Kovalent bindning
Den aktuella versionen av sidan har ännu inte granskats av erfarna bidragsgivare och kan skilja sig väsentligt från versionen som granskades den 21 december 2021; kontroller kräver 8 redigeringar .Kovalent bindning (från lat. co- "tillsammans" och vales - "har kraft") - kemisk bindning som bildas av överlappning (socialisering) av ett par valens (belägen på atomens yttre skal ) elektronmoln . Elektronmolnen (elektronerna) som tillhandahåller kommunikation kallas ett gemensamt elektronpar .
Den kovalenta bindningen inkluderar många typer av interaktioner, inklusive σ-bindning , π-bindning , metallisk bindning , bananbindning och två-elektron tre-center bindning [1] [2] .
Med hänsyn till den statistiska tolkningen av vågfunktionen av M. Born , är sannolikhetstätheten för att hitta bindande elektroner koncentrerad i utrymmet mellan molekylens kärnor (Fig. 1). I teorin om repulsion av elektronpar beaktas de geometriska dimensionerna för dessa par. Så för elementen i varje period finns det en viss medelradie för elektronparet ( Å ): 0,6 för element upp till neon; 0,75 för element upp till argon; 0,75 för element upp till krypton och 0,8 för element upp till xenon [3] .
Karakteristiska egenskaper hos en kovalent bindning
De karakteristiska egenskaperna hos en kovalent bindning - riktning, mättnad, polaritet, polariserbarhet - bestämmer de kemiska och fysikaliska egenskaperna hos föreningar.
- Riktningen på bindningen beror på ämnets molekylära struktur och den geometriska formen på deras molekyl.
Vinklarna mellan två bindningar kallas bindningsvinklar.
- Mättnad är atomernas förmåga att bilda ett begränsat antal kovalenta bindningar. Antalet bindningar som bildas av en atom begränsas av antalet av dess yttre atomorbitaler .
- Bindningens polaritet beror på den ojämna fördelningen av elektrondensiteten på grund av skillnader i atomernas elektronegativitet .
På grundval av detta delas kovalenta bindningar in i opolära och polära (icke-polära - en diatomisk molekyl består av identiska atomer (H 2 , Cl 2 , N 2 ) och varje atoms elektronmoln är fördelade symmetriskt med avseende på dessa atomer; polär - en diatomisk molekyl består av atomer av olika kemiska grundämnen, och det allmänna elektronmolnet skiftar mot en av atomerna och bildar därigenom en asymmetri i fördelningen av den elektriska laddningen i molekylen, vilket genererar molekylens dipolmoment ) .
- Polariserbarheten av en bindning uttrycks i förskjutningen av bindningselektroner under påverkan av ett yttre elektriskt fält, inklusive det från en annan reagerande partikel. Polariserbarheten bestäms av elektronrörlighet . Polariteten och polariserbarheten av kovalenta bindningar bestämmer reaktiviteten hos molekyler med avseende på polära reagenser.
Elektroner är mer rörliga ju längre de är från kärnor.
Två gånger nobelpristagaren L. Pauling påpekade dock att "i vissa molekyler finns kovalenta bindningar på grund av en eller tre elektroner istället för ett gemensamt par" [4] . En kemisk bindning med en elektron realiseras i den molekylära vätejonen H 2 + .
Den molekylära vätejonen H 2 + innehåller två protoner och en elektron. Den enda elektronen i molekylsystemet kompenserar för den elektrostatiska repulsionen av två protoner och håller dem på ett avstånd av 1,06 Å ( längden på den kemiska bindningen H 2 + ). Centrum för elektrontätheten i elektronmolnet i molekylsystemet är på samma avstånd från båda protonerna med Bohr-radien α 0 =0,53 A och är symmetricentrum för den molekylära vätejonen H 2 + .
Termens historia
Begreppet "kovalent bindning" introducerades först av Nobelpristagaren Irving Langmuir 1919 [5] [4] . Termen hänvisade till en kemisk bindning , på grund av den delade innehavet av elektroner , i motsats till en metallisk bindning , där elektronerna var fria, eller från en jonbindning , där en av atomerna donerade en elektron och blev en katjon , och den andra atomen accepterade en elektron och blev en anjon .
Senare (1927) gav F. London och W. Heitler , med exemplet med en vätemolekyl, den första beskrivningen av en kovalent bindning ur kvantmekanikens synvinkel .
Kommunikationsutbildning
En kovalent bindning bildas av ett elektronpar som delas mellan två atomer, och dessa elektroner måste uppta två stabila orbitaler, en från varje atom [6] .
A + B → A: BSom ett resultat av socialisering bildar elektroner en fylld energinivå. En bindning bildas om deras totala energi på denna nivå är mindre än i det initiala tillståndet (och skillnaden i energi blir inget mer än bindningsenergin ).
Enligt teorin om molekylära orbitaler leder överlappningen av två atomära orbitaler i det enklaste fallet till bildandet av två molekylära orbitaler (MO): bindande MO och antibindande (lossande) MO . Delade elektroner är belägna på en lägre energibindande MO.
Bildning av en bindning under rekombinationen av atomer
Atomer och fria radikaler är benägna att rekombineras - bildandet av en kovalent bindning genom socialisering av två oparade elektroner som tillhör olika partiklar.
Bildandet av en bindning under rekombination åtföljs av frigöring av energi. Så under interaktionen av väteatomer frigörs energi i mängden 436 kJ / mol. Denna effekt används inom teknik för atomär vätesvetsning. Väteflödet leds genom en elektrisk ljusbåge, där ett flöde av väteatomer genereras. Atomerna återansluts sedan på en metallyta placerad en bit från bågen. Metallen kan värmas över 3500 °C på detta sätt. Den stora fördelen med "lågan av atomärt väte" är enhetligheten i uppvärmningen, vilket möjliggör svetsning av mycket tunna metalldelar [7] .
Mekanismen för icke-kovalenta interatomära och intermolekylära interaktioner förblev dock okänd under lång tid. Först 1930 introducerade F. London begreppet dispersionsattraktion - interaktionen mellan momentana och inducerade (inducerade) dipoler. För närvarande kallas de attraktionskrafter på grund av interaktionen mellan fluktuerande elektriska dipoler av atomer och molekyler dispersion, eller Londonkrafter .
Energin för en sådan interaktion är direkt proportionell mot kvadraten av den elektroniska polariserbarheten α och omvänt proportionell mot avståndet mellan två atomer eller molekyler i sjätte potensen [8] .
Bindningsbildning genom donator-acceptor-mekanismen
Förutom den homogena mekanismen för bildandet av en kovalent bindning finns det en heterogen mekanism - interaktionen av motsatt laddade joner - protonen H + och den negativa vätejonen H - , kallad hydridjonen :
När jonerna närmar sig attraheras hydridjonens tvåelektronmoln (elektronparet) till protonen och blir så småningom gemensamt för båda vätekärnorna, det vill säga det förvandlas till ett bindande elektronpar. Partikeln som förser ett elektronpar kallas en donator, och partikeln som accepterar detta elektronpar kallas en acceptor. En sådan mekanism för bildandet av en kovalent bindning kallas donator-acceptor [9] .
Fördelningen av elektrondensitet mellan kärnorna i en vätemolekyl är densamma, oavsett bildningsmekanismen, därför är det felaktigt att kalla en kemisk bindning som erhålls av donator-acceptor-mekanismen för en donator-acceptorbindning.
Som elektronpardonator verkar förutom hydridjonen föreningar av element i huvudundergrupperna i grupperna V-VII i det periodiska systemet av element i elementets lägsta oxidationstillstånd. Så även Johannes Brönsted slog fast att protonen inte existerar i lösning i fri form, i vatten bildar den en oxoniumkatjon :
Protonen angriper det ensamma elektronparet i vattenmolekylen och bildar en stabil katjon som finns i vattenlösningar av syror [10] .
På liknande sätt är en proton bunden till en ammoniakmolekyl med bildandet av en komplex ammoniumkatjon :
På detta sätt (enligt donator-acceptormekanismen för kovalent bindningsbildning) erhålls en stor klass av oniumföreningar , som inkluderar ammonium , oxonium, fosfonium, sulfonium och andra föreningar [11] .
En vätemolekyl kan fungera som en elektronpardonator, som vid kontakt med en proton leder till bildandet av en molekylär vätejon H 3 + :
Det bindande elektronparet av den molekylära vätejonen H 3 + tillhör samtidigt tre protoner.
Typer av kovalenta bindningar
Det finns två typer av kovalenta kemiska bindningar som skiljer sig åt i mekanismen för bildning:
1. Enkel kovalent bindning . För dess bildning ger var och en av atomerna en oparad elektron. När en enkel kovalent bindning bildas förblir atomernas formella laddningar oförändrade.
- Om atomerna som bildar en enkel kovalent bindning är desamma, så är de verkliga laddningarna för atomerna i molekylen också desamma, eftersom atomerna som bildar bindningen lika mycket äger ett delat elektronpar. En sådan bindning kallas en icke-polär kovalent bindning . Många enkla ämnen har en sådan bindning , till exempel: O 2 , N 2 , Cl 2 .
- Om atomerna är olika, så bestäms graden av ägande av ett socialiserat elektronpar av skillnaden i atomernas elektronegativitet . En atom med större elektronegativitet attraherar ett par bindningselektroner till sig själv starkare, och dess verkliga laddning blir negativ. En atom med mindre elektronegativitet får samma positiva laddning. Om en förening bildas mellan två olika icke-metaller kallas en sådan förening för kovalent polär bindning .
2. Donator-acceptor obligation . För bildandet av denna typ av kovalent bindning tillhandahålls båda elektronerna av en av atomerna - donatorn . Den andra av atomerna som är involverade i bildandet av en bindning kallas en acceptor . I den resulterande molekylen ökar donatorns formella laddning med en, medan acceptorns formella laddning minskar med en.
En semipolär (semipolär) bindning kan betraktas som en polär donator-acceptorbindning. Denna typ av kovalent bindning bildas mellan en atom som har ett oparat elektronpar ( kväve , fosfor , svavel , halogener , etc.) och en atom med två oparade elektroner ( syre , svavel ). Bildandet av en semipolär bindning sker i två steg:
1. Överföring av en elektron från en atom med ett oparat elektronpar till en atom med två oparade elektroner. Som ett resultat förvandlas en atom med ett oparat elektronpar till en radikal katjon (en positivt laddad partikel med en oparad elektron), och en atom med två oparade elektroner till en radikal anjon (en negativt laddad partikel med en oparad elektron). 2. Socialisering av oparade elektroner (som i fallet med en enkel kovalent bindning).När en semipolär bindning bildas ökar en atom med ett odelat elektronpar sin formella laddning med en, och en atom med två oparade elektroner minskar sin formella laddning med en.
σ-bindning och π-bindning
Sigma (σ)- , pi (π)-bindningar - en ungefärlig beskrivning av typerna av kovalenta bindningar i molekylerna av olika föreningar, σ-bindning kännetecknas av att elektronmolnets densitet är maximal längs axeln som förbinder atomernas kärnor. När en -bindning bildas uppstår den så kallade laterala överlappningen av elektronmoln, och elektronmolnets densitet är maximal "över" och "under" σ-bindningens plan. Ta till exempel eten , acetylen och bensen .
I etenmolekylen C 2 H 4 finns en dubbelbindning CH 2 \u003d CH 2 , dess elektroniska formel är: H: C:: C: H. Kärnorna i alla etenatomer är belägna i samma plan. Tre elektronmoln av varje kolatom bildar tre kovalenta bindningar med andra atomer i samma plan (med vinklar mellan dem på cirka 120°). Molnet av den fjärde valenselektronen i kolatomen ligger ovanför och under molekylens plan. Sådana elektronmoln av båda kolatomerna, som delvis överlappar över och under molekylens plan, bildar en andra bindning mellan kolatomer. Den första, starkare kovalenta bindningen mellan kolatomer kallas en σ-bindning; den andra, mindre starka kovalenta bindningen kallas en bindning.
I en linjär acetylenmolekyl
Н—С≡їН (Н : С ::: С : Н)
det finns σ-bindningar mellan kol- och väteatomer, en σ-bindning mellan två kolatomer och två σ-bindningar mellan samma kolatomer. Två -bindningar är belägna ovanför σ-bindningens verkningssfär i två inbördes vinkelräta plan.
Alla sex kolatomer i den C 6 H 6 cykliska bensenmolekylen ligger i samma plan. σ-bindningar verkar mellan kolatomer i ringens plan; samma bindningar finns för varje kolatom med väteatomer. Varje kolatom spenderar tre elektroner för att göra dessa bindningar. Moln av de fjärde valenselektronerna av kolatomer, som har formen av åttor, är placerade vinkelrätt mot bensenmolekylens plan. Varje sådant moln överlappar lika mycket elektronmolnen hos angränsande kolatomer. I bensenmolekylen bildas inte tre separata -bindningar, utan ett enkel -elektronsystem av sex elektroner, gemensamt för alla kolatomer. Bindningarna mellan kolatomerna i bensenmolekylen är exakt desamma.
Exempel på ämnen med kovalent bindning
En enkel kovalent bindning förbinder atomer i molekylerna av enkla gaser (H 2 , Cl 2 , etc.) och föreningar (H 2 O, NH 3 , CH 4 , CO 2 , HCl, etc.). Föreningar med en donator-acceptorbindning - ammonium NH 4 + , tetrafluorboratanjon BF 4 - och andra Föreningar med en semipolär bindning - dikväveoxid N 2 O, O - -PCl 3 + .
Kristaller med kovalent bindning är dielektriska eller halvledare . Typiska exempel på atomära kristaller (atomerna i vilka är sammankopplade med kovalenta (atomära) bindningar) är diamant , germanium och kisel .
Se även
Anteckningar
- ↑ Mars, Jerry. Avancerad organisk kemi: reaktioner, mekanismer och struktur . - John Wiley & Sons , 1992. - ISBN 0-471-60180-2 .
- ↑ Gary L. Miessler; Donald Arthur Tarr. Oorganisk kemi (neopr.) . - Prentice Hall , 2004. - ISBN 0-13-035471-6 .
- ↑ Gillespie R. Molekylernas geometri. - M . : "Mir", 1975. - S. 49. - 278 sid.
- ↑ 1 2 L. Pauling. Den kemiska bindningens natur. - M. - L .: Förlag för kemisk litteratur, 1947. - S. 16. - 440 sid.
- ↑ I. Langmuir. Journal of the American Chemical Society. - 1919. - T. 41. - 868 sid.
- ↑ Pauling.L., Pauling P. Chemistry. - "Mir", 1978. - S. 129. - 684 sid.
- ↑ Nekrasov B.V. Kurs i allmän kemi. - 14. - M . : red. kemisk litteratur, 1962. - S. 110. - 976 sid.
- ↑ Daniels F., Alberty R. Fysikalisk kemi. - M . : "Mir", 1978. - S. 453. - 646 sid.
- ↑ Akhmetov N. S. Oorganisk kemi. - ed. 2:a revisionen och ytterligare .. - M . : Högre skola, 1975. - S. 60. - 672 sid.
- ↑ Kemisk encyklopedisk ordbok / kap. ed. I. L. Knunyants. - M . : Sov. uppslagsverk, 1983. - S. 132 . — 792 sid.
- ↑ Oniumföreningar IUPAC guld- bokar . Hämtad 20 augusti 2012. Arkiverad från originalet 15 november 2016.
Litteratur
- "Chemical Encyclopedic Dictionary", M., "Soviet Encyclopedia", 1983, s.264.
 Ordböcker och uppslagsverk |
|
|---|
| kemisk bindning | |||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Intramolekylär interaktion |
| ||||||||||||
| Intermolekylär interaktion | |||||||||||||