Typer av kemiska bindningar.
Jonbindning
8:e klass
Efter att ha varit din prenumerant i många år, bekantar jag mig alltid med publikationerna av lektionsutvecklingen med intresse, fritidsaktiviteter, didaktiskt material. Från många publikationer går det att hämta intressanta idéer, utifrån vilken jag utvecklar mina egna lektioner.
Efter att ha möjlighet att självständigt bestämma sekvensen för att studera materialet i en kemikurs, efter att ha studerat ämnet "Periodisk lag och det periodiska systemet för kemiska element i D.I. Mendeleev baserat på atomernas struktur", anser jag att det är nödvändigt att studera materialet på ämnet "Materiens struktur". Övervägande av ämnet "Materiens struktur" i 8:e klass gör att du kan studera efterföljande ämnen i kursen på en djupare nivå, till exempel "Halogener", "Alkalimetaller", etc.
Jag uppmärksammar dig på utvecklingen av en lektion om ämnet "jonisk bindning". Lektionen är uppbyggd på ett sådant sätt att eleverna, efter att ha upprepat tidigare inlärt material, framgångsrikt bemästrar nytt. Jag hoppas att utvecklingen av lektionen kommer att vara användbar för kollegor - kemilärare, kommer att göra lektionerna intressanta, organisera oberoende kreativt arbete
Killar. Lektionens mål. Utbildning:
upprepning, korrigering och konsolidering av kunskap om ämnet "Struktur av atomer"; konsolidering av begreppen "elektronegativitet", "kovalent polär bindning" och "kovalent icke-polär bindning"; introduktion av begreppen "joner", "jonbindning"; studie av en ny typ av kemisk bindning - jonbindning, dess natur och förhållanden för bildning; träning i färdigheter att jämföra strukturdiagram av neutrala atomer och joner. Utbildning:
utveckling av färdigheter i att skapa elektroniska utbildningssystem kemiska bindningar
, föreningar med en jonisk bindning och bestämning av antalet elektroner i joner; utveckling av färdigheter i att bestämma typen av bindning baserat på analys av sammansättningen av en kemisk förening. Utrustning.
Periodiska systemet för kemiska grundämnen, kort med formler för ämnen (H 2 O, Br 2, CO 2, O 3, HCl, HNO 3, P 4, CS 2, H 2 SO 4, S 8), utdelningar, färgsignalkort med siffror: röd – 1, blå – 2, lila – 3.
Lektionstyp.
Kombinerad (80 min.) Idag måste du och jag erövra en av de viktigaste topparna inom kemivetenskapen - toppen av den "kemiska bindningen". För att börja uppstigningen måste du förbereda dig för det, samla ryggsäckar där du kan lägga all nödvändig kunskap. Låt oss först se hur du gör det själv.
Vi samlar ihop våra ryggsäckar. Eleverna uppmanas att slutföra självständigt arbete följt av självtest. Självständigt arbete löser problemet med att uppdatera kunskap, spelar rollen som inputdiagnostik (avgör elevernas beredskap för vidare arbete på ämnet).
Eleverna får uppdraget på kort. Två elever med bra träningsnivå arbetar vid ett separat bord och arbetar med markörer på A4-ark. När de är klara lägger de upp dem på tavlan. Två väl förberedda elever kommenterar det utförda arbetet och svarar på förtydligande frågor från läraren och klasskamraterna. Resten av klassen kontrollerar sitt arbete självständigt när de kommenterar.
Elever som slutför arbetet och kommenterar det får betyg.
Självständigt arbete
Uppgift 1. Använd den elektroniska formeln, bestäm elementets position i det periodiska systemet och namnge det.
Alternativ I. 1 s 2 2s 2 2sid 6 3s 2 3sid 4 .
Alternativ II. 1 s 2 2s 1 .
Uppgift 2. Baserat på elementens position i det periodiska systemet, jämför deras elektronegativitet och sätt ett tecken mellan dem<, >, =.
Alternativ I.
1) EO (Br) * EO (Li);
2) EO (Al) * EO (Cl);
3) EO (S) * EO (O).
Alternativ II.
1) EO (Mg) * EO (F);
2) EO (C) * EO (O);
3) EO (I) * EO (Cl).
Uppgift 3. Bestäm antalet elektroner på den yttre nivån i atomer.
Variant I. Cl, K, P.
Alternativ II. Ca, S, F.
Uppgift 4. Bestäm hur många elektroner varje atom saknas innan du slutför den yttre nivån.
Alternativ I. C, S, Cl.
Alternativ II. O, P, I.
Uppgift 5. Avsluta meningen.
Alternativ I. En kovalent opolär bindning bildas mellan …………………. .
Alternativ II. En polär kovalent bindning bildas mellan ………………….
Svar på självständigt arbete
Uppgift 1.
Alternativ I. Elektronisk formel 1 s 2 2s 2 2sid 6 3s 2 3sid 4 motsvarar en svavelatom. Elementet är i 3:e perioden i grupp VI.
Alternativ II. Elektronisk formel 1 s 2 2s 1 motsvarar en litiumatom. Elementet är i 2:a perioden i grupp I.
Uppgift 2.
Alternativ I.
1) EO (Br) > EO (Li);
2) EO (Al)< ЭО (Cl);
3) EO (S)< ЭО (O).
Alternativ II.
1) EO (Mg)< ЭО (F);
2) EO (C)< ЭО (O);
3) EO (I)< ЭО (Сl).
Uppgift 3.
Variant I. Cl – 7, K – 1, P – 5.
Alternativ II. Ca – 2, S – 6, F – 7.
Uppgift 4.
Alternativ I. C – 4, S – 2, Cl – 1.
Alternativ II. O – 2, P – 3, I – 1.
Uppgift 5.
Alternativ I. En kovalent opolär bindning bildas mellan atomer med samma elektronegativitet, till exempel mellan atomer av samma icke-metalliska kemiska element.
Alternativ II. En polär kovalent bindning bildas mellan atomer vars elektronegativitet skiljer sig något mellan olika atomer av icke-metalliska kemiska grundämnen.
Kombinerad (80 min.) Uppgiften genomfördes bra, men några killar gjorde misstag. Låt oss se över de grundläggande begreppen igen och testa dina kompositionsfärdigheter. elektroniska kretsar bildandet av en kovalent bindning så att vår ryggsäck monteras korrekt.
1:a gruppen. Elever som genomför självständigt arbete utan fel (baserat på resultat av självtest) utför ett test för bedömning.
Mål. Tillämpning av kunskap i en ny situation.
Testarbete
Alternativ I.
1. Skapa formler för ämnen som består av två grundämnen, vars elektroniska formler är: a) 1 s 2 2s 2 2sid 3; b) 1 s 1.
2. Ange vilken typ av kemisk bindning som finns i dessa molekyler och rita upp elektroniska diagram över dess bildande.
Baserat på elementens position i det periodiska systemet, ordna dem i ordning för att öka elektronegativiteten hos deras atomer:
Alternativ II.
1. a) S, Cl, O, K; b) F, P, Ca, N. s 2 2s 2 2sid 6 3s 2 3sid Skapa formler för möjliga ämnen som består av två element, vars elektroniska formler är: a) 1 s 4;
2. b) 1
1. Ange vilken typ av kemisk bindning som finns i dessa molekyler och rita upp elektroniska diagram över dess bildande. Baserat på elementens position i det periodiska systemet, ordna dem i ordning för att öka elektronegativiteten hos deras atomer: a) Cl, I, Li, Al; b) C, N, Si, Ba.
2:a gruppen.
Elever som gör misstag skapar en berättelse genom att fylla i tomrummen med de föreslagna orden och fraserna. Vid svårigheter, använd en lärobok eller anteckningar i en anteckningsbok.
Mål. Upprepning, korrigering och konsolidering av kunskap.
Berättelsekliché
I det periodiska systemet är element ordnade i grupper och perioder. Det totala antalet elektroner i en atom är ........... . Periodnumret motsvarar...... . Gruppnumret visar………. . Det färdiga yttre lagret innehåller ........... .
Elektronegativitet är atomers förmåga att attrahera elektroner från andra atomer. I perioder från vänster till höger är elektronegativiteten ..........., i huvudundergrupperna uppifrån och ned - ...........................
1) En kovalent opolär bindning bildas mellan ……..……. En polär kovalent bindning bildas mellan............... .
2) antal elektroner på den yttre nivån av element i huvudundergrupperna,
3) ökar,
4) elementets serienummer,
5) åtta elektroner,
6) minskar,
7) antal energinivåer,
8) mellan olika atomer av icke-metalliska kemiska grundämnen.
1:a gruppen lämnar in sitt arbete till läraren för kontroll av betyg meddelas vid nästa lektion.
Grupp 2 kontrollerar sitt arbete samtidigt som de lyssnar på svaret från en av eleverna. Förklaringar ges vid behov.
Svar på testarbete
1:a gruppen Alternativ I.
1. Elektroniska formler motsvarar: a) 1 s 2 2s 2 2sid 3 - kväveatom; b) 1 s 1 - väteatom.
2. Dessa element bildar följande föreningar - N 2, H 2, NH 3. I molekylerna N2 är H2 en kovalent opolär bindning; i NH3-molekylen finns en kovalent polär bindning.
Alternativ II.
1. Baserat på elementens position i det periodiska systemet ökar elektronegativiteten i följande ordning: a) K, S, Cl, O; b) Ca, P, N, F. s 2 2s 2 2sid 6 3s 2 3sid Elektroniska formler motsvarar a) 1 s 4 - svavelatom; b) 1
1 - väteatom.
Dessa element bildar följande föreningar: S 2 , H 2 , H 2 S. I molekylerna S 2 är H 2 en kovalent opolär bindning; i H 2 S-molekylen finns en kovalent polär bindning.
Elektroniska utbildningskretsar.
2. S2*:
H 2 S: Baserat på elementens position i det periodiska systemet ökar elektronegativiteten i följande ordning: a) Li, Al, I, Cl; b) Ba, Si, C, N. 2:a gruppen I det periodiska systemet är element ordnade i grupper och perioder. Det totala antalet elektroner i en atom är elementets serienummer. Periodnumret motsvarar antal energinivåer. Gruppnummer visas antal elektroner i den yttre nivån för element i huvudundergrupperna.
Det färdiga yttre lagret innehåller åtta elektroner. Elektronegativitet är atomers förmåga att attrahera elektroner från andra atomer. I perioder från vänster till höger, elektronegativitet ökar,.
i huvudundergrupperna uppifrån och ned – minskar En kovalent opolär bindning bildas mellan atomer av samma icke-metalliska kemiska element.
Kombinerad (80 min.) En polär kovalent bindning bildas
mellan olika atomer av icke-metalliska kemiska grundämnen.
Så, våra ryggsäckar är packade, vi börjar vår uppstigning. Däremot väntar hinder på vägen. Och det första hindret är ett "vattenfall" av ämnen. På tavlan finns en bild av ett vattenfall. Kort med kemiska formler är fästa vid vattenfallet: H 2 O, Br 2, CO 2, O 3, HCl, HNO 3, P 4, CS 2, H 2 SO 4, S 8.
Alternativ I. Skriv ner ämnen med en kovalent polär bindning i din anteckningsbok.
Alternativ II. Skriv ner ämnen med kovalenta opolära bindningar.
Kontrollen utförs frontalt.
Svar. Ämnen med en kovalent polär bindning - H 2 O, CO 2, HCl, HNO 3, CS 2, H 2 SO 4.
Ämnen med en kovalent opolär bindning - Br 2, O 3, P 4, S 8.
Kombinerad (80 min.) Bra, vi har lyckats övervinna vattenfallet, men ett nytt hinder väntar oss framåt. En "blockering" av elektroniska kretsar har bildats på en smal bergsstig.
Så, våra ryggsäckar är packade, vi börjar vår uppstigning. Däremot väntar hinder på vägen. Och det första hindret är ett "vattenfall" av ämnen. Bestäm vilket av diagrammen som korrekt återspeglar mekanismen för bildning av kemiska bindningar.
Alternativ I. AV 2
Alternativ II. BCl 3
Elektroniska kretsar är skrivna på baksidan av kortet. Varje elev har tre färgade signalkort med siffror. Eleverna håller upp kort med numret på rätt svar. Om fel görs utförs korrigeringsarbete.
Lärare. Bra gjort, vi lyckades gå längs en smal bergsstig, och vi fortsätter att klättra.
Uppmärksamhet! En grotta dök upp framför sig. Nyfikna klättrare upptäckte ett intressant fynd i det - en liten kista och ett mystiskt brev.
Vi kommer att kunna fortsätta vår resa först när vi gissar vad som finns i denna kista. Nåväl, låt oss stanna för en paus och läsa brevet.
På lärarens skrivbord finns en "kista" förseglad med en vaxförsegling. Bredvid honom ligger ett vikt brev. Eleven ombeds läsa brevet.
Kombinerad (80 min.) Elev (läser texten i brevet).
Av ämnet som är gömt i den här lådan kan du få metall som lätt kan skäras med en kniv, skrynklig som plasticine och som bara förvaras under ett lager fotogen.
Kombinerad (80 min.) Från den kan man också få en kvävande och giftig gulgrön gas, som används för att desinficera vatten. Men vi brukar använda detta ämne annorlunda. Det finns i varje hem, på varje bord. I gamla tider sa de att det är mer värt än guld, eftersom man kan leva utan guld, men man kan inte leva utan det. Enligt rysk sed hälsas kära gäster med detta ämne, och önskar dem hälsa, och att spilla det betyder att förlora hälsan, misslyckas.
Vilken mystisk substans talar brevet om? Vilka ämnen erhålls från det? Eftersom vi studerar ämnet "Kemisk bindning" är det nödvändigt att ta reda på hur det bildas mellan atomer i natriumklorid och vilken typ det ska klassificeras som.
Att lära sig nytt material
Kombinerad (80 min.) Bra gjort. Syftet med vår lektion är att bekanta dig med en ny typ av kemisk bindning - jonisk, för att ta reda på dess natur och förhållanden för bildning. Vi kommer att lära oss hur man bygger elektroniska kretsar för bildning av föreningar med en jonisk typ av kemisk bindning, bestämma total kvantitet elektroner i joner.
Lektionens ämne och formel bordssaltär nedskrivna i en anteckningsbok.
Kombinerad (80 min.) Låt oss överväga bildandet av en jonbindning med natriumklorid som exempel. Låt oss skriva en ekvation som återspeglar växelverkan mellan natrium- och kloratomer:
Gör dina egna diagram över strukturen av natrium- och kloratomer i dina anteckningsböcker. Bestäm antalet parade och oparade elektroner i den sista nivån i atomer.
Na +11 1 s 2 2s 2 2sid 6 3s 1 ;
Сl +17 1 s 2 2s 2 2sid 6 3s 2 3sid 5 .
Natrium- och kloratomerna har vardera en oparad elektron. När dessa atomer kommer närmare ett visst avstånd överlappar oparade elektroners elektronmoln och ett elektronmoln som är gemensamt för de två atomerna bildas. Men eftersom elektronegativiteten för klor är mycket större än för natrium, förskjuts det delade elektronparet helt till kloratomen. Som ett resultat av överföringen av en elektron från en natriumatom till en kloratom uppstår motsatt laddade partiklar: kloratomen får en negativ laddning och natriumatomen får en positiv laddning.
(Begreppet "jon", "jonbindning" introduceras, definitionerna är nedskrivna i en anteckningsbok.)
Partiklar som bildas som ett resultat av överföring av elektroner från en atom till en annan kallas joner.
Na 0 – 1 e-> Na1+, ClO + 1 e-> Cl 1–.
Laddningen av en jon bestäms av antalet elektroner som ges eller tas emot. Den negativt laddade jonen är omgiven av hakparenteser.
Den kemiska bindning som uppstår mellan joner som ett resultat av elektrostatisk interaktion kallas jonisk.
Låt oss titta på strukturen av natrium- och klorjoner och bestämma det totala antalet elektroner i varje jon:
Na1++11, 1 s 2 2s 2 2sid 6 3s 0 (10 elektroner);
Cl 1– +17, 1 s 2 2s 2 2sid 6 3s 2 3sid 6 (18 elektroner).
Låt oss kolla våra viktigaste slutsatser.
Joner är laddade partiklar som atomer blir till som ett resultat av förlust eller förstärkning av elektroner.
En bindning som uppstår som ett resultat av elektrostatisk interaktion mellan joner kallas jonisk.
En jonbindning uppstår mellan metall- och icke-metallatomer, vars elektronegativitet är mycket olika (med mer än två enheter). En jonbindning är ett extremfall av en polär kovalent bindning.
På vägen har vår kunskapsbas utökats. Låt oss fortsätta att röra oss mot toppen. Men plötsligt uppstår ett nytt hinder. Framför ligger täta "snår" av kemiska formler, som du kan ta dig igenom om du tar bort ämnen med en jonisk typ av kemisk bindning.
Formler skrivs på tavlan:
CCl4, Na2S04, I2, LiBr, F2, CaCl2, KI, Na2S, Mg(NO3)2, SO2, Cl2, BaO, I2, N2, MgS.
Eleverna ombeds att skriva ner föreningar med jonbindning i sina anteckningsböcker.
Frontal kontroll. En elev läser upp formlerna han skrev ner i sin anteckningsbok, resten av eleverna kontrollerar dem. Läraren ger förklaringar om ämnen som består av tre kemiska grundämnen och har två typer av bindningar.
Svar. Na2S04, LiBr, CaCl2, KI, Na2S, Mg(NO3)2, BaO, MgS.
Kombinerad (80 min.) Vi lyckades göra en stig genom de täta snåren, vi är väldigt nära vårt mål.
Låt oss samla all vår kunskap och ta oss till toppen.
Under ledning av läraren konsolideras förmågan att rita diagram för bildandet av jonbindningar, bestämma jonladdningar och antalet elektroner i joner med hjälp av exemplet med föreningar: a) KF; b) Na2S; c) BeO. Därefter slutför eleverna liknande arbete
oberoende, genom att välja vilka två som helst från de föreslagna formlerna: a) LiBr; b) CaCl2; c) MgS; d) Mg3N2*.
Tre elever arbetar i styrelsen samtidigt.
Lärare. Uppgiften med en asterisk (*) förklaras eller testas inte i den här lektionen en förklaring kommer att ges på kemiklubbens möte.
Resultaten kontrolleras frontalt. Fixa materialet Vi har kommit en svår men intressant väg, toppen av "Chemical Bond" har erövrats. Jag gratulerar dig, du ansträngde dig mycket för att uppnå det, visade dina kunskaper, visade påhittighet, var vänliga, hjälpte varandra i svåra tider. Och nu är det dags att gå tillbaka.
Testarbete
1. Eleverna uppmanas att genomföra ett prov. Mål:
operativ kontroll
kunskap. Resultaten av genomförandet kommer att användas vid planering av individuellt kriminalvårdsarbete med elever.
2. Bestäm antalet elektroner på den yttre nivån i atomer.
Alternativ I. F, B, Ca.
Alternativ II. Se, Al, C.
3. Ange antalet elektroner som atomen kommer att acceptera för att fullborda sin yttre nivå.
Alternativ I. S, P, Si.
Alternativ II. F, N, O.
4. Ange typen av kemisk bindning i föreningarna.
Alternativ I. a) KBr; b) AICI3.
Alternativ II. a) MgI2; b) NaBr.
Fyll i tabellen.
Tabell
| Atom | Antal elektroner | Jon | Antal elektroner |
| … | …………… | … | ………… |
| … | …………… | … | ………… |
| … | …………… | … | ………… |
| … | …………… | … | ………… |
5*. Analysera ritningen och fyll i de formler som saknas.
Svar på provarbete
Uppgift 1.
Variant I. F – 7, B – 3, Ca – 2.
Alternativ II. Se – 6, Al – 3, C – 4.
Uppgift 2.
Alternativ I. S – 2, P – 3, Si – 4.
Alternativ II. F – 1, N – 3, O – 2.
Uppgift 3.
Alternativ I. I föreningar: CH 4 är en kovalent polär kemisk bindning, K 2 O är en jonbindning, F 2 är en kovalent opolär bindning.
Alternativ II. I föreningar: PCl3 är en kovalent polär bindning, O3 är en kovalent opolär bindning, Al2O3 är en jonbindning.
Uppgift 4.
Alternativ I.
a) För KBr:
K 0 – 1 e-> K 1+ , Br 0 + 1 e-> Br 1– .
b) För AlCl3:
Al 0 – 3 e-> Al 3+, Cl 0 + 1 e-> Cl 1– .
Atom Antal elektroner Jon Antal elektroner Al 0 13 Al 3+ 10 Cl 0 17 Cl 1– 18 K 0 19 K 1+ 18 Br 0 35 Br 1– 36 Alternativ II.
a) För MgF 2:
Mg 0 – 2 e-> Mg 2+ , F 0 + 1 e-> F 1– .
b) För NaBr:
Na 0 – 1 e-> Nai+, Br0+1 e-> Br 1– .
Atom Antal elektroner Jon Antal elektroner Mg 0 12 Mg 2+ 10 jag 0 53 jag 1– 54 Na 0 11 Na 1+ 10 Br 0 35 Br 1– 36 Uppgift 5* (behandlas vid ett möte i kemicirkeln).
Svaren kan vara följande: KCl, KH, Na 2 O, NaCl (det kan finnas andra metallföreningar med de icke-metaller som visas i den centrala delen av figuren, dvs föreningar med jonbindningar).
Sammanfattningsvis.
Betygsättning.
Läxa. Guzey L.S. Kemi. Frågor. Uppgifter. Övningar. 8–9 årskurser. § 18.3, ex.
1, 2, 3 – skriftligt. * Diatomiska S2-molekyler bildas när svavelånga värms upp till en hög temperatur. –
Notera ed.
Del I 1. Kommunikation mellan atomjoner i metaller och legeringar på grund av delade externa elektroner
kallas metall.
2. Schema för bildning av metallbindningar:
3. Fyll i tabellen "Typer av kemiska bindningar."
Del II
1. Upprätta en överensstämmelse mellan typen av kemisk bindning och formlerna för ämnena. Med hjälp av bokstäverna som motsvarar de rätta svaren kommer du att bilda namnet på den första metallegeringen som används av människan: brons.
2. Från ett antal formler för ämnen:
- välj de som motsvarar den elektroniska formeln för ämnet som presenteras i allmän form.
3. Skriv formlerna för ämnen som bildas av element från den 2:a perioden med hjälp av alla typer av kemiska bindningar.
Skriv ner bildningsscheman för ämnen med joniska och kovalenta polära kemiska bindningar.
4. Ta bort "extra".
5. Är följande påståenden sanna?
S. Alla kemiska bindningars natur är elektrostatisk.
B. Ett ämne kan bara ha en typ av kemisk bindning.
4) båda domarna är felaktiga
6. En kemisk bindning bildas mellan atomer av element med serienummer 11 och 9:
1) jonisk
7. Är följande påståenden sanna? Kemiskt element Kalcium bildar ämnen där alla typer av kemiska bindningar observeras.
B. Ämnet kalcium Ca och kalciumnitrid Ca3N2 bildas med hjälp av metalliska respektive kovalenta opolära bindningar.
B. Ett ämne kan bara ha en typ av kemisk bindning.
Varje atom har ett visst antal elektroner.
När atomer går in i kemiska reaktioner donerar, får eller delar elektroner, vilket uppnår den mest stabila elektroniska konfigurationen. Konfigurationen med lägst energi (som i ädelgasatomer) visar sig vara den mest stabila. Detta mönster kallas "oktettregeln" (Fig. 1).
Ris. 1.
Denna regel gäller för alla typer av anslutningar. Elektroniska kopplingar mellan atomer tillåter dem att bilda stabila strukturer, från de enklaste kristallerna till komplexa biomolekyler som i slutändan bildar levande system. De skiljer sig från kristaller i sin kontinuerliga ämnesomsättning. Samtidigt fortskrider många kemiska reaktioner enligt mekanismerna elektronisk överföring, som spelar en avgörande roll i energiprocesser i kroppen.
En kemisk bindning är kraften som håller ihop två eller flera atomer, joner, molekyler eller någon kombination av dessa.
Naturen hos en kemisk bindning är universell: det är en elektrostatisk attraktionskraft mellan negativt laddade elektroner och positivt laddade kärnor, bestäms av konfigurationen av elektronerna i det yttre skalet av atomer. En atoms förmåga att bilda kemiska bindningar kallas valens, eller oxidationstillstånd. Konceptet med valenselektroner- elektroner som bildar kemiska bindningar, det vill säga ligger i orbitaler med högst energi. Följaktligen kallas det yttre skalet på atomen som innehåller dessa orbitaler valensskal. För närvarande är det inte tillräckligt att indikera närvaron av en kemisk bindning, men det är nödvändigt att klargöra dess typ: jonisk, kovalent, dipol-dipol, metallisk.
Den första typen av anslutning ärjonisk förbindelse
Enligt elektronisk teori Lewis och Kossel valens, kan atomer uppnå en stabil elektronisk konfiguration på två sätt: för det första genom att förlora elektroner, bli katjoner, för det andra, förvärva dem, förvandlas till anjoner. Som ett resultat av elektronöverföring, på grund av den elektrostatiska attraktionskraften mellan joner med laddningar av motsatta tecken, bildas en kemisk bindning, kallad av Kossel " elektrovalent"(kallas nu jonisk).
I detta fall bildar anjoner och katjoner en stabil elektronisk konfiguration med ett fyllt yttre elektronskal. Typiska jonbindningar bildas från katjoner av T- och II-grupper periodiska systemet och anjoner av icke-metalliska grundämnen i grupperna VI och VII (16 respektive 17 undergrupper, kalkogener Och halogener). Bindningarna av joniska föreningar är omättade och icke-riktade, så de behåller möjligheten till elektrostatisk interaktion med andra joner. I fig. Figurerna 2 och 3 visar exempel på jonbindningar som motsvarar Kossel-modellen för elektronöverföring.
Ris. 2.
Ris. 3. Jonbindning i en molekyl av bordssalt (NaCl)
Här är det lämpligt att påminna om några egenskaper som förklarar beteendet hos ämnen i naturen, i synnerhet överväga idén om syror Och skäl.
Vattenlösningar av alla dessa ämnen är elektrolyter. De ändrar färg olika indikatorer. Verkningsmekanismen för indikatorer upptäcktes av F.V. Ostwald. Han visade att indikatorer är svaga syror eller baser, vars färg skiljer sig åt i de odissocierade och dissocierade tillstånden.
Baser kan neutralisera syror. Alla baser är inte lösliga i vatten (till exempel är vissa organiska föreningar som inte innehåller OH-grupper olösliga, i synnerhet, trietylamin N(C 2 H 5) 3); lösliga baser kallas alkalier.
Vattenlösningar av syror genomgår karakteristiska reaktioner:
a) med metalloxider - med bildning av salt och vatten;
b) med metaller - med bildning av salt och väte;
c) med karbonater - med bildning av salt, CO 2 och N 2 O.
Syrors och basers egenskaper beskrivs av flera teorier. I enlighet med teorin om S.A. Arrhenius, en syra är ett ämne som dissocierar för att bilda joner N+ , medan basen bildar joner HAN- . Denna teori tar inte hänsyn till förekomsten av organiska baser som inte har hydroxylgrupper.
I enlighet med proton Enligt Brønsteds och Lowrys teori är en syra ett ämne som innehåller molekyler eller joner som donerar protoner ( givare protoner), och en bas är ett ämne som består av molekyler eller joner som accepterar protoner ( accepterare protoner). Observera att i vattenlösningar finns vätejoner i hydratiserad form, det vill säga i form av hydroniumjoner H3O+ . Denna teori beskriver reaktioner inte bara med vatten och hydroxidjoner, utan även de som utförs i frånvaro av ett lösningsmedel eller med ett icke-vattenhaltigt lösningsmedel.
Till exempel i reaktionen mellan ammoniak N.H. 3 (svag bas) och väteklorid i gasfasen, fast ammoniumklorid bildas, och i en jämviktsblandning av två ämnen finns det alltid 4 partiklar, varav två är syror och de andra två är baser:
Denna jämviktsblandning består av två konjugerade par av syror och baser:
1)N.H. 4+ och N.H. 3
2) HCl Och Cl ‑
Här, i varje konjugatpar, skiljer sig syran och basen med en proton. Varje syra har en konjugerad bas. En stark syra har en svag konjugerad bas och en svag syra har en stark konjugerad bas.
Brønsted-Lowry-teorin hjälper till att förklara vattnets unika roll för biosfärens liv. Vatten, beroende på ämnet som interagerar med det, kan uppvisa egenskaperna hos antingen en syra eller en bas. Till exempel, i reaktioner med vattenhaltiga lösningar av ättiksyra, är vatten en bas, och i reaktioner med vattenhaltiga lösningar av ammoniak är det en syra.
1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Här donerar en ättiksyramolekyl en proton till en vattenmolekyl;
2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + HAN- . Här accepterar en ammoniakmolekyl en proton från en vattenmolekyl.
Sålunda kan vatten bilda två konjugerade par:
1) H2O(syra) och HAN- (konjugerad bas)
2) H3O+ (syra) och H2O(konjugerad bas).
I det första fallet donerar vatten en proton, och i det andra accepterar det den.
Denna egenskap kallas amfiprotonism. Ämnen som kan reagera som både syror och baser kallas amfotär. Sådana ämnen finns ofta i den levande naturen. Aminosyror kan till exempel bilda salter med både syror och baser. Därför bildar peptider lätt koordinationsföreningar med de närvarande metalljonerna.
Således är en karakteristisk egenskap hos en jonbindning den fullständiga rörelsen av bindningselektronerna till en av kärnorna. Det betyder att det mellan jonerna finns ett område där elektrontätheten är nästan noll.
Den andra typen av anslutning ärkovalent förbindelse
Atomer kan bilda stabila elektroniska konfigurationer genom att dela elektroner.
En sådan bindning bildas när ett elektronpar delas en i taget från alla atom. I detta fall är de delade bindningselektronerna lika fördelade mellan atomerna. Exempel på kovalenta bindningar inkluderar homonukleär diatomisk molekyler H 2 , N 2 , F 2. Samma typ av koppling finns i allotroper O 2 och ozon O 3 och för en polyatomisk molekyl S 8 och även heteronukleära molekyler väteklorid HCl, koldioxid CO 2, metan CH 4, etanol MED 2 N 5 HAN svavelhexafluorid SF 6, acetylen MED 2 N 2. Alla dessa molekyler delar samma elektroner, och deras bindningar är mättade och riktade på samma sätt (fig. 4).
Det är viktigt för biologer att dubbel- och trippelbindningar har minskade kovalenta atomradier jämfört med en enkelbindning.
Ris. 4. Kovalent bindning i en Cl 2 molekyl.
Joniska och kovalenta typer av bindningar är två begränsande fall av uppsättningen befintliga typer kemiska bindningar, och i praktiken är de flesta bindningar mellanliggande.
Föreningar av två grundämnen belägna i motsatta ändar av samma eller olika perioder av det periodiska systemet bildar övervägande jonbindningar. När grundämnen rör sig närmare varandra inom en period minskar den joniska naturen hos deras föreningar och den kovalenta karaktären ökar. Till exempel bildar halogeniderna och oxiderna av grundämnen på vänster sida av det periodiska systemet övervägande jonbindningar ( NaCl, AgBr, BaS04, CaCO3, KNO3, CaO, NaOH), och samma sammansättningar av element på höger sida av tabellen är kovalenta ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4 fenol C6H5OH glukos C6H12O6 etanol C2H5OH).
Den kovalenta bindningen har i sin tur ytterligare en modifikation.
I polyatomära joner och i komplexa biologiska molekyler kan båda elektronerna bara komma från en atom. Det heter givare elektronpar. En atom som delar detta elektronpar med en donator kallas acceptor elektronpar. Denna typ av kovalent bindning kallas samordning (donator-acceptor, ellerdativ) kommunikation(Fig. 5). Denna typ av bindning är viktigast för biologi och medicin, eftersom kemin hos de d-element som är viktigast för ämnesomsättningen till stor del beskrivs av koordinationsbindningar.
Fikon. 5.
Som regel fungerar metallatomen i en komplex förening som en acceptor för ett elektronpar; tvärtom, i joniska och kovalenta bindningar är metallatomen en elektrondonator.
Kärnan i den kovalenta bindningen och dess variation - koordinationsbindningen - kan klargöras med hjälp av en annan teori om syror och baser som föreslås av GN. Lewis. Han utvidgade något det semantiska konceptet för termerna "syra" och "bas" enligt Brønsted-Lowry-teorin. Lewis teori förklarar karaktären av bildandet av komplexa joner och ämnens deltagande i nukleofila substitutionsreaktioner, det vill säga i bildandet av CS.
Enligt Lewis är en syra ett ämne som kan bilda en kovalent bindning genom att acceptera ett elektronpar från en bas. En Lewis-bas är ett ämne som har ett ensamt elektronpar, som genom att donera elektroner bildar en kovalent bindning med Lewis-syra.
Det vill säga, Lewis teori utökar utbudet av syra-bas-reaktioner även till reaktioner där protoner inte deltar alls. Dessutom är protonen själv, enligt denna teori, också en syra, eftersom den är kapabel att acceptera ett elektronpar.
Därför, enligt denna teori, är katjonerna Lewis-syror och anjonerna är Lewis-baser. Ett exempel skulle vara följande reaktioner:
Det noterades ovan att uppdelningen av ämnen i joniska och kovalenta är relativ, eftersom fullständig elektronöverföring från metallatomer till acceptoratomer inte sker i kovalenta molekyler. I föreningar med jonbindningar är varje jon i elektriskt fält joner av motsatt tecken, så de är ömsesidigt polariserade och deras skal deformeras.
Polariserbarhet bestäms av jonens elektroniska struktur, laddning och storlek; för anjoner är den högre än för katjoner. Den högsta polariserbarheten bland katjoner är för katjoner med större laddning och mindre storlek, till exempel, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Har en stark polariserande effekt N+ . Eftersom påverkan av jonpolarisering är tvåvägs, förändrar den avsevärt egenskaperna hos de föreningar de bildar.
Den tredje typen av anslutning ärdipol-dipol förbindelse
Utöver de listade kommunikationstyperna finns det även dipol-dipol intermolekylär interaktioner, även kallade van der Waals .
Styrkan hos dessa interaktioner beror på molekylernas natur.
Det finns tre typer av interaktioner: permanent dipol - permanent dipol ( dipol-dipol attraktion); permanent dipol - inducerad dipol ( induktion attraktion); momentan dipol - inducerad dipol ( spridande attraktion eller Londonstyrkor; ris. 6).
Ris. 6.
Endast molekyler med polära kovalenta bindningar har ett dipol-dipolmoment ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl) och bindningsstyrkan är 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10-30 coulomb meter - C × m).
Inom biokemi finns det en annan typ av samband - väte anslutning som är ett begränsande fall dipol-dipol attraktion. Denna bindning bildas av attraktionen mellan en väteatom och en liten elektronegativ atom, oftast syre, fluor och kväve. Med stora atomer som har liknande elektronegativitet (som klor och svavel) är vätebindningen mycket svagare. Väteatomen kännetecknas av en betydande egenskap: när bindningselektronerna dras bort, exponeras dess kärna - protonen - och är inte längre skyddad av elektroner.
Därför förvandlas atomen till en stor dipol.
En vätebindning, till skillnad från en van der Waals-bindning, bildas inte bara under intermolekylära interaktioner, utan också inom en molekyl - intramolekylärt vätebindning. Vätebindningar spelar en viktig roll i biokemin, till exempel för att stabilisera strukturen av proteiner i form av en a-helix, eller för bildandet av en dubbelspiral av DNA (Fig. 7).
Fig. 7.
Väte- och van der Waals-bindningar är mycket svagare än joniska, kovalenta och koordinationsbindningar. Energin för intermolekylära bindningar anges i tabellen. 1.
Tabell 1. Energi av intermolekylära krafter
Notera: Graden av intermolekylära interaktioner återspeglas av entalpin för smältning och avdunstning (kokning). Jonföreningar kräver betydligt mer energi för att separera joner än för att separera molekyler. Entalpin för smältning av joniska föreningar är mycket högre än för molekylära föreningar.
Den fjärde typen av anslutning ärmetallanslutning
Slutligen finns det en annan typ av intermolekylära bindningar - metall: anslutning av positiva joner i ett metallgitter med fria elektroner. Denna typ av samband förekommer inte i biologiska föremål.
Från kort översikt typer av anslutningar, en detalj blir tydlig: viktig parameter en atom eller jon av en metall - elektrondonator, såväl som en atom - elektronacceptor är dess storlek.
Utan att gå in på detaljer noterar vi att atomernas kovalenta radier, metallernas jonradier och van der Waals-radien för interagerande molekyler ökar när deras atomnummer ökar i grupper i det periodiska systemet. I det här fallet är värdena på jonradierna de minsta och van der Waals-radierna är de största. Som regel, när man rör sig nedåt i gruppen, ökar radierna för alla element, både kovalenta och van der Waals.
Av största vikt för biologer och läkare är samordning(donator-acceptor) bindningar som anses av koordinationskemi.
Medicinsk biooorganiska ämnen. G.K. Barashkov
Kemisk bindning.
bestämning av kemisk bindning;
typer av kemiska bindningar;
valensbindningsmetod;
grundläggande egenskaper hos kovalenta bindningar;
mekanismer för bildning av kovalenta bindningar;
komplexa föreningar;
molekylär orbital metod;
intermolekylära interaktioner.
DEFINITION AV KEMISKA BINDNINGAR
Kemisk bindning kallas växelverkan mellan atomer, vilket leder till att molekyler eller joner bildas och att atomer håller sig nära varandra.
En kemisk bindning är av elektronisk natur, det vill säga den utförs på grund av växelverkan mellan valenselektroner. Beroende på fördelningen av valenselektroner i molekylen urskiljs följande typer av bindningar: joniska, kovalenta, metalliska etc. En jonbindning kan betraktas som ett extremfall av en kovalent bindning mellan atomer som skiljer sig kraftigt åt till sin natur.
TYPER AV KEMISKA BINDNINGAR
Jonbindning.
Grundläggande bestämmelser modern teori jonbindning.
En jonbindning bildas under växelverkan mellan grundämnen som skiljer sig kraftigt från varandra i egenskaper, det vill säga mellan metaller och icke-metaller.
Bildandet av en kemisk bindning förklaras av atomernas önskan att uppnå ett stabilt åttaelektroners yttre skal (s 2 p 6).
Ca: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2
Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2
sid 6
Cl: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5
Cl – : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2
sid 6
De resulterande motsatt laddade jonerna hålls nära varandra på grund av elektrostatisk attraktion.
Jonbindningen är inte riktad.
Det finns ingen ren jonbindning. Eftersom joniseringsenergin är större än elektronaffinitetsenergin sker en fullständig elektronöverföring inte ens i fallet med ett par atomer med stor skillnad i elektronegativitet. Därför kan vi prata om bråkdelen av jonicitet av bindningen. Den högsta joniciteten hos bindningen förekommer i fluorider och klorider av s-element.
I RbCl-, KCl-, NaCl- och NaF-kristaller är det alltså 99, 98, 90 respektive 97%.
Kovalent bindning.
Grundläggande bestämmelser i den moderna teorin om kovalenta bindningar.
En kovalent bindning bildas mellan element med liknande egenskaper, det vill säga icke-metaller.
Varje element ger 1 elektron för att bilda bindningar, och elektronernas spinn måste vara antiparallella. Om en kovalent bindning bildas av atomer av samma element, är denna bindning inte polär, det vill säga det gemensamma elektronparet förskjuts inte till någon av atomerna..
När en kovalent bindning bildas överlappar elektronmolnen av interagerande atomer som ett resultat, en zon med ökad elektrontäthet uppstår i utrymmet mellan atomerna, vilket attraherar de positivt laddade kärnorna av interagerande atomer och håller dem nära varandra. Som ett resultat av detta minskar systemets energi (fig. 14). Men när atomerna är mycket nära varandra ökar avstötningen av kärnor. Därför finns det optimalt avstånd mellan kärnor ( länklängd,l sv), där systemet har minimal energi. I detta tillstånd frigörs energi, kallad bindningsenergi - E St.
Ris. 14. Beroende av energin i system med två väteatomer med parallella (1) och antiparallella (2) snurrar på avståndet mellan kärnorna (E är energin i systemet, E är bindningsenergin, r är avståndet mellan de kärnor, l– kommunikationslängd).
För att beskriva kovalenta bindningar används två metoder: valensbindningsmetoden (VB) och den molekylära orbitala metoden (MMO).
VALENSBINDINGSMETOD.
BC-metoden bygger på följande bestämmelser:
1. En kovalent kemisk bindning bildas av två elektroner med motsatta spinn, och detta elektronpar tillhör två atomer. Kombinationer av sådana två-elektroner två-center bindningar, som återspeglar den elektroniska strukturen av molekylen, kallas valensscheman.
2. Ju starkare kovalent bindning, desto mer överlappar de interagerande elektronmolnen.
För att visuellt avbilda valensscheman används vanligtvis följande metod: elektroner som finns i det yttre elektroniska lagret betecknas med prickar runt atomens kemiska symbol. Elektroner som delas av två atomer visas av prickar placerade mellan deras kemiska symboler; en dubbel- eller trippelbindning indikeras med två respektive tre par gemensamma punkter:
N: 1s 2 2s 2
sid 3
;
C: 1s 2 2s 2 sid 4
Från ovanstående diagram är det tydligt att varje elektronpar som förbinder två atomer motsvarar en linje som visar en kovalent bindning i strukturformlerna:
Antalet vanliga elektronpar som förbinder en atom i ett givet element med andra atomer, eller med andra ord antalet kovalenta bindningar som bildas av en atom, kallas kovalens enligt BC-metoden. Således är kovalensen för väte 1, den för kväve är 3.
Enligt metoden för överlappande elektronmoln är anslutningar av två typer: - anslutning och - anslutning.
- en bindning uppstår när två elektronmoln överlappar varandra längs den axel som förbinder atomernas kärnor.
Ris. 15. Schema för bildandet av - anslutningar.
- en bindning bildas när elektronmoln överlappar varandra på vardera sidan av linjen som förbinder kärnorna av interagerande atomer.
Ris. 16. Schema för bildandet av - anslutningar.
GRUNDLÄGGANDE EGENSKAPER FÖR COVALENT BINDNING.
1. Länklängd, ℓ. Detta är det minsta avståndet mellan kärnorna av interagerande atomer, vilket motsvarar det mest stabila tillståndet i systemet.
2. Bindningsenergi, E min - detta är mängden energi som måste förbrukas för att bryta en kemisk bindning och för att avlägsna atomer bortom interaktionsgränserna.
3. Dipolkopplingsmoment, 
,=qℓ. Dipolmomentet fungerar som ett kvantitativt mått på en molekyls polaritet. För opolära molekyler är dipolmomentet 0, för opolära molekyler är det inte lika med 0. Dipolmomentet för en polyatomisk molekyl är lika med vektorsumman av dipolerna för individuella bindningar:
4. En kovalent bindning kännetecknas av riktning. Riktningen för en kovalent bindning bestäms av behovet av maximal överlappning i rymden av elektronmoln av interagerande atomer, vilket leder till bildandet av de starkaste bindningarna.
Eftersom dessa -bindningar är strikt orienterade i rymden, beroende på molekylens sammansättning, kan de vara i en viss vinkel mot varandra - en sådan vinkel kallas valens.
Diatomiska molekyler har en linjär struktur. Polyatomiska molekyler har mer komplex konfiguration. Låt oss överväga geometrin hos olika molekyler med hjälp av exemplet på bildandet av hydrider.
1. VI-grupp, huvudundergrupp (förutom syre), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.
S1s 2 2s 2 r 6 3s 2 r 4
För väte deltar en elektron med en s-AO i bildandet av en bindning, för svavel – 3p y och 3p z. H2S-molekylen har en platt struktur med en vinkel mellan bindningar på 90 0. .
Figur 17. Struktur för H 2 E-molekylen
2. Hydrider av element i grupp V, huvudundergruppen: PH 3, AsH 3, SbH 3.
Р 1s 2 2s 2 р 6 3s 2 р 3 .
Deltagande i bildningen av bindningar är: för väte s-AO, för fosfor - p y, p x och p z AO.
PH 3-molekylen har formen av en trigonal pyramid (vid basen finns en triangel).
Figur 18. Struktur för EN 3-molekylen
5. Mättnadsförmåga kovalent bindning är antalet kovalenta bindningar som en atom kan bilda. Det är begränsat pga ett grundämne har ett begränsat antal valenselektroner. Maximalt antal kovalenta bindningar som en given atom kan bilda i marken eller exciterat tillstånd kallas dess kovalens.
Exempel: väte är monokovalent, syre är bikovalent, kväve är trikovalent, etc.
Vissa atomer kan öka sin kovalens i det exciterade tillståndet genom att dissociera parade elektroner.
Exempel. Var 0 1s 2 2s 2
En berylliumatom i exciterat tillstånd har en valenselektron på 2p-AO och en elektron på 2s-AO, det vill säga kovalens Be 0 = 0 och kovalens Be* = 2. Under interaktionen sker hybridisering av orbitaler.
Hybridisering- detta är utjämningen av energin hos olika AOs som ett resultat av blandning före kemisk interaktion. Hybridisering är en villkorad teknik som gör att man kan förutsäga strukturen hos en molekyl med hjälp av en kombination av AO. De AO vars energier är nära kan delta i hybridisering.
Varje typ av hybridisering motsvarar en viss geometrisk form av molekylerna.
När det gäller hydrider av grupp II-element i huvudundergruppen deltar två identiska sp-hybridorbitaler i bildningen av bindningen. Denna typ av anslutning kallas sp-hybridisering.
Figur 19. Molekyl BeH2.sp-hybridisering.
sp-hybridorbitaler har en asymmetrisk form de långsträckta delarna av AO är riktade mot väte med en bindningsvinkel på 180 o. Därför har BeH2-molekylen en linjär struktur (Fig.).
Låt oss överväga strukturen av hydridermolekyler av element i grupp III i huvudundergruppen med hjälp av exemplet på bildandet av BH3-molekylen.
B 0 1s 2 2s 2 sid 1
Kovalens B 0 = 1, kovalens B* = 3.
Tre sp-hybridorbitaler deltar i bildandet av bindningar, som bildas som ett resultat av omfördelningen av elektrondensiteter av s-AO och två p-AO. Denna typ av anslutning kallas sp 2 - hybridisering. Bindningsvinkeln vid sp 2 - hybridisering är 120 0, därför har BH 3-molekylen en platt triangulär struktur.
Fig.20. Molekyl BH 3. sp 2 -Hybridisering.
Med hjälp av exemplet på bildandet av CH 4-molekylen, låt oss överväga strukturen av hydridmolekylerna av element i grupp IV i huvudundergruppen.
C 0 1s 2 2s 2 sid 2
Kovalens C0 = 2, kovalens C* = 4.
I kol deltar fyra sp-hybridorbitaler i bildandet av en kemisk bindning, bildad som ett resultat av omfördelningen av elektrondensiteter mellan s-AO och tre p-AO. Formen på CH 4-molekylen är en tetraeder, bindningsvinkeln är 109°28`.
Ris. 21. Molekyl CH4.sp3 -Hybridisering.
Undantag från allmän regelär molekylerna H2O och NH3.
I en vattenmolekyl är vinklarna mellan bindningar 104,5 grader. Till skillnad från hydrider av andra grundämnen i denna grupp har vatten speciella egenskaper: det är polärt och diamagnetiskt. Allt detta förklaras av det faktum att typen av bindning i en vattenmolekyl är sp 3. Det vill säga fyra sp - hybridorbitaler deltar i bildandet av en kemisk bindning. Två orbitaler innehåller en elektron vardera, dessa orbitaler interagerar med väte, och de andra två orbitaler innehåller ett par elektroner. Närvaron av dessa två orbitaler förklarar vattnets unika egenskaper.
I ammoniakmolekylen är vinklarna mellan bindningarna ungefär 107,3 o, det vill säga formen på ammoniakmolekylen är en tetraeder, bindningstypen är sp 3. Fyra hybrid sp 3 orbitaler deltar i bildandet av en bindning på en kvävemolekyl. Tre orbitaler innehåller en elektron vardera. Dessa orbitaler är associerade med väte;
MEKANISMER FÖR BILDNING AV KOVALENTA BINDNINGAR.
MBC tillåter en att särskilja tre mekanismer för kovalent bindning: utbyte, donator-acceptor och dativ.
Utbytesmekanism. Det inkluderar de fall av bildandet av en kemisk bindning när var och en av de två bundna atomerna allokerar en elektron för delning, som om de byter ut dem. För att binda två atomers kärnor måste elektroner finnas i utrymmet mellan kärnorna. Denna region i molekylen kallas bindningsregionen (den region där det är mest sannolikt att ett elektronpar finns i molekylen). För att utbytet av oparade elektroner mellan atomer ska kunna ske måste atomorbitalerna överlappa varandra (fig. 10,11). Detta är verkan av utbytesmekanismen för bildandet av en kovalent kemisk bindning. Atomorbitaler kan överlappa endast om de har samma symmetriegenskaper i förhållande till den inre kärnaxeln (Fig. 10, 11, 22).
Ris. 22. Överlappning av AO, vilket inte leder till bildandet av en kemisk bindning.
Donator-acceptor och dativmekanismer.
Donator-acceptormekanismen involverar överföring av ett ensamt elektronpar från en atom till en ledig atomomloppsbana för en annan atom. Till exempel bildandet av jonen - :
Den lediga p-AO i boratomen i BF 3-molekylen accepterar ett par elektroner från fluoridjonen (donator). I den resulterande anjonen är fyra kovalenta B-F-bindningar lika i längd och energi. I den ursprungliga molekylen bildades alla tre B-F-bindningarna av utbytesmekanismen.
Atomer vars yttre skal endast består av s- eller p-elektroner kan vara antingen donatorer eller acceptorer av ett ensamt elektronpar. Atomer vars valenselektroner är belägna ovanför d-AO kan samtidigt fungera som både donatorer och acceptorer. För att skilja mellan dessa två mekanismer introducerades begreppen dativmekanismen för bindningsbildning.
Det enklaste exemplet på en dativmekanism är växelverkan mellan två kloratomer.
Två kloratomer i en klormolekyl bildar en kovalent bindning genom en utbytesmekanism, som kombinerar deras oparade 3p-elektroner. Dessutom överför Cl-1-atomen ett ensamt elektronpar 3p 5 - AO till Cl-2-atomen till den lediga 3d-AO, och Cl-2-atomen överför samma elektronpar till den lediga 3d-AO av Cl-1-atomen Varje atom utför samtidigt funktionerna som en acceptor och en donator. Detta är dativmekanismen. Verkan av dativmekanismen ökar bindningsstyrkan, så klormolekylen är starkare än fluormolekylen.
KOMPLEXA ANSLUTNINGAR.
Enligt principen för donator-acceptormekanismen bildas en enorm klass av komplexa kemiska föreningar - komplexa föreningar.
Komplexa föreningar är föreningar som innehåller komplexa joner som kan existera både i kristallin form och i lösning, inklusive en central jon eller atom associerad med negativt laddade joner eller neutrala molekyler genom kovalenta bindningar bildade av en donator-acceptormekanism.
Struktur av komplexa föreningar enligt Werner.
Komplexa föreningar består av en inre sfär (komplex jon) och en yttre sfär. Kopplingen mellan jonerna i den inre sfären sker via en donator-acceptormekanism. Acceptorer kallas komplexbildare de kan ofta vara positiva metalljoner (förutom grupp IA-metaller) med lediga orbitaler. Förmågan att bilda komplex ökar när jonens laddning ökar och dess storlek minskar.
Elektronpardonatorer kallas ligander eller addender. Ligander är neutrala molekyler eller negativt laddade joner. Antalet ligander bestäms av det komplexbildande medlets koordinationsnummer, vilket som regel är lika med två gånger valensen hos den komplexbildande jonen. Ligander kan vara monodentant eller polydentant. En ligands dentens bestäms av antalet koordinationsställen som liganden upptar i det komplexbildande medlets koordinationssfär. Till exempel är F- en monodentat ligand, S2O32- är en tvåtandad ligand. Laddningen av den inre sfären är lika med den algebraiska summan av laddningarna av dess ingående joner. Om den inre sfären har en negativ laddning, är det ett anjoniskt komplex, om det är positivt, är det ett katjoniskt komplex. Katjoniska komplex kallas för den komplexbildande jonen på ryska i anjoniska komplex kallas det komplexbildande medlet på latin med tillägget av suffixet -; på.
Kopplingen mellan de yttre och inre sfärerna i en komplex förening är jonisk.
Exempel: K 2 – kaliumtetrahydroxozinkat, anjoniskt komplex.
2- - inre sfär
2K+ - yttre sfär
Zn 2+ - komplexbildare
OH – - ligander
koordinationsnummer – 4
kopplingen mellan den yttre och den inre sfären är jonisk:
K2 = 2K + + 2-. bindning mellan Zn 2+-jonen och hydroxylgrupper
– kovalent, bildad enligt donator-acceptormekanismen: OH – - donatorer, Zn 2+ - acceptor.
Zn 0: … 3d 10 4s 2
Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0:
Typer av komplexa föreningar
1. Ammoniakföreningar är ligander av ammoniakmolekylen.
Cl 2 – tetraaminkoppar(II)klorid. Ammoniakföreningar framställs genom inverkan av ammoniak på föreningar som innehåller ett komplexbildare.
2. Hydroxoföreningar - OH - ligander.
Na – natriumtetrahydroxialuminat. Hydroxokomplex erhålls genom verkan av överskott av alkali på metallhydroxider, som har amfotära egenskaper.
3. Vattenkomplex är ligander av vattenmolekyler.
Cl 3 – hexaaquachrome (III) klorid.
Vattenkomplex erhålls genom att reagera vattenfria salter med vatten.
4. Syrakomplex - ligander sura anjoner - Cl - , F - , CN - , SO 3 2- , I – , NO 2 – , C 2 O 4 – etc.
K 4 – kaliumhexacyanoferrat (II). Framställd genom att reagera ett överskott av ett salt innehållande en ligand med ett salt innehållande ett komplexbildande medel. 
, även om existensen av en ganska stark molekylär vätejon i slutet av 1800-talet fastställdes 
: Bindningsbrytningsenergin här är 2,65 eV. Däremot kan inget elektronpar bildas i detta fall, eftersom jonens sammansättning 
endast en elektron ingår.
Molecular orbital-metoden (MMO) gör att man kan förklara ett antal motsägelser som inte kan förklaras med valensbindningsmetoden.
Grundläggande bestämmelser i MMO.
När två atomära orbitaler samverkar bildas två molekylära orbitaler.
Följaktligen, när n-atomära orbitaler interagerar, bildas n-molekylära orbitaler.
Elektronerna i en molekyl tillhör lika mycket alla kärnor i molekylen. Av de två molekylära orbitaler som bildas har en lägre energi än den ursprungliga, detta är den bindande molekylära orbitalen , den andra har högre energi än den ursprungliga, detta.
antibindande molekylär orbital
MMO:er använder energidiagram som inte är skalenliga.
När du fyller energisubnivåer med elektroner används samma regler som för atomära orbitaler:
principen om minimienergi, dvs. undernivåer med lägre energi fylls först;
Pauli-principen: vid varje energiundernivå kan det inte finnas mer än två elektroner med antiparallella spinn;
Hunds regel: fyllning av energisubnivåer sker på ett sådant sätt att det totala snurret är maximalt. Mångfald av kommunikation. Kommunikationsmångfald
i MMO bestäms av formeln:
, när Kp = 0, bildas ingen bindning.
Exempel.
1. Kan en H2-molekyl existera?
Ris. 23. Schema för bildningen av vätemolekylen H2.
Slutsats: H2-molekylen kommer att existera, eftersom bindningsmångfalden Kp > 0.
2. Kan en He 2-molekyl existera?
Ris. 24. Schema för bildandet av en heliummolekyl He 2.
Slutsats: He 2-molekylen kommer inte att existera, eftersom bindningsmångfalden Kp = 0.
3. Kan en H 2 + partikel existera?
Ris. 25. Schema för bildningen av en H2+-partikel.
H 2 + partikeln kan existera, eftersom bindningsmångfalden Kp > 0.
4. Kan en O2-molekyl existera?
Ris. 26. Schema för bildning av O2-molekylen.
O 2 -molekylen existerar. Av fig. 26 följer att syremolekylen har två oparade elektroner. På grund av dessa två elektroner är syremolekylen paramagnetisk.
Således förklarar den molekylära orbitala metoden de magnetiska egenskaperna hos molekyler.
INTERMOLEKYLAR INTERAKTION. Alla intermolekylära interaktioner kan delas in i två grupper: universell Och. Universella sådana förekommer i alla molekyler utan undantag. Dessa interaktioner kallas ofta förbindelse eller van der Waals styrkor. Även om dessa krafter är svaga (energin överstiger inte åtta kJ/mol), är de orsaken till övergången av de flesta ämnen från ett gasformigt till ett flytande tillstånd, adsorption av gaser på ytorna av fasta ämnen och andra fenomen. Dessa krafters natur är elektrostatisk.
Huvudsakliga samverkanskrafter:
1). Dipol – dipol (orientering) interaktion finns mellan polära molekyler.
Ju större dipolmomenten är, desto mindre är avståndet mellan molekylerna, och ju lägre temperaturen är, desto större är den orienterande interaktionen. Därför, ju större energi denna interaktion har, desto högre temperatur måste ämnet värmas upp för att det ska koka.
2). Induktiv interaktion uppstår om det finns kontakt mellan polära och opolära molekyler i ett ämne. En dipol induceras i en opolär molekyl som ett resultat av interaktion med en polär molekyl.
Cl + - Cl - … Al + Cl - 3
Energin för denna interaktion ökar med ökande molekylär polariserbarhet, det vill säga molekylers förmåga att bilda en dipol under påverkan av ett elektriskt fält. Energin för induktiv interaktion är betydligt mindre än energin för dipol-dipol-interaktion.
3). Dispersionsinteraktion- detta är interaktionen mellan opolära molekyler på grund av momentana dipoler som uppstår på grund av fluktuationer av elektrondensitet i atomer.
I en serie ämnen av samma typ ökar dispersionsinteraktionen med ökande storlek på atomerna som utgör molekylerna av dessa ämnen.
4) Frånstötande krafter orsakas av interaktionen mellan elektronmoln av molekyler och dyker upp när de närmar sig längre.
Specifika intermolekylära interaktioner inkluderar alla typer av interaktioner av donator-acceptornatur, det vill säga associerade med överföring av elektroner från en molekyl till en annan. Den intermolekylära bindningen som bildas i detta fall har alla de karakteristiska egenskaperna hos en kovalent bindning: mättnad och riktning.
En kemisk bindning som bildas av ett positivt polariserat väte som är en del av en polär grupp eller molekyl och en elektronegativ atom i en annan eller samma molekyl kallas en vätebindning. Till exempel kan vattenmolekyler representeras enligt följande:
Heldragna linjer är kovalenta polära bindningar inuti vattenmolekyler mellan väte- och syreatomer. Anledningen till bildandet av vätebindningar är att väteatomer praktiskt taget saknar elektronskal: deras enda elektroner förskjuts till syreatomerna i deras molekyler. Detta tillåter protoner, till skillnad från andra katjoner, att närma sig kärnorna av syreatomer i angränsande molekyler utan att uppleva avstötning från syreatomernas elektronskal.
En vätebindning kännetecknas av en bindningsenergi på 10 till 40 kJ/mol. Denna energi är dock tillräckligt för att orsaka förening av molekyler, dessa. deras association till dimerer eller polymerer, som i vissa fall inte bara existerar i ämnets flytande tillstånd, utan också bevaras när det övergår i ånga.
Till exempel finns vätefluorid i gasfasen i form av en dimer.
I svåra organiska molekyler Det finns både intermolekylära vätebindningar och intramolekylära vätebindningar.
Molekyler med intramolekylära vätebindningar kan inte bilda intermolekylära vätebindningar. Därför bildar ämnen med sådana bindningar inte associerade föreningar, är mer flyktiga och har lägre viskositeter, smält- och kokpunkter än deras isomerer som kan bilda intermolekylära vätebindningar.