.

Es gibt zwei Methoden, die aus quantenmechanischer Sicht die Bildung eines Überlappungsbereichs von Elektronenwolken bzw. die Bildung einer kovalenten Bindung erklären. Die eine heißt BC-Methode (Valenzbindungen), die andere MO-Methode (Molekülorbitale).

Bei der Methode der Valenzbindungen wird die Überlappung von Atomorbitalen eines ausgewählten Atompaares betrachtet. Bei der MO-Methode wird das Molekül als Ganzes betrachtet und die Verteilung der Elektronendichte (von einem Elektron) über das gesamte Molekül verteilt. Von der Position von MO 2H in H 2 werden aufgrund der Anziehungskraft der Kerne zu der zwischen diesen Kernen befindlichen Elektronenwolke verbunden.

Darstellung einer kovalenten Bindung

Links werden auf unterschiedliche Weise dargestellt:

ein). Elektronen als Punkte verwenden

In diesem Fall wird die Bildung eines Wasserstoffmoleküls durch das Diagramm gezeigt

H∙ + H∙ → H: H

2). Verwenden von quadratischen Zellen (Orbitalen), wie das Platzieren von zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin in einer molekularen Quantenzelle

Dieses Schema zeigt, dass das molekulare Energieniveau niedriger ist als das anfängliche atomare Niveau, was bedeutet, dass der molekulare Zustand einer Substanz stabiler ist als der atomare Zustand.

3). Eine kovalente Bindung wird durch einen Balken dargestellt

Zum Beispiel N - N. Dieses Merkmal symbolisiert ein Elektronenpaar.

Wenn zwischen Atomen eine kovalente Bindung entstanden ist (ein gemeinsames Elektronenpaar), dann heißt sie Single, wenn mehr, dann ein Vielfaches doppelt(zwei gemeinsame Elektronenpaare), verdreifachen(drei gemeinsame Elektronenpaare). Eine Einfachbindung wird durch eine Linie dargestellt, eine Doppelbindung durch zwei und eine Dreifachbindung durch drei.

Ein Strich zwischen Atomen zeigt, dass sie ein verallgemeinertes Elektronenpaar haben.

Klassifizierung kovalenter Bindungen

Je nach Richtung überlappender Elektronenwolken werden σ-, π-, δ-Bindungen unterschieden. Die σ-Bindung entsteht, wenn sich Elektronenwolken entlang der Achse überlappen, die die Kerne wechselwirkender Atome verbindet.

Beispiele für σ-Bindung:

Reis. 5. Bildung einer σ-Bindung zwischen s-, p-, d-Elektronen.

Ein Beispiel für die Bildung einer σ-Bindung bei Überlappung von s-s-Wolken wird in einem Wasserstoffmolekül beobachtet.

Die π-Bindung wird durch überlappende Elektronenwolken auf beiden Seiten der Achse ausgeführt, die die Atomkerne verbinden.

Reis. 6. Bildung einer π-Bindung zwischen p-, d-Elektronen.

Die δ-Bindung tritt auf, wenn sich zwei d-Elektronenwolken in parallelen Ebenen überlappen. Die δ-Bindung ist weniger stark als die π-Bindung und die π-Bindung ist weniger stark als die σ-Bindung.

Eigenschaften einer kovalenten Bindung

a). Polarität.

Es gibt zwei Arten von kovalenten Bindungen: unpolare und polare.

Bei einer unpolaren kovalenten Bindung ist die durch ein gemeinsames Elektronenpaar gebildete Elektronenwolke symmetrisch zu den Atomkernen im Raum verteilt. Ein Beispiel sind zweiatomige Moleküle, die aus Atomen eines Elements bestehen: H 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 , F 2 . Ihr Elektronenpaar gehört gleichermaßen zu beiden Atomen.

Bei einer polaren Bindung wird die die Bindung bildende Elektronenwolke zum Atom mit höherer relativer Elektronegativität verschoben.

Beispiele sind Moleküle: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3 usw. Betrachten Sie die Bildung des HCl-Moleküls, die durch das folgende Schema dargestellt werden kann

Das Elektronenpaar wird zum Chloratom verschoben, weil die relative Elektronegativität des Chloratoms (2.83) ist größer als die des Wasserstoffatoms (2.1).

b). Sättigungsfähigkeit.

Die Fähigkeit von Atomen, an der Bildung einer begrenzten Anzahl kovalenter Bindungen teilzunehmen, wird als Sättigung einer kovalenten Bindung bezeichnet. Die Sättigung kovalenter Bindungen ist darauf zurückzuführen, dass nur Elektronen mit externen Energieniveaus, dh eine begrenzte Anzahl von Elektronen, an der chemischen Wechselwirkung teilnehmen.

in) . Orientierung und Hybridisierung der kovalenten Bindung.

Eine kovalente Bindung ist durch räumliche Orientierung gekennzeichnet. Dies erklärt sich dadurch, dass Elektronenwolken eine bestimmte Form haben und ihre maximale Überlappung bei einer bestimmten räumlichen Orientierung möglich ist.

Die Richtung der kovalenten Bindung bestimmt die geometrische Struktur der Moleküle.

Beispielsweise hat es für Wasser eine dreieckige Form.

Reis. 7. Räumliche Struktur des Wassermoleküls.

Es wurde experimentell festgestellt, dass im Wassermolekül H 2 O der Abstand zwischen den Kernen von Wasserstoff und Sauerstoff 0,096 nm (96 pm) beträgt. Der Winkel zwischen den durch die Kerne verlaufenden Linien beträgt 104,5 0 . Somit hat das Wassermolekül eine eckige Form und seine Struktur kann in Form der dargestellten Figur ausgedrückt werden.

Hybridisierung

Wie experimentelle und theoretische Untersuchungen (Slater, Pauling) zeigen, wird bei der Bildung bestimmter Verbindungen, wie BeCl 2 , BeF 2 , BeBr 2 , der Zustand der Valenzelektronen eines Atoms in einem Molekül nicht durch reines s-, p-, d-Wellenfunktionen, sondern durch ihre Linearkombinationen . Solche gemischten Strukturen werden als Hybridorbitale bezeichnet, und der Mischvorgang wird als Hybridisierung bezeichnet.

Wie quantenchemische Rechnungen zeigen, ist die Vermischung von s- und p-Orbitalen eines Atoms ein günstiger Prozess für die Bildung eines Moleküls. Dabei wird mehr Energie freigesetzt als bei der Bildung von Bindungen mit reinen s- und p-Orbitalen. Daher führt die Hybridisierung der Elektronenorbitale eines Atoms zu einer starken Abnahme der Energie des Systems und dementsprechend zu einer Erhöhung der Stabilität des Moleküls. Ein hybridisiertes Orbital ist auf einer Seite des Kerns länger als auf der anderen. Daher ist die Elektronendichte im Überlappungsbereich der Hybridwolke größer als die Elektronendichte im Überlappungsbereich der s- und p-Orbitale getrennt, wodurch die durch die Elektronen des Hybridorbitals gebildete Bindung entsteht zeichnet sich durch größere Festigkeit aus.

Es gibt verschiedene Arten von Hybridzuständen. Wenn die s- und p-Orbitale hybridisieren (sog. sp-Hybridisierung), entstehen zwei Hybridorbitale, die in einem Winkel von 180° zueinander angeordnet sind. In diesem Fall wird eine lineare Struktur gebildet. Diese Konfiguration (Struktur) ist für die meisten Erdalkalimetallhalogenide bekannt (z. B. BeX 2 mit X = Cl, F, Br), d. h. der Verbindungswinkel beträgt 180 0 С.

Reis. 8. sp-Hybridisierung

Eine andere Art der Hybridisierung, genannt sp 2 -Hybridisierung (gebildet aus einem s- und zwei p-Orbitalen), führt zur Bildung von drei Hybridorbitalen, die in einem Winkel von 120 0 zueinander angeordnet sind. In diesem Fall wird im Raum eine trigonale Struktur eines Moleküls (oder ein regelmäßiges Dreieck) gebildet. Solche Strukturen sind für die Verbindungen BX 3 (X = Cl, F, Br) bekannt.

Reis. 9. sp2-Hybridisierung.

Nicht weniger verbreitet ist die sp 3 -Hybridisierung, die aus einem s- und drei p-Orbitalen gebildet wird. In diesem Fall werden vier Hybridorbitale gebildet, die im Raum symmetrisch zu den vier Eckpunkten des Tetraeders ausgerichtet sind, dh sie befinden sich in einem Winkel von 109 0 28 ". Diese räumliche Position wird als Tetraeder bezeichnet. Eine solche Struktur ist bekannt für Moleküle NH 3, H 2 O und allgemein für Elemente der Periode II. Schematisch kann ihre räumliche Darstellung in der folgenden Abbildung dargestellt werden

Reis. 10. Räumliche Anordnung von Bindungen im Ammoniakmolekül,

auf eine Ebene projiziert.

Die Bildung tetraedrischer Bindungen durch sp 3 -Hybridisierung kann wie folgt dargestellt werden (Abb. 11):

Reis. 11. Bildung tetraedrischer Bindungen während der sp 3 -Hybridisierung.

Die Bildung tetraedrischer Bindungen während der sp 3 -Hybridisierung ist in Abb. 1 gezeigt. 12.

Abb.12. Bildung tetraedrischer Bindungen während der sp 3 - Hybridisierung in CCl 4 -Moleküle

Hybridisierung betrifft nicht nur s- und p-Orbitale. Um die stereochemischen Elemente von III und nachfolgenden Perioden zu erklären, wird es notwendig, Hybridorbitale gleichzeitig zu konstruieren, einschließlich s-, p-, d-Orbitale.

Zu den Substanzen mit kovalenter Bindung gehören:

1. organische Verbindungen;

2. feste und flüssige Stoffe, in denen Bindungen zwischen Paaren von Halogenatomen sowie zwischen Paaren von Wasserstoff-, Stickstoff- und Sauerstoffatomen gebildet werden, z. B. H 2;

3. Elemente der Gruppe VI (z. B. Spiralketten aus Tellur), Elemente der Gruppe V (z. B. Arsen), Elemente der Gruppe IV (Diamant, Silizium, Germanium);

4. Verbindungen, die der 8-N-Regel gehorchen (zB InSb, CdS, GaAs, CdTe), wenn die sie bildenden Elemente im Periodensystem von Mendelejew in den Gruppen II-VI, III-V angesiedelt sind.

In Festkörpern mit kovalenter Bindung können sich für denselben Stoff verschiedene Kristallstrukturen ausbilden, deren Bindungsenergie praktisch gleich ist. Beispielsweise kann die ZnS-Struktur kubisch (Zinkblende) oder hexagonal (Wurtzit) sein. Die Anordnung der nächsten Nachbarn in Zinkblende und Wurtzit ist dieselbe, und der einzige und geringfügige Unterschied in den Energien dieser beiden Strukturen wird durch die Anordnung der Atome bestimmt, die den nächsten folgen. Diese Fähigkeit einiger Substanzen wird Allotropie oder Polymorphismus genannt. Ein weiteres Beispiel für Allotropie ist Siliziumkarbid, das eine Reihe von Polytiten mit verschiedenen Strukturen von rein kubisch bis hexagonal aufweist. Diese zahlreichen kristallinen Modifikationen von ZnS, SiC existieren bei Raumtemperatur.

Ionenverbindung

Eine Ionenbindung ist eine elektrostatische Anziehungskraft zwischen Ionen mit entgegengesetzten Ladungen (d. h. + und –).

Die Idee der Ionenbindung entstand auf der Grundlage der Ideen von V. Kossel. Er schlug vor (1916), dass, wenn zwei Atome interagieren, eines von ihnen Elektronen aufgibt und das andere Elektronen aufnimmt. Somit entsteht eine ionische Bindung als Ergebnis der Übertragung eines oder mehrerer Elektronen von einem Atom auf ein anderes. Beispielsweise wird in Natriumchlorid eine Ionenbindung als Ergebnis der Übertragung eines Elektrons von einem Natriumatom auf ein Chloratom gebildet. Als Ergebnis dieser Übertragung werden ein Natriumion mit einer Ladung von +1 und ein Chlorion mit einer Ladung von -1 gebildet. Sie werden durch elektrostatische Kräfte angezogen und bilden ein stabiles Molekül. Das von Kossel vorgeschlagene Elektronentransfermodell ermöglicht es, die Bildung von Verbindungen wie Lithiumfluorid, Calciumoxid und Lithiumoxid zu erklären.

Die typischsten ionischen Verbindungen bestehen aus Metallkationen, die zu den Gruppen I und II des Periodensystems gehören, und Anionen von nichtmetallischen Elementen, die zu den Gruppen VI und VII gehören.

Die Leichtigkeit der Bildung einer ionischen Verbindung hängt von der Leichtigkeit der Bildung ihrer konstituierenden Kationen und Anionen ab. Die Bildungsleichtigkeit ist umso höher, je geringer die Ionisationsenergie des Atoms ist, das Elektronen abgibt (Elektronendonator), und das Atom, das Elektronen aufnimmt (Elektronenakzeptor), eine größere Affinität zum Elektron hat. Elektronenaffinität ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, ein Elektron aufzunehmen. Sie ist quantitativ definiert als die Energieänderung, die auftritt, wenn aus einem Mol Atomen ein Mol einfach geladener Anionen gebildet wird. Dies ist das sogenannte Konzept der "ersten Elektronenaffinität". Die zweite Elektronenaffinität ist die Energieänderung, die auftritt, wenn ein Mol doppelt geladener Anionen aus einem Mol einfach geladener Anionen gebildet wird. Diese Begriffe, also die Ionisationsenergie und die Elektronenaffinität, beziehen sich auf gasförmige Substanzen und sind Eigenschaften von Atomen und Ionen im gasförmigen Zustand. Es sollte jedoch beachtet werden, dass die meisten ionischen Verbindungen im festen Zustand am stabilsten sind. Dieser Umstand wird durch die Existenz eines Kristallgitters in ihrem festen Zustand erklärt. Die Frage stellt sich. Warum sind ionische Verbindungen schließlich in Form von Kristallgittern stabiler und nicht im gasförmigen Zustand? Die Antwort auf diese Frage ist die Berechnung der Energie des Kristallgitters, basierend auf dem elektrostatischen Modell. Darüber hinaus ist diese Berechnung auch ein Test der Ionenbindungstheorie.

Um die Energie des Kristallgitters zu berechnen, muss die Arbeit bestimmt werden, die für die Zerstörung des Kristallgitters unter Bildung gasförmiger Ionen aufgewendet werden muss. Für die Berechnung wird das Konzept der Anziehungs- und Abstoßungskräfte verwendet. Der Ausdruck für die potentielle Wechselwirkungsenergie einfach geladener Ionen ergibt sich aus der Summe der Anziehungsenergie und der Abstoßungsenergie

E \u003d E inc + E aus (1).

Als E prit wird die Energie der Coulomb-Anziehung von Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen genommen, beispielsweise Na + und Cl – für die NaCl-Verbindung

E int \u003d -e 2 / 4πε 0 r (2),

da die Verteilung der elektronischen Ladung in der gefüllten Elektronenhülle kugelsymmetrisch ist. Aufgrund der Abstoßung, die aufgrund des Pauli-Prinzips auftritt, wenn sich die gefüllten Schalen von Anion und Kation überlappen, ist die Entfernung, auf die sich die Ionen annähern können, begrenzt. Die Abstoßungsenergie ändert sich schnell mit dem Abstand zwischen den Kernen und kann als die folgenden zwei ungefähren Ausdrücke geschrieben werden:

E otm \u003d A / r n (n≈12) (3)

E otm \u003d B ∙ exp (-r / ρ) (4),

wobei A und B Konstanten sind, r der Abstand zwischen Ionen ist, ρ ein Parameter ist (charakteristische Länge).

Es sei darauf hingewiesen, dass keiner dieser Ausdrücke einem komplexen quantenmechanischen Prozess entspricht, der zur Abstoßung führt.

Trotz der Näherung dieser Formeln erlauben sie eine genaue Berechnung und entsprechende Beschreibung der chemischen Bindung in den Molekülen solcher ionischer Verbindungen wie NaCl, KCl, CaO.

Da das elektrische Feld des Ions sphärische Symmetrie hat (Abb. 13), hat die ionische Bindung im Gegensatz zur kovalenten Bindung keine Richtung. Die Wechselwirkung zweier entgegengesetzt geladener Ionen wird nur in der Richtung, die die Zentren der Kerne der Ionen verbindet, durch Abstoßungskräfte kompensiert, in anderen Richtungen werden die elektrischen Felder der Ionen nicht kompensiert. Daher können sie mit anderen Ionen interagieren. Somit hat eine ionische Bindung keine Sättigung.

Reis. 13. Sphärische Symmetrie des elektrostatischen Feldes

entgegengesetzt geladene Ladungen.

Aufgrund der Ungerichtetheit und Nichtsättigung der Ionenbindung ist es energetisch am vorteilhaftesten, wenn jedes Ion von möglichst vielen Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen umgeben ist. Aus diesem Grund ist die am meisten bevorzugte Existenzform einer ionischen Verbindung ein Kristall. Beispielsweise hat in einem NaCl-Kristall jedes Kation sechs Anionen als nächste Nachbarn.

Nur bei hohen Temperaturen im gasförmigen Zustand liegen ionische Verbindungen in Form von nicht assoziierten Molekülen vor.

Bei ionischen Verbindungen hängt die Koordinationszahl nicht wie bei kovalenten Verbindungen von den Besonderheiten der elektronischen Struktur der Atome ab, sondern wird durch das Größenverhältnis der Ionen bestimmt. Bei einem Verhältnis der Ionenradien im Bereich von 0,41 bis 0,73 wird eine oktaedrische Koordination von Ionen beobachtet, bei einem Verhältnis von 0,73 bis 1,37 - kubische Koordination usw.

Ionische Verbindungen sind also unter normalen Bedingungen kristalline Substanzen. Das Konzept von Zwei-Ionen-Molekülen, beispielsweise NaCl, CsCl, ist auf sie nicht anwendbar. Jeder Kristall besteht aus einer großen Anzahl von Ionen.

Eine ionische Bindung kann als limitierende polare Bindung dargestellt werden, für die die effektive Ladung eines Atoms nahe Eins ist. Bei einer rein kovalenten unpolaren Bindung ist die effektive Ladung der Atome null. In realen Stoffen sind rein ionische und rein kovalente Bindungen selten. Die meisten Verbindungen haben eine intermediäre Art der Bindung zwischen unpolaren kovalenten und polaren Ionen. Das heißt, in diesen Verbindungen hat die kovalente Bindung einen teilweise ionischen Charakter. Die Natur ionischer und kovalenter Bindungen in realen Substanzen ist in Abbildung 14 dargestellt.

Reis. 14. Ionischer und kovalenter Charakter der Bindung.

Der Anteil des ionischen Charakters der Bindung wird als Ionizitätsgrad bezeichnet. Sie ist durch die effektiven Ladungen der Atome im Molekül gekennzeichnet. Der Grad der Ionizität steigt mit einer Zunahme des Unterschieds in der Elektronegativität seiner konstituierenden Atome.

Metallverbindung

In Metallatomen werden äußere Valenzelektronen viel schwächer gehalten als in Nichtmetallatomen. Dadurch geht die Verbindung von Elektronen mit einzelnen Atomen für einen ausreichend langen Zeitraum und deren Vergesellschaftung verloren. Es entsteht ein sozialisiertes Ensemble externer Elektronen. Die Existenz eines solchen elektronischen Systems führt zur Entstehung von Kräften, die positive Metallionen trotz ihrer ähnlichen Ladung in einem geschlossenen Zustand halten. Eine solche Bindung wird als metallische Bindung bezeichnet. Eine solche Bindung ist nur für ein Metall charakteristisch und existiert im festen und flüssigen Aggregatzustand. Eine metallische Bindung ist eine Art chemische Bindung. Sie beruht auf der Vergesellschaftung äußerer Elektronen, die ihre Verbindung zum Atom verlieren und daher als freie Elektronen bezeichnet werden (Abb. 15).

Reis. 15. Metallverbindung.

Die folgenden Tatsachen bestätigen die Existenz einer metallischen Bindung. Alle Metalle haben eine hohe Wärmeleitfähigkeit und eine hohe elektrische Leitfähigkeit, die durch das Vorhandensein freier Elektronen bereitgestellt wird. Darüber hinaus bestimmt derselbe Umstand das gute Reflexionsvermögen von Metallen gegenüber Lichteinstrahlung, ihre Brillanz und Opazität, ihre hohe Plastizität und einen positiven Temperaturkoeffizienten des elektrischen Widerstands.

Die Stabilität des Kristallgitters von Metallen kann nicht durch Bindungsarten wie ionische und kovalente erklärt werden. Eine Ionenbindung zwischen Metallatomen, die sich an den Knoten des Kristallgitters befinden, ist unmöglich, da sie die gleiche Ladung haben. Eine kovalente Bindung zwischen Metallatomen ist ebenfalls unwahrscheinlich, da jedes Atom 8 bis 12 nächste Nachbarn hat und die Bildung kovalenter Bindungen mit so vielen gemeinsamen Elektronenpaaren unbekannt ist.

Metallstrukturen zeichnen sich dadurch aus, dass sie eine eher seltene Atomanordnung (große Kernabstände) und eine große Anzahl nächster Nachbarn für jedes Atom im Kristallgitter aufweisen. Tabelle 1 listet drei typische Metallstrukturen auf.

Tabelle 1

Merkmale der Strukturen der drei häufigsten Metalle

Wir sehen, dass jedes Atom an der Bildung einer großen Anzahl von Bindungen beteiligt ist (z. B. mit 8 Atomen). Eine so große Anzahl von Bindungen (mit 8 oder 12 Atomen) kann nicht gleichzeitig im Raum lokalisiert werden. Die Kommunikation sollte aufgrund der Resonanz der Schwingungsbewegung der äußeren Elektronen jedes Atoms erfolgen, wodurch die Kollektivierung aller äußeren Elektronen des Kristalls unter Bildung eines Elektronengases erfolgt. Bei vielen Metallen reicht es aus, von jedem Atom ein Elektron zu nehmen, um eine metallische Bindung zu bilden. Genau das wird bei Lithium beobachtet, das nur ein Elektron in der äußeren Schale hat. Ein Lithiumkristall ist ein Gitter aus Li + -Ionen (Kugeln mit einem Radius von 0,068 nm), die von einem Elektronengas umgeben sind.

Reis. 16. Verschiedene Arten von kristalliner Packung: a-hexagonale dichteste Packung; b - flächenzentrierte kubische Packung; B-kubische Packung.

Es gibt Ähnlichkeiten zwischen metallischen und kovalenten Bindungen. Sie liegt darin begründet, dass beide Bindungsarten auf der Vergesellschaftung von Valenzelektronen beruhen. Eine kovalente Bindung verbindet jedoch nur zwei benachbarte Atome, und die gemeinsamen Elektronen befinden sich in unmittelbarer Nähe der verbundenen Atome. In einer metallischen Bindung sind mehrere Atome an der Vergesellschaftung von Valenzelektronen beteiligt.

Daher ist das Konzept einer metallischen Bindung untrennbar mit der Vorstellung von Metallen als einer Reihe positiv geladener Ionenkerne mit großen Lücken zwischen den mit Elektronengas gefüllten Ionen verbunden, während das System auf makroskopischer Ebene elektrisch neutral bleibt.

Zusätzlich zu den oben diskutierten Arten von chemischen Bindungen gibt es andere Arten von Bindungen, die intermolekular sind: Wasserstoffbrückenbindung, Van-der-Waals-Wechselwirkung, Donor-Akzeptor-Wechselwirkung.

Donor-Akzeptor-Wechselwirkung von Molekülen

Der Mechanismus der Bildung einer kovalenten Bindung aufgrund einer Zwei-Elektronen-Wolke eines Atoms und eines freien Orbitals eines anderen wird als Donor-Akzeptor bezeichnet. Ein Atom oder Teilchen, das eine Zwei-Elektronen-Wolke für die Kommunikation bereitstellt, wird als Donator bezeichnet. Ein Atom oder Teilchen mit einem freien Orbital, das dieses Elektronenpaar aufnimmt, wird als Akzeptor bezeichnet.

Die wichtigsten Arten der intermolekularen Wechselwirkung. Wasserstoffverbindung

Zwischen valenzgesättigten Molekülen können in Abständen, die die Größe der Partikel überschreiten, elektrostatische Kräfte intermolekularer Anziehung auftreten. Sie werden Van-der-Waals-Kräfte genannt. Die Van-der-Waals-Wechselwirkung existiert immer zwischen nahe beieinander liegenden Atomen, spielt aber nur in Abwesenheit stärkerer Bindungsmechanismen eine wichtige Rolle. Diese schwache Wechselwirkung mit einer charakteristischen Energie von 0,2 eV/Atom findet zwischen neutralen Atomen und zwischen Molekülen statt. Der Name der Wechselwirkung ist mit dem Namen van der Waals verbunden, da er als erster vorschlug, dass die Zustandsgleichung unter Berücksichtigung der schwachen Wechselwirkung zwischen Gasmolekülen die Eigenschaften realer Gase viel besser beschreibt als die Gleichung von Zustand eines idealen Gases. Die Natur dieser Anziehungskraft wurde jedoch erst 1930 von London erklärt. Derzeit werden der Van-der-Waals-Anziehung die folgenden drei Arten von Wechselwirkungen zugeschrieben: Orientierung, Induktion, Dispersion (London-Effekt). Die Van-der-Waals-Anziehungsenergie wird durch die Summe der Orientierungs-, Induktions- und Dispersionswechselwirkungen bestimmt.

E int = E op + E ind + E disp (5).

Die Orientierungswechselwirkung (oder Dipol-Dipol-Wechselwirkung) manifestiert sich zwischen polaren Molekülen, die sich bei Annäherung mit entgegengesetzten Polen zueinander drehen (orientieren), so dass die potentielle Energie des Molekülsystems minimal wird. Die Energie der Orientierungswechselwirkung ist umso bedeutsamer, je größer das Dipolmoment der Moleküle μ und je kleiner der Abstand l zwischen ihnen ist:

E op \u003d - (μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),

wobei ε 0 eine elektrische Konstante ist.

Die induktive Wechselwirkung ist mit den Polarisationsprozessen von Molekülen durch umgebende Dipole verbunden. Sie ist umso bedeutsamer, je höher die Polarisierbarkeit α des unpolaren Moleküls und je größer das Dipolmoment μ des polaren Moleküls ist

E ind \u003d - (αμ 2) / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7).

Die Polarisierbarkeit α eines unpolaren Moleküls wird als Deformationspolarisierbarkeit bezeichnet, da sie mit der Deformation des Teilchens zusammenhängt, während μ die Verschiebung der Elektronenwolke und der Kerne relativ zu ihrer vorherigen Position charakterisiert.

Dispersionswechselwirkung (London-Effekt) tritt in allen Molekülen auf, unabhängig von ihrer Struktur und Polarität. Aufgrund der augenblicklichen Fehlanpassung der Schwerpunkte der Ladungen der Elektronenwolke und der Kerne wird ein augenblicklicher Dipol gebildet, der augenblickliche Dipole in anderen Teilchen induziert. Die Bewegung augenblicklicher Dipole wird koordiniert. Dadurch erfahren benachbarte Teilchen eine gegenseitige Anziehung. Die Dhängt von der Ionisationsenergie E I und der Polarisierbarkeit der Moleküle α ab

E disp \u003d - (E ich 1 ∙ E ich 2) ∙ α 1 α 2 / (E ich 1 + E ich 2) l 6 (8).

Die Wasserstoffbrückenbindung hat einen Zwischencharakter zwischen der Valenz und den intermolekularen Wechselwirkungen. Die Energie der Wasserstoffbindung ist niedrig 8 - 80 kJ/mol, aber höher als die Energie der Van-der-Waals-Wechselwirkung. Wasserstoffbrückenbindungen sind charakteristisch für Flüssigkeiten wie Wasser, Alkohole, Säuren und beruhen auf einem positiv polarisierten Wasserstoffatom. Die geringe Größe und das Fehlen interner Elektronen ermöglichen es dem in einer Flüssigkeit vorhandenen Wasserstoffatom in jeder Verbindung, zusätzliche Wechselwirkungen mit einem negativ polarisierten Atom eines anderen oder desselben Moleküls einzugehen, das nicht kovalent daran gebunden ist.

A δ- - H δ+ .... A δ- - H δ+ .

Das heißt, es gibt eine Assoziation von Molekülen. Die Assoziation von Molekülen führt zu einer Abnahme der Flüchtigkeit, einer Erhöhung des Siedepunkts und der Verdampfungswärme, einer Erhöhung der Viskosität und der Dielektrizitätskonstante von Flüssigkeiten.

Wasser ist eine besonders geeignete Substanz zur Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen, da sein Molekül zwei Wasserstoffatome und zwei freie Elektronenpaare am Sauerstoffatom aufweist. Dies bewirkt ein hohes Dipolmoment des Moleküls (μ D = 1,86 D) und die Fähigkeit, vier Wasserstoffbrücken zu bilden: zwei als Protonendonator und zwei als Protonenakzeptor

(H 2 O .... N - O ... H 2 O) 2 mal.

Aus Experimenten ist bekannt, dass bei einer Änderung des Molekulargewichts in einer Reihe von Wasserstoffverbindungen von Elementen der dritten und nachfolgenden Perioden der Siedepunkt ansteigt. Überträgt man dieses Muster auf Wasser, dann sollte sein Siedepunkt nicht 100 0 C, sondern 280 0 C betragen. Dieser Widerspruch bestätigt die Existenz einer Wasserstoffbrücke im Wasser.

Versuche haben gezeigt, dass in flüssigem und insbesondere in festem Wasser molekulare Assoziate gebildet werden. Eis hat ein tetraedrisches Kristallgitter. Im Zentrum des Tetraeders befindet sich ein Sauerstoffatom eines Wassermoleküls, an vier Ecken befinden sich Sauerstoffatome benachbarter Moleküle, die durch Wasserstoffbrückenbindungen mit ihren nächsten Nachbarn verbunden sind. In flüssigem Wasser werden Wasserstoffbrückenbindungen teilweise aufgebrochen, in seiner Struktur wird ein dynamisches Gleichgewicht zwischen Assoziaten von Molekülen und freien Molekülen beobachtet.

Valenzbindungsmethode

Die Theorie der Valenzbindungen oder lokalisierten Elektronenpaare geht davon aus, dass jedes Atompaar in einem Molekül von einem oder mehreren gemeinsamen Elektronenpaaren zusammengehalten wird. In der Darstellung der Theorie der Valenzbindungen ist eine chemische Bindung zwischen zwei Atomen lokalisiert, also zwei Zentren und zwei Elektronen.

Die Methode der Valenzbindungen basiert auf den folgenden Hauptbestimmungen:

Jedes Atompaar in einem Molekül wird von einem oder mehreren gemeinsamen Elektronenpaaren zusammengehalten;

Eine kovalente Einfachbindung wird durch zwei Elektronen mit antiparallelen Spins gebildet, die sich in den Valenzorbitalen der Bindungsatome befinden;

Wenn eine Bindung gebildet wird, überlappen sich die Wellenfunktionen von Elektronen, was zu einer Zunahme der Elektronendichte zwischen Atomen und einer Abnahme der Gesamtenergie des Systems führt;

"Chemische Bindung" - die Energie der Zerstörung des Gitters in Ionen _Ecool = Ures. Die wichtigsten Bestimmungen der MO-Methode. Arten von atomarem AO überlappen sich. Binden und Lösen von MOs mit einer Kombination aus Atomorbitalen s und s pz und pz px und px. H?C? CH. ? - Abstoßungskoeffizient. Qeff =. Ao. Grundlegende Theorien der chemischen Bindung.

"Arten chemischer Bindungen" - Stoffe mit einer Ionenbindung bilden ein Ionenkristallgitter. Atome. Elektronegativität. MOU Lyzeum №18 Chemielehrer Kalinina L.A. Ionen. Zum Beispiel: Na1+ und Cl1-, Li1+ und F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) . Wenn e - beitreten - ist das Ion negativ geladen. Der Atomrahmen hat eine hohe Festigkeit.

"Das Leben von Mendeleev" - Am 18. Juli absolvierte D. I. Mendeleev das Tobolsker Gymnasium. 09.08.1850 - 20.06.1855 während des Studiums am Pädagogischen Hauptinstitut. „Wenn du die Namen nicht kennst, stirbt das Wissen um die Dinge“ K. Liney. Leben und Werk von D. I. Mendeleev. Ivan Pavlovich Mendeleev (1783 - 1847), Vater eines Wissenschaftlers. Entdeckung des periodischen Gesetzes.

"Arten der chemischen Bindung" - H3N. Al2O3. Die Struktur der Materie. H2S. MgO. H2. Cu. MgS.CS2. I. Schreiben Sie die Formeln der Substanzen auf: 1.c K.N.S. 2.mit K.P.S. 3. mit I.S. KNS NaF. C.K.P.S. Bestimmen Sie die Art der chemischen Bindung. Welches der Moleküle entspricht dem Schema: A A ?

"Mendeleev" - Dobereiners Dreiklang der Elemente. Gase. Arbeit. Leben und wissenschaftliche Leistung. Periodensystem der Elemente (Langform). Newlands Gesetz der Oktaven. Wissenschaftliche Tätigkeit. Lösungen. Neuer Lebensabschnitt. Die zweite Version von Mendeleevs System der Elemente. Teil der Elementtabelle von L. Meyer. Entdeckung des periodischen Gesetzes (1869).

"Das Leben und Werk von Mendeleev" - Ivan Pavlovich Mendeleev (1783 - 1847), Vater des Wissenschaftlers. 27. Januar (6. Februar) 1834 - D. I. Mendeleev wurde in der Stadt Tobolsk in Sibirien geboren. 1907, 20. Januar (2. Februar), D. I. Mendeleev starb an Herzversagen. DI. Menedelejew (Region Südkasachstan, Stadt Schymkent). Industrie. Am 18. Juli 1849 absolvierte D. I. Mendelejew das Tobolsker Gymnasium.

Aufgabe Nummer 1

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei Verbindungen aus, in denen eine ionische chemische Bindung besteht.

• 1. Ca(ClO2) 2
• 2. HClO 3
• 3.NH4Cl
• 4. HClO 4
• 5.Cl2O7

Antwort: 13

In den allermeisten Fällen lässt sich das Vorliegen einer ionischen Bindungsart in einer Verbindung daran erkennen, dass ihre Struktureinheiten gleichzeitig Atome eines typischen Metalls und Nichtmetallatome enthalten.

Auf dieser Grundlage stellen wir fest, dass in Verbindung Nr. 1 - Ca(ClO 2) 2 eine Ionenbindung besteht, weil In seiner Formel sieht man Atome eines typischen Calciummetalls und Atome von Nichtmetallen - Sauerstoff und Chlor.

In dieser Liste gibt es jedoch keine Verbindungen mehr, die sowohl Metall- als auch Nichtmetallatome enthalten.

Unter den in der Zuordnung angegebenen Verbindungen befindet sich Ammoniumchlorid, bei dem die ionische Bindung zwischen dem Ammoniumkation NH 4 + und dem Chloridion Cl – realisiert ist.

Aufgabe Nummer 2

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei Verbindungen aus, bei denen die Art der chemischen Bindung dieselbe ist wie im Fluormolekül.

1) Sauerstoff

2) Stickoxid (II)

3) Bromwasserstoff

4) Natriumiodid

Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.

Antwort: 15

Das Fluormolekül (F 2) besteht aus zwei Atomen eines nichtmetallischen chemischen Elements, daher ist die chemische Bindung in diesem Molekül kovalent unpolar.

Eine kovalente unpolare Bindung kann nur zwischen Atomen des gleichen chemischen Elements eines Nichtmetalls realisiert werden.

Von den vorgeschlagenen Optionen haben nur Sauerstoff und Diamant eine kovalente unpolare Bindungsart. Das Sauerstoffmolekül ist zweiatomig, besteht aus Atomen eines chemischen Elements eines Nichtmetalls. Diamant hat eine atomare Struktur und in seiner Struktur ist jedes Kohlenstoffatom, das ein Nichtmetall ist, an 4 andere Kohlenstoffatome gebunden.

Stickoxid (II) ist eine Substanz, die aus Molekülen besteht, die aus Atomen zweier verschiedener Nichtmetalle gebildet werden. Da die Elektronegativität verschiedener Atome immer unterschiedlich ist, verschiebt sich das gemeinsame Elektronenpaar im Molekül zum elektronegativeren Element, in diesem Fall Sauerstoff. Somit ist die Bindung im NO-Molekül kovalent polar.

Bromwasserstoff besteht ebenfalls aus zweiatomigen Molekülen, die aus Wasserstoff- und Bromatomen bestehen. Das gemeinsame Elektronenpaar, das die H-Br-Bindung bildet, wird zum elektronegativeren Bromatom verschoben. Auch die chemische Bindung im HBr-Molekül ist kovalent polar.

Natriumjodid ist eine ionische Substanz, die aus einem Metallkation und einem Jodidanion gebildet wird. Die Bindung im NaI-Molekül entsteht durch die Übertragung eines Elektrons von 3 s-Orbitale des Natriumatoms (das Natriumatom verwandelt sich in ein Kation) zu einer unterfüllten 5 p-Orbital des Jodatoms (das Jodatom verwandelt sich in ein Anion). Eine solche chemische Bindung wird als ionisch bezeichnet.

Aufgabe Nummer 3

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei Substanzen aus, zwischen deren Molekülen Wasserstoffbrückenbindungen gebildet werden.

• 1. C 2 H 6
• 2.C2H5OH
• 3.H2O
• 4. CH 3 OCH 3
• 5. CH 3 COCH 3

Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.

Antwort: 23

Erläuterung:

Wasserstoffbrückenbindungen treten in Substanzen mit molekularer Struktur auf, in denen kovalente Bindungen H-O, H-N, H-F bestehen. Jene. kovalente Bindungen des Wasserstoffatoms mit den Atomen der drei chemischen Elemente mit der höchsten Elektronegativität.

Offensichtlich gibt es also Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Molekülen:

2) Alkohole

3) Phenole

4) Carbonsäuren

5) Ammoniak

6) primäre und sekundäre Amine

7) Flusssäure

Aufgabe Nummer 4

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei Verbindungen mit einer ionischen chemischen Bindung aus.

• 1. PCI 3
• 2.CO2
• 3.NaCl
• 4. H2S
• 5. MgO

Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.

Antwort: 35

Erläuterung:

In den allermeisten Fällen kann auf eine ionische Bindungsart in einer Verbindung dadurch geschlossen werden, dass die Zusammensetzung der Struktureinheiten eines Stoffes gleichzeitig Atome eines typischen Metalls und Nichtmetallatome umfasst.

Auf dieser Grundlage stellen wir fest, dass in Verbindung Nr. 3 (NaCl) und 5 (MgO) eine ionische Bindung besteht.

Notiz*

Zusätzlich zu dem obigen Merkmal kann das Vorhandensein einer ionischen Bindung in einer Verbindung gesagt werden, wenn ihre Struktureinheit ein Ammoniumkation (NH 4 +) oder seine organischen Analoga enthält – Kationen von Alkylammonium RNH 3 + , Dialkylammonium R 2 NH 2 + , Trialkylammonium R 3 NH + oder Tetraalkylammonium R 4 N + , wobei R irgendein Kohlenwasserstoffrest ist. Beispielsweise findet die ionische Bindungsart in der Verbindung (CH 3 ) 4 NCl zwischen dem Kation (CH 3 ) 4 + und dem Chloridion Cl - statt.

Aufgabe Nummer 5

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei Stoffe mit dem gleichen Strukturtyp aus.

4) Speisesalz

Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.

Antwort: 23

Aufgabe Nummer 8

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei Substanzen mit nichtmolekularer Struktur aus.

2) Sauerstoff

3) weißer Phosphor

5) Silizium

Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.

Antwort: 45

Aufgabe Nummer 11

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei Substanzen aus, in deren Molekülen sich eine Doppelbindung zwischen Kohlenstoff- und Sauerstoffatomen befindet.

3) Formaldehyd

4) Essigsäure

5) Glyzerin

Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.

Antwort: 34

Aufgabe Nummer 14

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei Substanzen mit einer ionischen Bindung aus.

1) Sauerstoff

3) Kohlenmonoxid (IV)

4) Natriumchlorid

5) Calciumoxid

Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.

Antwort: 45

Aufgabe Nummer 15

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei Substanzen mit dem gleichen Kristallgittertyp wie Diamant aus.

1) Kieselsäure SiO 2

2) Natriumoxid Na 2 O

3) Kohlenmonoxid CO

4) weißer Phosphor P 4

5) SiliziumSi

Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.

Antwort: 15

Aufgabe Nummer 20

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei Substanzen aus, in deren Molekülen es eine Dreifachbindung gibt.

• 1. HCOOH
• 2.HCOH
• 3. C2H4
• 4. N 2
• 5.C2H2

Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.

Antwort: 45

Erläuterung:

Um die richtige Antwort zu finden, zeichnen wir die Strukturformeln der Verbindungen aus der präsentierten Liste:

Wir sehen also, dass die Dreifachbindung in den Molekülen von Stickstoff und Acetylen existiert. Jene. richtige Antworten 45

Aufgabe Nummer 21

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei Substanzen aus, in deren Molekülen eine kovalente unpolare Bindung besteht.

Es gibt keine einheitliche Theorie der chemischen Bindung; die chemische Bindung wird bedingt in kovalent (universelle Bindungsart), ionisch (ein Sonderfall der kovalenten Bindung), metallisch 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 von Atomorbitalen, desto stärker die Bindung, desto kürzer die Bindungslänge und desto größer ihre Energie. Eine kovalente Bindung kann durch Überlappung verschiedener Orbitale gebildet werden. Infolge der Überlappung von s-s-, s-p-Orbitalen sowie d-d-, p-p-, d-p-Orbitalen mit Nebenkeulen kommt es zur Bildung von Bindungen. 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, bei 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.