Atomisk eller kovalent kjemisk binding. Kovalente bindinger

For første gang om et slikt konsept som kovalent binding Kjemiske forskere begynte å snakke etter oppdagelsen av Gilbert Newton Lewis, som han beskrev som sosialiseringen av to elektroner. Senere studier gjorde det mulig å beskrive selve prinsippet om kovalent binding. Ord kovalent kan betraktes innenfor rammen av kjemi som et atoms evne til å danne bindinger med andre atomer.

La oss forklare med et eksempel:

Det er to atomer med små forskjeller i elektronegativitet (C og CL, C og H). Som regel er disse så nært som mulig strukturen til elektronskallet til edelgasser.

Når disse betingelsene er oppfylt, oppstår en tiltrekning av kjernene til disse atomene til elektronparet som er felles for dem. I dette tilfellet overlapper ikke elektronskyene hverandre bare, som i tilfellet med en kovalent binding, som sikrer en pålitelig forbindelse av to atomer på grunn av det faktum at elektrontettheten omfordeles og energien til systemet endres, noe som er forårsaket av "trekking" av elektronskyen til en annen inn i det indre nukleære rommet til ett atom. Jo mer omfattende den gjensidige overlappingen av elektronskyer er, desto sterkere anses forbindelsen.

Herfra, kovalent binding- dette er en formasjon som oppsto gjennom gjensidig sosialisering av to elektroner som tilhører to atomer.

Som regel dannes stoffer med et molekylært krystallgitter gjennom kovalente bindinger. Karakteristiske trekk inkluderer smelting og koking ved lave temperaturer, dårlig løselighet i vann og lav elektrisk ledningsevne. Fra dette kan vi konkludere: strukturen til elementer som germanium, silisium, klor og hydrogen er basert på en kovalent binding.

Egenskaper som er karakteristiske for denne typen tilkobling:

1. Metningsevne. Denne egenskapen forstås vanligvis som det maksimale antallet bindinger som spesifikke atomer kan etablere. Denne mengden er bestemt totalt antall de orbitalene i et atom som kan delta i dannelsen av kjemiske bindinger. Valensen til et atom kan derimot bestemmes av antall orbitaler som allerede er brukt til dette formålet.
2. Fokus. Alle atomer streber etter å danne sterkest mulig bindinger. Den største styrken oppnås når den romlige orienteringen til elektronskyene til to atomer faller sammen, siden de overlapper hverandre. I tillegg er det nettopp denne egenskapen til en kovalent binding, for eksempel retningsbestemt, som påvirker det romlige arrangementet av molekyler, det vil si at det er ansvarlig for deres "geometriske form".
3. Polariserbarhet. Denne posisjonen er basert på ideen om at det finnes to typer kovalente bindinger:

• polar eller asymmetrisk. En binding av denne typen kan kun dannes av atomer av forskjellige typer, dvs. de hvis elektronegativitet varierer betydelig, eller i tilfeller der det delte elektronparet er asymmetrisk delt.
• oppstår mellom atomer hvis elektronegativitet er praktisk talt lik og hvis elektrontetthetsfordeling er jevn.

I tillegg er det visse kvantitative:

• Kommunikasjonsenergi. Denne parameteren karakteriserer den polare bindingen når det gjelder dens styrke. Energi refererer til mengden varme som var nødvendig for å bryte bindingen mellom to atomer, samt mengden varme som ble frigjort under forbindelsen deres.
• Under bindingslengde og i molekylær kjemi forstås lengden av en rett linje mellom kjernene til to atomer. Denne parameteren karakteriserer også styrken til forbindelsen.
• Dipolmoment- en mengde som karakteriserer polariteten til valensbindingen.

Denne artikkelen snakker om hva en kovalent ikke-polar binding er. Dens egenskaper og typene atomer som danner den er beskrevet. Stedet for kovalente bindinger blant andre typer atomforbindelser er vist.

Fysikk eller kjemi?

Det er et slikt fenomen i samfunnet: en del av en homogen gruppe anser den andre som mindre intelligent, mer klønete. For eksempel ler britene av irene, musikere som spiller strenger ler av cellister, og innbyggere i Russland ler av representanter for den etniske gruppen Chukotka. Dessverre er vitenskapen intet unntak: fysikere anser kjemikere for å være annenrangs forskere. Imidlertid gjør de dette forgjeves: det er noen ganger veldig vanskelig å skille hva som er fysikk og hva som er kjemi. Et slikt eksempel vil være metoder for å forbinde atomer i et stoff (for eksempel en kovalent ikke-polar binding): strukturen til atomet er klart fysikk; produksjonen av jernsulfid fra jern og svovel med egenskaper som er forskjellige fra både Fe og S er definitivt kjemi, men hvordan man fra de to forskjellige atomene får en homogen forbindelse - verken det ene eller det andre. Det er et sted midt i mellom, men tradisjonelt sett studeres bindingsvitenskap som en gren av kjemi.

Elektroniske nivåer

Antallet og arrangementet av elektroner i et atom bestemmes av fire kvantetall: hoved, orbital, magnetisk og spinn. Så, i henhold til kombinasjonen av alle disse tallene, er det bare to s-elektroner i den første orbitalen, to s-elektroner og seks p-elektroner i den andre, og så videre. Når ladningen til kjernen øker, øker også antallet elektroner, og fyller flere og flere nivåer. De kjemiske egenskapene til et stoff bestemmes av hvor mange og hva slags elektroner som er i skallet til atomene. En kovalent binding, polar og upolar, dannes hvis det er ett fritt elektron i de ytre orbitalene til to atomer.

Dannelse av kovalent binding

Til å begynne med bør det bemerkes at det er feil å si "bane" og "posisjon" i forhold til elektroner i elektronskallet til atomer. Bestem den nøyaktige plasseringen i henhold til Heisenbergs prinsipp elementær partikkel umulig. I dette tilfellet ville det være mer riktig å snakke om en elektronsky, som om den "smurt" rundt kjernen i en bestemt avstand. Så hvis to atomer (noen ganger de samme, noen ganger forskjellige kjemiske elementer) hver har ett fritt elektron, kan de kombinere dem til en felles orbital. Dermed tilhører begge elektronene to atomer samtidig. På denne måten dannes for eksempel en kovalent upolar binding.

Egenskaper til kovalente bindinger

En kovalent binding har fire egenskaper: retningsevne, metningsevne, polaritet og polariserbarhet. Avhengig av deres kvalitet vil variere Kjemiske egenskaper av det resulterende stoffet: metning viser hvor mange bindinger dette atomet er i stand til å skape, retningsbestemmelse viser vinkelen mellom bindinger, polariserbarhet er satt av et skifte i tetthet mot en av bindingsdeltakerne. Polaritet er assosiert med et slikt konsept som elektronegativitet, og indikerer hvordan en kovalent upolar binding skiller seg fra en polar. Generelt sett er elektronegativiteten til et atom evnen til å tiltrekke seg (eller frastøte) elektroner fra naboer i stabile molekyler. For eksempel er de mest elektronegative kjemiske elementene oksygen, nitrogen, fluor og klor. Hvis elektronegativiteten til to forskjellige atomer er den samme, vises en kovalent upolar binding. Oftest skjer dette hvis to atomer av samme kjemiske stoff kombineres til et molekyl, for eksempel H 2, N 2, Cl 2. Men dette er ikke nødvendigvis tilfelle: i PH 3-molekyler er den kovalente bindingen også ikke-polar.

Vann, krystall, plasma

Det er flere typer bindinger i naturen: hydrogen, metalliske, kovalente (polare, ikke-polare), ioniske. Bindingen bestemmes av strukturen til det ufylte elektronskallet og bestemmer både strukturen og egenskapene til stoffet. Som navnet antyder, finnes metallisk binding bare i krystaller av visse kjemikalier. Det er typen forbindelse mellom metallatomer som bestemmer deres evne til å lede elektrisitet. Faktisk er moderne sivilisasjon bygget på denne eiendommen. Vann, det viktigste stoffet for mennesker, er resultatet av en kovalent binding mellom ett oksygenatom og to hydrogenatomer. Vinkelen mellom disse to forbindelsene bestemmer de unike egenskapene til vannet. Mange stoffer, foruten vann, har gunstige egenskaper bare fordi atomene deres er forbundet med en kovalent binding (polar og upolar). Ionebinding finnes oftest i krystaller. Det mest veiledende er de nyttige egenskapene til lasere. Nå kommer de i forskjellige former: med en arbeidsvæske i form av gass, væske, til og med et organisk fargestoff. Men en solid-state laser har fortsatt det optimale forholdet mellom kraft, størrelse og kostnad. Imidlertid er en kovalent ikke-polar kjemisk binding, som andre typer interaksjoner mellom atomer i molekyler, iboende i stoffer i tre aggregeringstilstander: fast, flytende, gassformig. For den fjerde aggregerte tilstanden til materie, plasma, gir det ingen mening å snakke om forbindelse. Faktisk er det en høyt ionisert oppvarmet gass. Imidlertid kan molekyler av stoffer som er faste under normale forhold - metaller, halogener osv. - være i plasmatilstand. Det er bemerkelsesverdig at denne aggregerte materiens tilstand opptar det største volumet av universet: stjerner, stjernetåker, til og med det interstellare rommet er en blanding forskjellige typer plasma. Minste partikler, som kan trenge gjennom solcellepanelene til kommunikasjonssatellitter og deaktivere GPS-systemet, er støvete lavtemperaturplasma. Dermed er verden kjent for folk, der det er viktig å kjenne typen kjemisk forbindelse stoffer, representerer en svært liten del av universet rundt oss.

Kovalent binding er den vanligste typen kjemisk binding, utført ved interaksjoner med samme eller lignende elektronegativitetsverdier.

En kovalent binding er en binding mellom atomer ved bruk av delte elektronpar.

Etter oppdagelsen av elektronet ble det gjort mange forsøk på å utvikle en elektronisk teori om kjemisk binding. De mest vellykkede var verkene til Lewis (1916), som foreslo å vurdere dannelsen av en binding som en konsekvens av utseendet til elektronpar som er felles for to atomer. For å gjøre dette, bidrar hvert atom med samme antall elektroner og prøver å omgi seg med en oktett eller dublett av elektroner som er karakteristisk for den eksterne elektronkonfigurasjonen til edelgasser. Grafisk er dannelsen av kovalente bindinger på grunn av uparrede elektroner ved bruk av Lewis-metoden avbildet ved bruk av prikker som indikerer de ytre elektronene til atomet.

Dannelse av en kovalent binding i henhold til Lewis teori

Mekanisme for dannelse av kovalente bindinger

Hovedtrekket til en kovalent binding er tilstedeværelsen av et felles elektronpar som tilhører begge kjemisk sammenkoblede atomer, siden tilstedeværelsen av to elektroner i virkningsfeltet til to kjerner er energetisk gunstigere enn tilstedeværelsen av hvert elektron i feltet av sin egen kjerne. Dannelsen av et felles elektronbindingspar kan skje gjennom forskjellige mekanismer, oftest gjennom utveksling, og noen ganger gjennom donor-akseptor-mekanismer.

I henhold til prinsippet om utvekslingsmekanismen for kovalent bindingsdannelse, forsyner hvert av de interagerende atomene det samme antall elektroner med antiparallelle spinn for å danne bindingen. For eksempel:

Generelt skjema for dannelse av en kovalent binding: a) i henhold til utvekslingsmekanismen; b) i henhold til donor-akseptor-mekanismen

I følge donor-akseptor-mekanismen oppstår en to-elektronbinding når forskjellige partikler samhandler. En av dem er donor EN: har et ikke-delt elektronpar (det vil si en som tilhører bare ett atom), og den andre er en akseptor I— har en ledig orbital.

En partikkel som gir et to-elektron (udelt elektronpar) for binding kalles en donor, og en partikkel med en ledig orbital som aksepterer dette elektronparet kalles en akseptor.

Mekanismen for dannelse av en kovalent binding på grunn av to-elektronskyen til ett atom og den ledige orbitalen til et annet kalles donor-akseptormekanismen.

En donor-akseptorbinding kalles ellers semipolar, siden en delvis effektiv positiv ladning δ+ oppstår på donoratomet (på grunn av at dets ikke-delte elektronpar har avviket fra det), og en delvis effektiv negativ ladning δ- vises på akseptoratomet (på grunn av at det er en forskyvning i retningen av det ikke-delte elektronparet til giveren).

Et eksempel på en enkel elektronpardonor er H-ionet — , som har et udelt elektronpar. Som et resultat av tilsetningen av et negativt hydridion til et molekyl hvis sentralatom har en fri orbital (angitt i diagrammet som en tom kvantecelle), for eksempel BH 3, dannes et kompleks kompleksion BH 4 — med negativ ladning (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4 ] -):

Elektronparakseptoren er et hydrogenion, eller ganske enkelt et H+-proton. Tilsetningen til et molekyl hvis sentrale atom har et udelt elektronpar, for eksempel til NH 3, fører også til dannelsen av et komplekst ion NH 4+, men med en positiv ladning:

Valensbindingsmetode

Først kvantemekanisk teori om kovalent binding ble opprettet av Heitler og London (i 1927) for å beskrive hydrogenmolekylet, og ble senere brukt av Pauling på polyatomiske molekyler. Denne teorien kalles valensbindingsmetode, hvis hovedbestemmelser kort kan oppsummeres som følger:

• hvert par av atomer i et molekyl holdes sammen av ett eller flere delte par av elektroner, med elektronorbitalene til de interagerende atomene overlappende;
• bindingsstyrke avhenger av graden av overlapping av elektronorbitaler;
• betingelsen for dannelsen av en kovalent binding er antiretningen av elektronspinn; på grunn av dette oppstår en generalisert elektronorbital med den høyeste elektrontettheten i det indre nukleære rommet, noe som sikrer tiltrekning av positivt ladede kjerner til hverandre og er ledsaget av en reduksjon i systemets totale energi.

Hybridisering av atomorbitaler

Til tross for at elektroner fra s-, p- eller d-orbitaler, som har ulik form og ulik orientering i rommet, deltar i dannelsen av kovalente bindinger, viser disse bindingene seg i mange forbindelser å være likeverdige. For å forklare dette fenomenet ble begrepet "hybridisering" introdusert.

Hybridisering er prosessen med blanding og innretting av orbitaler i form og energi, hvor elektrontetthetene til orbitaler nært energi omfordeles, som et resultat av at de blir ekvivalente.

Grunnleggende bestemmelser i teorien om hybridisering:

1. Under hybridisering innledende form og orbitaler endres gjensidig, og nye, hybridiserte orbitaler dannes, men med samme energi og samme form, som minner om en uregelmessig åttefigur.
2. Antall hybridiserte orbitaler er lik antall utgangsorbitaler involvert i hybridisering.
3. Orbitaler med lignende energier (s- og p-orbitaler til det ytre energinivået og d-orbitaler til det ytre eller foreløpige nivået) kan delta i hybridisering.
4. Hybridiserte orbitaler er mer langstrakte i retning av dannelse av kjemiske bindinger og gir derfor bedre overlapping med orbitalene til et naboatom, som et resultat blir det sterkere enn det som dannes av elektronene til individuelle ikke-hybride orbitaler.
5. På grunn av dannelsen av sterkere bindinger og en mer symmetrisk fordeling av elektrontettheten i molekylet, oppnås en energigevinst, som kompenserer med en margin for energiforbruket som kreves for hybridiseringsprosessen.
6. Hybridiserte orbitaler må være orientert i rommet på en slik måte at de sikrer gjensidig maksimal avstand fra hverandre; i dette tilfellet er frastøtningsenergien minimal.
7. Typen hybridisering bestemmes av typen og antall utgangsorbitaler og endrer størrelsen på bindingsvinkelen samt den romlige konfigurasjonen til molekylene.

Formen på hybridiserte orbitaler og bindingsvinkler (geometriske vinkler mellom symmetriaksene til orbitaler) avhengig av typen hybridisering: a) sp-hybridisering; b) sp2-hybridisering; c) sp3-hybridisering

Ved dannelse av molekyler (eller individuelle fragmenter av molekyler), forekommer oftest følgende typer hybridisering:

Generelt opplegg for sp-hybridisering

Bindingene som dannes med deltakelse av elektroner fra sp-hybridiserte orbitaler er også plassert i en vinkel på 180 0, noe som fører til en lineær form på molekylet. Denne typen hybridisering observeres i halogenidene av elementer fra den andre gruppen (Be, Zn, Cd, Hg), hvis atomer i valenstilstanden har uparrede s- og p-elektroner. Den lineære formen er også karakteristisk for molekyler av andre grunnstoffer (0=C=0,HC≡CH), der bindinger dannes av sp-hybridiserte atomer.

Skjema for sp 2 hybridisering av atomorbitaler og den flate trekantede formen til molekylet, som skyldes sp 2 hybridisering av atomorbitaler

Denne typen hybridisering er mest typisk for molekyler av p-elementer fra den tredje gruppen, hvis atomer i eksitert tilstand har en ekstern elektronisk struktur ns 1 np 2, hvor n er nummeret på perioden der elementet befinner seg . Således, i molekylene BF 3, BCl 3, AlF 3 og andre bindinger dannes på grunn av sp 2 hybridiserte orbitaler til sentralatomet.

Opplegg for sp 3 hybridisering av atomorbitaler

Plassering av de hybridiserte orbitalene til sentralatomet i en vinkel på 109 0 28` får molekylene til å ha en tetraedrisk form. Dette er veldig typisk for mettede forbindelser av firverdig karbon CH 4, CCl 4, C 2 H 6 og andre alkaner. Eksempler på forbindelser av andre grunnstoffer med en tetraedrisk struktur på grunn av sp 3 -hybridisering av valensorbitalene til sentralatomet er følgende ioner: BH 4 -, BF 4 -, PO 4 3-, SO 4 2-, FeCl 4 - .

Generelt opplegg for sp 3d hybridisering

Denne typen hybridisering finnes oftest i ikke-metallhalogenider. Et eksempel er strukturen til fosforklorid PCl 5, under dannelsen av hvilken fosforatomet (P ... 3s 2 3p 3) først går inn i en eksitert tilstand (P ... 3s 1 3p 3 3d 1), og deretter gjennomgår s 1 p 3 d-hybridisering - fem ett-elektron orbitaler blir ekvivalente og er orientert med sine langstrakte ender mot hjørnene av en mental trigonal bipyramide. Dette bestemmer formen til PCl 5-molekylet, som dannes ved overlapping av fem s 1 p 3 d-hybridiserte orbitaler med 3p-orbitalene til fem kloratomer.

1. sp - Hybridisering. Når en s-i og en p-orbital kombineres, oppstår to sp-hybridiserte orbitaler, plassert symmetrisk i en vinkel på 180 0.
2. sp 2 - Hybridisering. Kombinasjonen av en s- og to p-orbitaler fører til dannelsen av sp 2 -hybridiserte bindinger lokalisert i en vinkel på 120 0, så molekylet tar form av en vanlig trekant.
3. sp 3 - Hybridisering. Kombinasjonen av fire orbitaler - en s- og tre p - fører til sp 3 - hybridisering, der de fire hybridiserte orbitalene er symmetrisk orientert i rommet til de fire toppunktene til tetraederet, det vil si i en vinkel på 109 0 28 ` .
4. sp 3 d - Hybridisering. Kombinasjonen av en s-, tre p- og en d-orbitaler gir sp 3 d-hybridisering, som bestemmer den romlige orienteringen til de fem sp 3 d-hybridiserte orbitalene til toppunktene til den trigonale bipyramiden.
5. Andre typer hybridisering. Når det gjelder sp 3 d 2-hybridisering, er seks sp 3 d 2-hybridiserte orbitaler rettet mot toppunktene til oktaederet. Orienteringen av de syv orbitalene til toppunktene til den femkantede bipyramiden tilsvarer sp 3 d 3 hybridisering (eller noen ganger sp 3 d 2 f) av valensorbitalene til det sentrale atomet i molekylet eller komplekset.

Atomorbital hybridiseringsmetode forklarer geometrisk struktur stor kvantitet molekyler, men ifølge eksperimentelle data, blir molekyler med litt forskjellige bindingsvinkler oftere observert. For eksempel, i molekylene CH 4, NH 3 og H 2 O, er de sentrale atomene i sp 3 hybridisert tilstand, så man kan forvente at bindingsvinklene i dem er tetraedriske (~ 109,5 0). Det er eksperimentelt fastslått at bindingsvinkelen i CH 4-molekylet faktisk er 109,5 0. Men i NH 3- og H 2 O-molekylene avviker verdien av bindingsvinkelen fra den tetraedriske: den er lik 107,3 ​​0 i NH 3-molekylet og 104,5 0 i H 2 O-molekylet Slike avvik forklares med tilstedeværelsen av et ikke-delt elektronpar på nitrogen- og oksygenatomene. En to-elektronorbital, som inneholder et ikke-delt elektronpar, på grunn av sin økte tetthet frastøter én-elektronvalensorbitaler, noe som fører til en reduksjon i bindingsvinkelen. For nitrogenatomet i NH 3-molekylet, av fire sp 3-hybridiserte orbitaler, danner tre ett-elektron-orbitaler bindinger med tre H-atomer, og den fjerde orbitalen inneholder et ikke-delt elektronpar.

Et ubundet elektronpar som okkuperer en av de sp 3-hybridiserte orbitalene rettet mot toppunktene til tetraederet, som frastøter ett-elektronorbitalene, forårsaker en asymmetrisk fordeling av elektrontettheten som omgir nitrogenatomet, og som et resultat komprimerer bindingen vinkel til 107,3 ​​0. Et lignende bilde av en reduksjon i bindingsvinkelen fra 109,5 0 til 107 0 som et resultat av virkningen av et ikke-delt elektronpar av N-atomet er observert i NCl 3-molekylet.

Avvik av bindingsvinkelen fra tetraedrikken (109,5 0) i molekylet: a) NH3; b) NCI3

Oksygenatomet i H 2 O-molekylet har to ett-elektron- og to to-elektron-orbitaler per fire sp 3-hybridiserte orbitaler. Ett-elektron-hybridiserte orbitaler deltar i dannelsen av to bindinger med to H-atomer, og to to-elektronpar forblir udelte, det vil si at de bare tilhører H-atomet. Dette øker asymmetrien i elektrontetthetsfordelingen rundt O-atomet og reduserer bindingsvinkelen sammenlignet med den tetraedriske en til 104,5 0.

Følgelig påvirker antallet ubundne elektronpar av sentralatomet og deres plassering i hybridiserte orbitaler den geometriske konfigurasjonen til molekylene.

Kjennetegn på en kovalent binding

En kovalent binding har et sett visse egenskaper, som bestemmer dens spesifikke egenskaper eller egenskaper. Disse, i tillegg til de allerede diskuterte egenskapene til "bindingsenergi" og "bindingslengde", inkluderer: bindingsvinkel, metning, retning, polaritet og lignende.

1. Bindingsvinkel- dette er vinkelen mellom tilstøtende bindingsakser (det vil si betingede linjer trukket gjennom kjernene til kjemisk sammenkoblede atomer i et molekyl). Størrelsen på bindingsvinkelen avhenger av arten av orbitalene, typen hybridisering av sentralatomet og påvirkningen av ikke-delte elektronpar som ikke deltar i dannelsen av bindinger.

2. Metning. Atomer har evnen til å danne kovalente bindinger, som for det første kan dannes av utvekslingsmekanismen på grunn av de uparrede elektronene til et ikke-eksitert atom og på grunn av de uparrede elektronene som oppstår som et resultat av dets eksitasjon, og for det andre av giveren -akseptormekanisme. Imidlertid er det totale antallet bindinger et atom kan danne begrenset.

Metning er evnen til et atom i et element til å danne et visst, begrenset antall kovalente bindinger med andre atomer.

Således, av den andre perioden, som har fire orbitaler på det ytre energinivået (en s- og tre p-), danner bindinger, hvis antall ikke overstiger fire. Atomer av elementer fra andre perioder med et større antall orbitaler på det ytre nivået kan danne flere bindinger.

3. Fokus. Ifølge metoden skyldes den kjemiske bindingen mellom atomer overlapping av orbitaler, som med unntak av s-orbitaler har en viss orientering i rommet, noe som fører til retningsvirkningen til den kovalente bindingen.

Retningen til en kovalent binding er arrangementet av elektrontetthet mellom atomer, som bestemmes av den romlige orienteringen til valensorbitalene og sikrer deres maksimale overlapping.

Siden elektronorbitaler har forskjellige former og forskjellige orienteringer i rommet, kan deres gjensidige overlapp realiseres forskjellige måter. Avhengig av dette skilles σ-, π- og δ-bindinger.

En sigmabinding (σ-binding) er en overlapping av elektronorbitaler slik at den maksimale elektrontettheten er konsentrert langs en tenkt linje som forbinder de to kjernene.

En sigmabinding kan dannes av to s-elektroner, ett s- og ett p-elektron, to p-elektroner eller to d-elektroner. En slik σ-binding er preget av tilstedeværelsen av ett område med overlapping av elektronorbitaler; det er alltid enkelt, det vil si at det er dannet av bare ett elektronpar.

Variasjonen av former for romlig orientering av "rene" orbitaler og hybridiserte orbitaler tillater ikke alltid muligheten for overlappende orbitaler på bindingsaksen. Overlapping av valensorbitaler kan forekomme på begge sider av bindingsaksen - den såkalte "laterale" overlappingen, som oftest oppstår under dannelsen av π-bindinger.

En pi-binding (π-binding) er en overlapping av elektronorbitaler der den maksimale elektrontettheten er konsentrert på hver side av linjen som forbinder atomkjernene (dvs. bindingsaksen).

En pi-binding kan dannes ved samspillet mellom to parallelle p-orbitaler, to d-orbitaler eller andre kombinasjoner av orbitaler hvis akser ikke sammenfaller med bindingsaksen.

Skjemaer for dannelse av π-bindinger mellom betingede A- og B-atomer med lateral overlapping av elektroniske orbitaler

4. Multiplisitet. Denne egenskapen bestemmes av antall vanlige elektronpar som forbinder atomer. En kovalent binding kan være enkel (enkel), dobbel eller trippel. En binding mellom to atomer som bruker ett delt elektronpar kalles en enkeltbinding, to elektronpar en dobbeltbinding og tre elektronpar en trippelbinding. I hydrogenmolekylet H 2 er altså atomene forbundet med en enkeltbinding (H-H), i oksygenmolekylet O 2 - med en dobbeltbinding (B = O), i nitrogenmolekylet N 2 - med en trippelbinding (N ≡N). Mangfoldet av forbindelser blir spesielt viktig i organiske forbindelser- hydrokarboner og deres derivater: i etan C 2 H 6 er det en enkeltbinding mellom C-atomene (C-C), i etylen C 2 H 4 er det en dobbeltbinding (C = C) i acetylen C 2 H 2 er det en trippelbinding (C ≡ C) (C≡C).

Bindingsmangfoldet påvirker energien: ettersom mangfoldet øker, øker styrken. Økning av multiplisiteten fører til en reduksjon i den indre nukleære avstanden (bindingslengde) og en økning i bindingsenergi.

Multiplisitet av bindinger mellom karbonatomer: a) enkelt σ-binding i etan H3C-CH3; b) dobbelt σ+π-binding i etylen H2C = CH2; c) trippel σ+π+π-binding i acetylen HC≡CH

5. Polaritet og polariserbarhet. Elektrontettheten til en kovalent binding kan være lokalisert annerledes i det indre nukleære rommet.

Polaritet er en egenskap ved en kovalent binding, som bestemmes av plasseringen av elektrontettheten i det indre nukleære rommet i forhold til de tilkoblede atomene.

Avhengig av plasseringen av elektrontettheten i det indre nukleære rommet, skilles polare og ikke-polare kovalente bindinger. En ikke-polar binding er en binding der den vanlige elektronskyen er plassert symmetrisk i forhold til kjernene til de tilkoblede atomene og tilhører likt begge atomene.

Molekyler med denne typen bindinger kalles ikke-polare eller homonukleære (det vil si de som inneholder atomer av samme grunnstoff). En upolar binding manifesterer seg vanligvis i homonukleære molekyler (H 2 , Cl 2 , N 2 , etc.) eller, mindre vanlig, i forbindelser dannet av atomer av elementer med lignende elektronegativitetsverdier, for eksempel karborundum SiC. Polar (eller heteropolar) er en binding der den totale elektronskyen er asymmetrisk og forskyves mot ett av atomene.

Molekyler med polare bindinger kalles polare, eller heteronukleære. I molekyler med en polar binding forskyves det generaliserte elektronparet mot atomet med høyere elektronegativitet. Som et resultat vises en viss delvis negativ ladning (δ-) på dette atomet, som kalles effektiv, og et atom med lavere elektronegativitet har en delvis positiv ladning (δ+) av samme størrelse, men motsatt i fortegn. For eksempel er det eksperimentelt fastslått at den effektive ladningen på hydrogenatomet i hydrogenklorid-HCl-molekylet er δH=+0,17, og på kloratomet δCl=-0,17 av den absolutte elektronladningen.

For å bestemme i hvilken retning elektrontettheten til en polar kovalent binding vil skifte, er det nødvendig å sammenligne elektronene til begge atomene. I rekkefølge av økende elektronegativitet, den vanligste kjemiske elementer er plassert i følgende rekkefølge:

Polare molekyler kalles dipoler — systemer der tyngdepunktene til de positive ladningene til kjernene og de negative ladningene til elektronene ikke er sammenfallende.

En dipol er et system som er en kombinasjon av to punkter elektriske ladninger, identisk i størrelse og motsatt i fortegn, plassert i en viss avstand fra hverandre.

Avstanden mellom attraksjonssentrene kalles dipollengden og er betegnet med bokstaven l. Polariteten til et molekyl (eller binding) karakteriseres kvantitativt av dipolmomentet μ, som for et diatomisk molekyl er lik produktet av dipollengden og elektronladningen: μ=el.

I SI-enheter måles dipolmomentet i [C × m] (Coulomb-meter), men den ekstrasystemiske enheten [D] (debye) brukes oftere: 1D = 3,33 · 10 -30 C × m. Verdien av dipolmomentene til kovalente molekyler varierer innen 0-4 D, og ​​ionisk - 4-11 D. Jo lengre dipolen er, jo mer polart er molekylet.

Den felles elektronskyen i et molekyl kan skifte under påvirkning av ytre elektrisk felt, inkludert feltene til et annet molekyl eller ion.

Polariserbarhet er en endring i polariteten til en binding som et resultat av forskyvningen av elektronene som danner bindingen under påvirkning av et eksternt elektrisk felt, inkludert kraftfeltet til en annen partikkel.

Polariserbarheten til et molekyl avhenger av mobiliteten til elektroner, som er sterkere jo større avstanden er fra kjernene. I tillegg avhenger polariserbarheten av retningen til det elektriske feltet og av elektronskyenes evne til å deformeres. Under påvirkning av et ytre felt blir ikke-polare molekyler polare, og polare molekyler blir enda mer polare, det vil si at det induseres en dipol i molekylene, som kalles en redusert eller indusert dipol.

Skjema for dannelsen av en indusert (redusert) dipol fra et ikke-polart molekyl under påvirkning av kraftfeltet til en polar partikkel - dipol

I motsetning til permanente, oppstår induserte dipoler bare under påvirkning av et eksternt elektrisk felt. Polarisering kan forårsake ikke bare polariserbarheten til en binding, men også dens brudd, hvor overføringen av det forbindende elektronparet til et av atomene skjer og negativt og positivt ladede ioner dannes.

Polariteten og polariserbarheten til kovalente bindinger bestemmer reaktiviteten til molekyler mot polare reagenser.

Egenskaper til forbindelser med kovalente bindinger

Stoffer med kovalente bindinger er delt inn i to ulike grupper: molekylære og atomære (eller ikke-molekylære), hvorav det er mye færre enn molekylære.

Under normale forhold kan molekylære forbindelser være i ulike aggregeringstilstander: i form av gasser (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), svært flyktige væsker (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) eller faste krystallinske stoffer, hvorav de fleste, selv ved svært svak oppvarming, raskt kan smelte og lett sublimere (S 8, P 4, I 2, sukker C 12 H 22 O 11, "tørris" CO 2).

Den lave smelte-, sublimerings- og koketemperaturen til molekylære stoffer forklares av de svært svake kreftene til intermolekylær interaksjon i krystaller. Det er derfor molekylære krystaller ikke er preget av stor styrke, hardhet og elektrisk ledningsevne (is eller sukker). I dette tilfellet har stoffer med polare molekyler høyere smelte- og kokepunkter enn de med ikke-polare. Noen av dem er løselige i eller andre polare løsningsmidler. Tvert imot løser stoffer med ikke-polare molekyler seg bedre i ikke-polare løsningsmidler (benzen, karbontetraklorid). Jod, hvis molekyler er upolare, løses altså ikke opp i polart vann, men oppløses i ikke-polar CCl 4 og lavpolar alkohol.

Ikke-molekylære (atomare) stoffer med kovalente bindinger (diamant, grafitt, silisium Si, kvarts SiO 2, karborundum SiC og andre) danner ekstremt sterke krystaller, med unntak av grafitt, som har en lagdelt struktur. For eksempel er diamantkrystallgitteret et vanlig tredimensjonalt rammeverk der hvert sp 3 -hybridisert karbonatom er koblet til fire naboatomer med σ-bindinger. Faktisk er hele diamantkrystallen ett enormt og veldig sterkt molekyl. Silisiumkrystaller, som er mye brukt i radioelektronikk og elektronikk, har en lignende struktur. Hvis vi erstatter halvparten av C-atomene i diamant med Si-atomer uten å forstyrre rammestrukturen til krystallen, vil vi få en krystall av karborundum - silisiumkarbid SiC - veldig fast, brukt som et slipende materiale. Og hvis et O-atom i krystallgitteret til silisium er satt inn mellom hvert andre Si-atom, så krystallstruktur kvarts SiO 2 er også et veldig hardt stoff, og en rekke av disse brukes også som et slipende materiale.

Krystaller av diamant, silisium, kvarts og lignende strukturer er atomkrystaller; de er enorme "supermolekyler", så de strukturformler kan ikke avbildes fullstendig, men bare som et separat fragment, for eksempel:

Krystaller av diamant, silisium, kvarts

Ikke-molekylære (atomære) krystaller, som består av atomer av ett eller to elementer forbundet med kjemiske bindinger, er klassifisert som ildfaste stoffer. Høye smeltetemperaturer er forårsaket av behovet for å bruke en stor mengde energi for å bryte sterke kjemiske bindinger ved smelting av atomkrystaller, og ikke av svake intermolekylære interaksjoner, som i tilfellet med molekylære stoffer. Av samme grunn smelter ikke mange atomkrystaller ved oppvarming, men brytes ned eller går umiddelbart over i en damptilstand (sublimering), for eksempel sublimerer grafitt ved 3700 o C.

Ikke-molekylære stoffer med kovalente bindinger er uløselige i vann og andre løsningsmidler; de fleste av dem leder ikke elektrisk strøm (bortsett fra grafitt, som er iboende ledende, og halvledere - silisium, germanium, etc.).

Det er ingen hemmelighet at kjemi er en ganske kompleks og også mangfoldig vitenskap. Mange forskjellige reaksjoner, reagenser, kjemikalier og andre komplekse og forvirrende termer - de samhandler alle med hverandre. Men hovedsaken er at vi tar for oss kjemi hver dag, det spiller ingen rolle om vi lytter til læreren i klassen og lærer nytt materiale eller vi brygger te, som generelt sett også er en kjemisk prosess.

I kontakt med

Klassekamerater

Det kan konkluderes med at du trenger bare å kunne kjemi, å forstå den og vite hvordan vår verden eller noen av dens deler fungerer, er interessant, og dessuten nyttig.

Nå må vi forholde oss til et slikt begrep som en kovalent binding, som forresten kan være enten polar eller ikke-polar. Forresten, selve ordet "kovalent" er avledet fra det latinske "co" - sammen og "vales" - som har kraft.

Begrepets utseende

La oss starte med det faktum at Begrepet "kovalent" ble først introdusert i 1919 av Irving Langmuir - Nobelprisvinner. Konseptet "kovalent" innebærer en kjemisk binding der begge atomene deler elektroner, som kalles delt besittelse. Dermed skiller den seg for eksempel fra en metallisk, der elektroner er fri, eller fra en ionisk, hvor man fullstendig gir elektroner til en annen. Det skal bemerkes at det er dannet mellom ikke-metaller.

Basert på ovenstående kan vi trekke en liten konklusjon om hvordan denne prosessen er. Det oppstår mellom atomer på grunn av dannelsen av vanlige elektronpar, og disse parene oppstår på de eksterne og pre-eksterne undernivåene til elektroner.

Eksempler på stoffer med polaritet:

Typer kovalente bindinger

Det er også to typer: polare og følgelig ikke-polare bindinger. Vi vil analysere funksjonene til hver av dem separat.

Kovalent polar - dannelse

Hva betyr begrepet "polar"?

Det som vanligvis skjer er at to atomer har ulik elektronegativitet, derfor hører elektronene de deler ikke likt til, men er alltid nærmere det ene enn det andre. For eksempel et hydrogenkloridmolekyl, der elektronene til den kovalente bindingen er plassert nærmere kloratomet, siden dets elektronegativitet er høyere enn hydrogen. Men i virkeligheten er forskjellen i elektrontiltrekning liten nok til at fullstendig elektronoverføring fra hydrogen til klor kan skje.

Som et resultat, når den er polar, skifter elektrontettheten til en mer elektronegativ, og en delvis negativ ladning vises på den. I sin tur utvikler kjernen hvis elektronegativitet er lavere, følgelig en delvis positiv ladning.

Vi konkluderer: polar oppstår mellom forskjellige ikke-metaller som er forskjellige i deres elektronegativitetsverdier, og elektronene er plassert nærmere kjernen med større elektronegativitet.

Elektronegativitet er evnen til noen atomer til å tiltrekke seg elektroner fra andre, og dermed danne en kjemisk reaksjon.

Eksempler på kovalent polar, stoffer med en polar kovalent binding:

Formel for et stoff med en polar kovalent binding

Kovalent upolar, forskjell mellom polar og upolar

Og til slutt, ikke-polar, vil vi snart finne ut hva det er.

Hovedforskjellen mellom ikke-polar og polar- Dette er symmetri. Hvis i tilfelle av en polar binding elektronene var lokalisert nærmere ett atom, så i en ikke-polar binding var elektronene plassert symmetrisk, det vil si like i forhold til begge.

Det er bemerkelsesverdig at ikke-polar forekommer mellom ikke-metallatomer av ett kjemisk element.

f.eks. stoffer med ikke-polare kovalente bindinger:

Dessuten kalles en samling elektroner ofte ganske enkelt en elektronsky, basert på dette konkluderer vi med at den elektroniske kommunikasjonsskyen, som danner et felles elektronpar, er fordelt i rommet symmetrisk, eller jevnt i forhold til kjernene til begge.

Eksempler på en kovalent upolar binding og et skjema for dannelse av en kovalent upolar binding

Men det er også nyttig å vite hvordan man skiller mellom kovalent polar og ikke-polar.

Kovalent upolar- dette er alltid atomer av samme stoff. H2. CL2.

Denne artikkelen har kommet til slutten, nå vet vi hva denne kjemiske prosessen er, vi vet hvordan vi skal definere den og dens varianter, vi kjenner formlene for dannelse av stoffer, og generelt litt mer om vår komplekse verden, suksesser i kjemi og dannelsen av nye formler.

En kjemisk binding er samspillet mellom partikler (ioner eller atomer), som oppstår i prosessen med å utveksle elektroner som befinner seg på det siste elektroniske nivået. Det finnes flere typer slike bindinger: kovalent (det er delt inn i ikke-polare og polare) og ioniske. I denne artikkelen vil vi dvele mer detaljert på den første typen kjemiske bindinger - kovalente. Og for å være mer presis, i sin polare form.

En polar kovalent binding er en kjemisk binding mellom valenselektronskyene til naboatomer. Prefikset "co-" betyr "sammen" i dette tilfellet, og stammen "valens" er oversatt som styrke eller evne. De to elektronene som binder seg til hverandre kalles et elektronpar.

Historie

Begrepet ble først brukt i en vitenskapelig sammenheng av nobelprisvinner kjemiker Irving Lenngrum. Dette skjedde i 1919. I sitt arbeid forklarte forskeren at en binding der elektroner som er felles for to atomer observeres, er forskjellig fra en metallisk eller ionisk. Dette betyr at den krever et eget navn.

Senere, allerede i 1927, beskrev F. London og W. Heitler, ved å ta som eksempel hydrogenmolekylet som den kjemisk og fysisk enkleste modellen, en kovalent binding. De tok saken fra den andre enden, og underbygget sine observasjoner ved hjelp av kvantemekanikk.

Essensen av reaksjonen

Prosessen med å konvertere atomært hydrogen til molekylært hydrogen er en typisk kjemisk reaksjon, hvis kvalitative tegn er den store frigjøringen av varme når to elektroner kombineres. Det ser omtrent slik ut: to heliumatomer nærmer seg hverandre, som hver har ett elektron i sin bane. Så kommer disse to skyene nærmere og danner en ny, lik et skall av helium, der to elektroner allerede roterer.

Fullførte elektronskall er mer stabile enn ufullstendige, så energien deres er betydelig lavere enn for to separate atomer. Når et molekyl dannes, spres overskuddsvarme ut i miljøet.

Klassifisering

I kjemi er det to typer kovalente bindinger:

1. En kovalent upolar binding dannet mellom to atomer av det samme ikke-metalliske elementet, slik som oksygen, hydrogen, nitrogen, karbon.
2. En polar kovalent binding oppstår mellom atomer av forskjellige ikke-metaller. Et godt eksempel er hydrogenkloridmolekylet. Når atomer av to elementer kombineres med hverandre, overføres det uparrede elektronet fra hydrogen delvis til det siste elektronnivået i kloratomet. Dermed dannes en positiv ladning på hydrogenatomet, og en negativ ladning på kloratomet.

Donor-akseptor-binding er også en type kovalent binding. Det ligger i det faktum at ett atom av paret gir begge elektronene, og blir en donor, og atomet som mottar dem, regnes følgelig som en akseptor. Når det dannes en binding mellom atomer, øker ladningen til giveren med én, og ladningen til akseptoren avtar.

Semipolar forbindelse - f.eks e kan betraktes som en undertype av donor-akseptor. Bare i dette tilfellet forenes atomer, hvorav den ene har en komplett elektronorbital (halogener, fosfor, nitrogen), og den andre - to uparrede elektroner (oksygen). Dannelsen av en forbindelse skjer i to trinn:

• først fjernes ett elektron fra det ensomme paret og legges til de uparrede;
• foreningen av de gjenværende uparrede elektrodene, det vil si at det dannes en kovalent polar binding.

Egenskaper

En polar kovalent binding har sine egne fysiske og kjemiske egenskaper, som retningsbestemt, metning, polaritet, polariserbarhet. De bestemmer egenskapene til de resulterende molekylene.

Retningen til bindingen avhenger av den fremtidige molekylstrukturen til det resulterende stoffet, nemlig geometrisk form, som dannes av to atomer ved tilsetning.

Metning viser hvor mange kovalente bindinger ett atom av et stoff kan danne. Dette antallet er begrenset av antall ytre atomorbitaler.

Polariteten til et molekyl oppstår fordi elektronskyen dannet av to forskjellige elektroner er ujevn rundt hele sin omkrets. Dette oppstår på grunn av forskjellen i negativ ladning i hver av dem. Det er denne egenskapen som bestemmer om en binding er polar eller upolar. Når to atomer av samme grunnstoff kombineres, er elektronskyen symmetrisk, noe som betyr at den kovalente bindingen er upolar. Og hvis atomer av forskjellige grunnstoffer kombineres, dannes det en asymmetrisk elektronsky, det såkalte dipolmomentet til molekylet.

Polariserbarhet reflekterer hvor aktivt elektronene i et molekyl fortrenges under påvirkning av ytre fysiske eller kjemiske midler, som elektriske eller magnetfelt, andre partikler.

De to siste egenskapene til det resulterende molekylet bestemmer dets evne til å reagere med andre polare reagenser.

Sigma-binding og pi-binding

Dannelsen av disse bindingene avhenger av elektrontetthetsfordelingen i elektronskyen under dannelsen av molekylet.

En sigma-binding er preget av tilstedeværelsen av en tett akkumulering av elektroner langs aksen som forbinder atomkjernene, det vil si i horisontalplanet.

Pi-bindingen er preget av komprimering av elektronskyer ved skjæringspunktet, det vil si over og under atomkjernen.

Visualisering av forholdet i formelposten

For eksempel kan vi ta kloratomet. Det ytterste elektroniske nivået inneholder syv elektroner. I formelen er de ordnet i tre par og ett uparet elektron rundt symbolet på elementet i form av prikker.

Hvis du skriver et klormolekyl på samme måte, vil du se at to uparrede elektroner har dannet et par felles for to atomer; det kalles delt. I dette tilfellet mottok hver av dem åtte elektroner.

Oktett-dublett-regel

Kjemikeren Lewis, som foreslo hvordan en polar kovalent binding dannes, var den første av kollegene hans som formulerte en regel som forklarer stabiliteten til atomer når de kombineres til molekyler. Dens essens ligger i det faktum at kjemiske bindinger mellom atomer dannes når et tilstrekkelig antall elektroner deles til å danne en elektronisk konfigurasjon som ligner på atomene til edle grunnstoffer.

Det vil si at under dannelsen av molekyler, for å stabilisere dem, er det nødvendig at alle atomer har et fullstendig eksternt elektronisk nivå. For eksempel, hydrogenatomer, som kombineres til et molekyl, gjentar det elektroniske skallet av helium, kloratomer blir like på elektronisk nivå som argonatomet.

Lenkelengde

En kovalent polar binding er blant annet karakterisert ved en viss avstand mellom kjernene til atomene som danner molekylet. De er i en slik avstand fra hverandre at energien til molekylet er minimal. For å oppnå dette er det nødvendig at elektronskyene til atomer overlapper hverandre så mye som mulig. Det er et direkte proporsjonalt mønster mellom størrelsen på atomer og lengden på bindingen. Jo større atomet er, desto lengre er bindingen mellom kjernene.

Det er mulig at et atom ikke danner én, men flere kovalente polare bindinger. Da dannes det såkalte bindingsvinkler mellom kjernene. De kan være fra nitti til hundre og åtti grader. De bestemmer den geometriske formelen til molekylet.