Die chemische Bindung ist bedingt. Arten chemischer Bindungen

Abhängigkeit der Änderung der Bindungsenergie vom Kernabstand

Chemische Bindung- interatomare Wechselwirkung, die durch die Überlappung der äußeren Elektronenhüllen von Atomen verursacht wird und mit einer Abnahme der Gesamtenergie des resultierenden Systems einhergeht. Eine chemische Bindung kann gebildet werden, indem von jedem Atom ein oder mehrere ungepaarte Elektronen abgegeben werden (Mehrfachbindungen), um Elektronenpaare zu bilden (kovalente Bindung), oder indem ein Atom ein Elektronenpaar dominiert und das andere Atom ein freies Elektronenorbital besetzt (Donor-Akzeptor). Bindung). An der Bildung einer chemischen Bindung sind nur Elektronen aus der äußeren Elektronenhülle beteiligt, die inneren Elektronenniveaus werden nicht beeinflusst. Dadurch bildet jedes Atom bei der Bildung einer chemischen Bindung eine gefüllte Elektronenhülle der äußeren elektronischen Ebene, bestehend aus zwei (Dublett) oder acht (Oktett) Elektronen. Eine chemische Bindung wird durch Länge und Energie charakterisiert. Die Länge einer chemischen Bindung ist der Abstand zwischen den Kernen gebundener Atome. Die Energie einer chemischen Bindung gibt an, wie viel Energie aufgewendet werden muss, um zwei Atome, zwischen denen eine chemische Bindung besteht, um den Abstand zu trennen, bei dem diese chemische Bindung aufgebrochen wird.

Die Entstehung einer chemischen Bindung und die dabei auftretende Energieänderung kann durch das folgende Modell beschrieben werden. Die Atome sind zunächst weit voneinander entfernt und die Energie ihrer Wechselwirkung liegt nahe bei Null. Wenn sich Atome einander nähern, kommt es zu einer schwachen Wechselwirkung zwischen ihnen. Wenn der Kernabstand mit den Radien der Elektronenhüllen von Atomen vergleichbar wird, entstehen zwei konkurrierende Prozesse zwischen den Atomen. Einerseits kommt es zu einer gegenseitigen Anziehung zwischen den unterschiedlich geladenen Kernen eines Atoms und den Elektronen eines anderen Atoms, andererseits kommt es zu einer gegenseitigen Abstoßung zwischen den gleich geladenen Kernen und Elektronenhüllen beider Atome. In einer bestimmten Entfernung ( r 0 (\displaystyle (\mbox(r))_(0))) Die Abstoßungs- und Anziehungskräfte zwischen zwei Atomen werden ausgeglichen, es wird ein Minimum der potentiellen Energie des resultierenden Systems aus zwei Atomen beobachtet ( E 1 (\displaystyle (\mbox(E))_(1))) und es entsteht eine chemische Bindung.

Wertigkeit

Wertigkeit(von lateinisch valentia – Stärke) – die Fähigkeit eines Atoms, eine bestimmte Anzahl chemischer Bindungen mit anderen Atomen einzugehen. In verschiedenen Verbindungen können Atome desselben Elements unterschiedliche Wertigkeiten aufweisen. Die Wertigkeit eines Atoms wird durch die Anzahl der ungepaarten Elektronen im Grund- oder angeregten Zustand bestimmt, die an der Bildung beteiligt sind chemische Bindung mit einem anderen Atom.

Arten chemischer Bindungen

Kovalente Bindung

Theorie kovalente Bindung 1916 von Gilbert Lewis gegründet, ging davon aus, dass eine chemische Bindung aus der Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaars zwischen wechselwirkenden Atomen resultiert.

Charakterisiert eine Zunahme der Elektronendichte zwischen den Kernen gebundener Atome. Jedes Atom stellt ein oder mehrere Elektronen zur Verfügung, um eine chemische Bindung einzugehen. Es kommt zur Bildung gemeinsamer Elektronenpaare, wodurch die elektronischen Niveaus beider Atome vervollständigt werden. Je nachdem, wie viele Elektronen jedes Atom liefern kann, entstehen ein (einzelnes) oder mehrere (mehrere) Elektronenpaare. Dadurch kommt es auf der Geraden, die zwei Atomkerne verbindet, zu einer Erhöhung der Elektronendichte, von der die Atomkerne angezogen werden. Eine ideale kovalente Bindung ist nur für zwei identische Atome charakteristisch. Zum Beispiel , N 2 (\displaystyle (\mbox(N))_(2)). Im Fall von Cl 2 (\displaystyle (\mbox(Cl))_(2)) Jedes der Chloratome, die sieben Elektronen in ihrer äußeren Elektronenhülle haben und denen ein Elektron fehlt, um eine vollständige Elektronenhülle zu bilden, stellt ein ungepaartes Elektron zur Verfügung, um ein Elektronenpaar zu bilden, das gleichmäßig auf die beiden Atome verteilt ist. Das Stickstoffatom hat in seiner äußeren Elektronenebene 5 Elektronen, davon sind drei ungepaart, und ihm fehlen 3 Elektronen, um eine vollständige Oktettschale zu erhalten. Jedes Stickstoffatom stellt drei Elektronen zur Bildung von drei Elektronenpaaren bereit, die ebenfalls gleichmäßig zwischen den Atomen verteilt werden und eine Dreifachbindung (mehrfache kovalente Bindung) entsteht. Bei unterschiedlichen Atomen verschiebt sich die Elektronendichte zum elektronegativeren Atom, also zu dem Atom, das Elektronen stärker anzieht. In diesem Fall sprechen wir von der Polarisation der chemischen Bindung. In diesem Fall entwickelt eines der elektronegativeren Atome eine teilweise negative Ladung und das andere Atom eine teilweise positive Ladung. Ein klares Beispiel für eine polarisierte kovalente Bindung ist das Kohlenmonoxidmolekül – CO. Kohlenstoff und Sauerstoff stellen jeweils 2 Elektronen zur Verfügung, um eine Bindung einzugehen, wodurch eine Doppelbindung entsteht. Gleichzeitig verschiebt sich die Elektronendichte in Richtung des Sauerstoffatoms als elektronegativeres Atom und es bildet sich an diesem eine teilweise negative Ladung. Dementsprechend entsteht am Kohlenstoffatom eine teilweise positive Ladung.

Ionenverbindung

Beispiel einer Ionenbindung

Ionenverbindung ist ein Extremfall einer polarisierten kovalenten Bindung, bei der das gemeinsame Elektronenpaar vollständig zu einem der Atome gehört. In diesem Fall entsteht auf einem der Atome eine vollständig positive Ladung und auf dem anderen eine vollständig negative Ladung. Diese Art der Bindung ist charakteristisch für Salze. Natriumchlorid ist beispielsweise NaCl. Jedes der Atome trägt ein Elektron bei, um ein gemeinsames Elektronenpaar zu bilden. Allerdings verdrängt Cl das entstehende Elektronenpaar vollständig zu sich hin und erhält dadurch eine vollständig negative Ladung, und Na, das in diesem Fall kein einziges Elektron auf der äußeren elektronischen Ebene besitzt, ist vollständig positiv geladen.

Spender-Akzeptor-Bindung

Spender-Akzeptor-Bindung ist ein Sonderfall einer kovalenten Bindung. Der Mechanismus für die Bildung einer solchen Bindung besteht darin, dass das eigene Elektronenpaar eines Atoms (Donor) zwischen dem Donor und einem anderen Atom gemeinsam genutzt wird, wodurch ein freies Orbital (Akzeptor) bereitgestellt wird. Diese Art der Bindung veranschaulicht gut die Bildung des Ammoniumions - NH 4 + (\displaystyle (\mbox(NH))_(4)(^(+))). Das Stickstoffatom stellt drei Wasserstoffatomen jeweils ein Elektron zur Verfügung, um eine kovalente Bindung zu bilden. In diesem Fall verfügt Stickstoff immer noch über ein eigenes freies Elektronenpaar, das er bereitstellen kann, um eine Bindung mit einem Wasserstoffion einzugehen, das kein Elektron, aber ein unbesetztes Elektronenniveau aufweist. Donoren von Elektronenpaaren sind normalerweise Atome mit einer großen Anzahl von Elektronen, aber einer geringen Anzahl ungepaarter Elektronen. Zum Beispiel: Stickstoff, Sauerstoff, Phosphor, Schwefel.

Metallverbindung

Metallverbindung charakteristisch nur für Metalle und ihre Legierungen. Metallatome bilden das Skelett, das Gerüst des Kristallgitters. Elektronen von Metallen, die über eine geringe Anzahl von Valenzelektronen und eine eher schwache Verbindung mit dem Kern verfügen, können sich leicht von ihnen lösen und bilden das sogenannte Elektronengas. Dadurch sind die an den Gitterplätzen des Kristalls befindlichen Metallatome positiv geladen und die abgetrennten Valenzelektronen bewegen sich frei zwischen den Gitterplätzen und binden Metallionen. Positiv geladene Metallionen wiederum verhindern, dass Elektronen aus dem Kristallgitter streuen. Das Vorhandensein freier beweglicher Elektronen bestimmt Eigenschaften von Metallen wie eine hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit. Die Plastizität von Metallen erklärt sich dadurch, dass sich Metallionen bei der Verformung relativ zueinander verschieben, ohne die Bindung aufzubrechen. Außerdem bleibt die metallische Bindung nicht nur in Kristallen, sondern auch in Metallschmelzen erhalten.

Wasserstoffbrückenbindung und Van-der-Waals-Wechselwirkung

Diese Arten von Bindungen können nur bedingt als chemisch bezeichnet werden und es ist korrekter, sie in intermolekulare und intramolekulare Wechselwirkungen zu klassifizieren.

Wasserstoffverbindung tritt zwischen einem gebundenen Wasserstoffatom eines Moleküls und einem elektronegativen Atom eines anderen Moleküls auf. Die Wasserstoffbindung ist teilweise elektrostatischer und teilweise Donor-Akzeptor-Natur. Ein anschauliches Beispiel für die Umsetzung einer solchen Verbindung kann die Kombination mehrerer Wassermoleküle zu Clustern sein. In einem Wassermolekül verlagert das Sauerstoffatom seine Elektronendichte auf sich selbst und erhält eine teilweise negative Ladung, und der Wasserstoff ist dementsprechend teilweise positiv und kann mit dem einsamen Elektronenpaar des Sauerstoffs des Nachbarmoleküls interagieren. Wasserstoffbrückenbindungen können nicht nur zwischen verschiedenen Molekülen, sondern auch innerhalb des Moleküls selbst auftreten. Dank intramolekularer Wasserstoffbrückenbindung ist die Bildung einer helikalen DNA-Struktur möglich.

Van-der-Waals-Interaktion entsteht durch das Auftreten induzierter Dipolmomente. Diese Art der Wechselwirkung kann sowohl zwischen verschiedenen Molekülen als auch innerhalb eines Moleküls zwischen benachbarten Atomen aufgrund des Auftretens eines Dipolmoments in den Atomen während der Elektronenbewegung auftreten. Van-der-Waals-Wechselwirkungen können anziehend oder abstoßend sein. Intermolekulare Wechselwirkungen haben den Charakter einer Anziehung und intramolekulare Wechselwirkungen haben einen abstoßenden Charakter. Intramolekulare Van-der-Waals-Wechselwirkungen tragen wesentlich zur Geometrie des Moleküls bei.

Abschluss

Trotz der scheinbaren Einfachheit der Klassifizierung chemischer Bindungen ist eine korrekte Zuordnung nicht immer möglich. In der IUPAC wird beispielsweise darüber diskutiert, die Natur der Wasserstoffbindung zu überarbeiten und sie nur noch als eine Art kovalente Bindung zu klassifizieren (). Darüber hinaus gibt es Beispiele für Verbindungen, die nicht in den Rahmen der klassischen Theorie der Bildung chemischer Bindungen und Valenz passen. In der Organoelementchemie gibt es viele solcher Verbindungen. Zum Beispiel Carboran enthält Kohlenstoffatome, die in der klassischen Theorie der Valenzbindungen sechswertig sein sollten (1 Bindung mit einem Proton, 4 oder 5 Bindungen mit Boratomen und 2 oder 1 Bindung mit Kohlenstoff, abhängig von der Struktur des Carborans), was nicht möglich ist (auf externer elektronischer Ebene 4 Elektronen). Allerdings wurde das Konzept einer Zwei-Elektronen-Dreizentrenbindung eingeführt, bei der ein Elektronenpaar nicht zu zwei Atomen gehört, sondern sozusagen gleichmäßig auf drei Atome verteilt ist, wodurch man diese Diskrepanz umgehen kann.

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Jedes Atom hat eine bestimmte Anzahl an Elektronen.

Bei chemischen Reaktionen geben Atome Elektronen ab, nehmen sie auf oder teilen sie, wodurch die stabilste elektronische Konfiguration erreicht wird. Die Konfiguration mit der niedrigsten Energie (wie bei Edelgasatomen) erweist sich als die stabilste. Dieses Muster wird „Oktettregel“ genannt (Abb. 1).

Reis. 1.

Diese Regel gilt für alle Arten von Verbindungen. Elektronische Verbindungen zwischen Atomen ermöglichen es ihnen, stabile Strukturen zu bilden, von den einfachsten Kristallen bis hin zu komplexen Biomolekülen, die letztendlich lebende Systeme bilden. Sie unterscheiden sich von Kristallen durch ihren kontinuierlichen Stoffwechsel. Gleichzeitig laufen viele chemische Reaktionen nach Mechanismen ab elektronische Übertragung, die eine entscheidende Rolle bei Energieprozessen im Körper spielen.

Eine chemische Bindung ist die Kraft, die zwei oder mehr Atome, Ionen, Moleküle oder eine beliebige Kombination davon zusammenhält.

Die Natur einer chemischen Bindung ist universell: Es handelt sich um eine elektrostatische Anziehungskraft zwischen negativ geladenen Elektronen und positiv geladenen Kernen, die durch die Konfiguration der Elektronen der äußeren Atomhülle bestimmt wird. Die Fähigkeit eines Atoms, chemische Bindungen einzugehen, nennt man Wertigkeit, oder Oxidationszustand. Das Konzept von Valenzelektronen- Elektronen, die chemische Bindungen eingehen, sich also in Orbitalen mit der höchsten Energie befinden. Dementsprechend wird die äußere Hülle des Atoms genannt, die diese Orbitale enthält Valenzschale. Derzeit reicht es nicht aus, das Vorhandensein einer chemischen Bindung anzuzeigen, es muss jedoch der Typ geklärt werden: ionisch, kovalent, Dipol-Dipol, metallisch.

Die erste Art der Verbindung istionisch Verbindung

Nach der elektronischen Valenztheorie von Lewis und Kossel können Atome auf zwei Arten eine stabile elektronische Konfiguration erreichen: erstens, indem sie Elektronen verlieren und werden Kationen, zweitens, sie zu erwerben, sich in sie zu verwandeln Anionen. Durch den Elektronentransfer entsteht aufgrund der elektrostatischen Anziehungskraft zwischen Ionen mit Ladungen entgegengesetzten Vorzeichens eine chemische Bindung, die von Kossel „ elektrovalent"(jetzt genannt ionisch).

In diesem Fall bilden Anionen und Kationen eine stabile elektronische Konfiguration mit einer gefüllten äußeren Elektronenhülle. Typische Ionenbindungen werden aus Kationen der Gruppen T und II des Periodensystems und Anionen nichtmetallischer Elemente der Gruppen VI und VII (16 bzw. 17 Untergruppen) gebildet. Chalkogene Und Halogene). Die Bindungen ionischer Verbindungen sind ungesättigt und ungerichtet, sodass die Möglichkeit einer elektrostatischen Wechselwirkung mit anderen Ionen besteht. In Abb. Die Abbildungen 2 und 3 zeigen Beispiele für Ionenbindungen, die dem Kossel-Modell des Elektronentransfers entsprechen.

Reis. 2.

Reis. 3. Ionenbindung in einem Molekül Speisesalz (NaCl)

Hier ist es angebracht, sich an einige Eigenschaften zu erinnern, die das Verhalten von Stoffen in der Natur erklären, und insbesondere die Idee zu berücksichtigen Säuren Und Gründe dafür.

Wässrige Lösungen all dieser Stoffe sind Elektrolyte. Sie ändern ihre Farbe unterschiedlich Indikatoren. Der Wirkungsmechanismus von Indikatoren wurde von F.V. entdeckt. Ostwald. Er zeigte, dass Indikatoren schwache Säuren oder Basen sind, deren Farbe sich im undissoziierten und dissoziierten Zustand unterscheidet.

Basen können Säuren neutralisieren. Nicht alle Basen sind in Wasser löslich (z. B. sind einige organische Verbindungen, die keine OH-Gruppen enthalten, unlöslich, insbesondere Triethylamin N(C 2 H 5) 3); lösliche Basen werden genannt Alkalien.

Wässrige Säurelösungen unterliegen charakteristischen Reaktionen:

a) mit Metalloxiden – unter Bildung von Salz und Wasser;

b) mit Metallen – unter Bildung von Salz und Wasserstoff;

c) mit Carbonaten – unter Bildung von Salz, CO 2 und N 2 Ö.

Die Eigenschaften von Säuren und Basen werden durch mehrere Theorien beschrieben. In Übereinstimmung mit der Theorie von S.A. Arrhenius, eine Säure, ist eine Substanz, die unter Bildung von Ionen dissoziiert N+ , während die Base Ionen bildet ER- . Diese Theorie berücksichtigt nicht die Existenz organischer Basen ohne Hydroxylgruppen.

In Übereinstimmung mit Proton Nach der Theorie von Brønsted und Lowry ist eine Säure eine Substanz, die Moleküle oder Ionen enthält, die Protonen abgeben ( Spender Protonen), und eine Base ist eine Substanz, die aus Molekülen oder Ionen besteht, die Protonen aufnehmen ( Akzeptoren Protonen). Beachten Sie, dass Wasserstoffionen in wässrigen Lösungen in hydratisierter Form, also in Form von Hydroniumionen, vorliegen H3O+ . Diese Theorie beschreibt Reaktionen nicht nur mit Wasser und Hydroxidionen, sondern auch solche, die in Abwesenheit eines Lösungsmittels oder mit einem nichtwässrigen Lösungsmittel durchgeführt werden.

Zum Beispiel bei der Reaktion zwischen Ammoniak N.H. 3 (schwache Base) und Chlorwasserstoff in der Gasphase entsteht festes Ammoniumchlorid, und in einer Gleichgewichtsmischung aus zwei Stoffen gibt es immer 4 Teilchen, davon zwei Säuren und die anderen beiden Basen:

Dieses Gleichgewichtsgemisch besteht aus zwei konjugierten Paaren von Säuren und Basen:

1)N.H. 4+ und N.H. 3

2) HCl Und Cl ‑

Hier unterscheiden sich Säure und Base in jedem konjugierten Paar um ein Proton. Jede Säure hat eine konjugierte Base. Eine starke Säure hat eine schwache konjugierte Base und eine schwache Säure hat eine starke konjugierte Base.

Die Brønsted-Lowry-Theorie hilft, die einzigartige Rolle von Wasser für das Leben in der Biosphäre zu erklären. Wasser kann je nach der mit ihm interagierenden Substanz entweder die Eigenschaften einer Säure oder einer Base aufweisen. Beispielsweise ist Wasser bei Reaktionen mit wässrigen Essigsäurelösungen eine Base und bei Reaktionen mit wässrigen Ammoniaklösungen eine Säure.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Dabei gibt ein Essigsäuremolekül ein Proton an ein Wassermolekül ab;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ER- . Dabei nimmt ein Ammoniakmolekül ein Proton von einem Wassermolekül auf.

Somit kann Wasser zwei konjugierte Paare bilden:

1) H2O(Säure) und ER- (konjugierte Base)

2) H 3 O+ (Säure) und H2O(konjugierte Base).

Im ersten Fall gibt Wasser ein Proton ab, im zweiten nimmt es es auf.

Diese Eigenschaft heißt Amphiprotonismus. Als Stoffe werden Stoffe bezeichnet, die sowohl als Säuren als auch als Basen reagieren können amphoter. Solche Stoffe kommen häufig in der belebten Natur vor. Beispielsweise können Aminosäuren sowohl mit Säuren als auch mit Basen Salze bilden. Daher bilden Peptide leicht Koordinationsverbindungen mit den vorhandenen Metallionen.

Eine charakteristische Eigenschaft einer Ionenbindung ist somit die vollständige Bewegung der Bindungselektronen zu einem der Kerne. Das bedeutet, dass es zwischen den Ionen einen Bereich gibt, in dem die Elektronendichte nahezu Null ist.

Die zweite Art der Verbindung istkovalent Verbindung

Atome können durch die gemeinsame Nutzung von Elektronen stabile elektronische Konfigurationen bilden.

Eine solche Bindung entsteht, wenn ein Elektronenpaar einzeln geteilt wird von jedem Atom. In diesem Fall werden die gemeinsamen Bindungselektronen gleichmäßig auf die Atome verteilt. Beispiele für kovalente Bindungen sind: homonuklear zweiatomig Moleküle H 2 , N 2 , F 2. Die gleiche Art von Verbindung findet sich in Allotropen Ö 2 und Ozon Ö 3 und für ein mehratomiges Molekül S 8 und auch heteronukleare Moleküle Chlorwasserstoff HCl, Kohlendioxid CO 2, Methan CH 4, Ethanol MIT 2 N 5 ER, Schwefelhexafluorid SF 6, Acetylen MIT 2 N 2. Alle diese Moleküle teilen sich die gleichen Elektronen und ihre Bindungen sind gesättigt und auf die gleiche Weise gerichtet (Abb. 4).

Für Biologen ist es wichtig, dass Doppel- und Dreifachbindungen im Vergleich zu einer Einfachbindung geringere kovalente Atomradien aufweisen.

Reis. 4. Kovalente Bindung in einem Cl 2 -Molekül.

Ionische und kovalente Bindungstypen sind zwei Extremfälle der vielen existierenden Arten chemischer Bindungen, und in der Praxis sind die meisten Bindungen Zwischenbindungen.

Verbindungen zweier Elemente, die sich an entgegengesetzten Enden derselben oder unterschiedlicher Perioden des Periodensystems befinden, bilden überwiegend Ionenbindungen. Wenn Elemente innerhalb einer Periode näher zusammenrücken, nimmt der ionische Charakter ihrer Verbindungen ab und der kovalente Charakter nimmt zu. Beispielsweise bilden die Halogenide und Oxide der Elemente auf der linken Seite des Periodensystems überwiegend ionische Bindungen ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), und die gleichen Elementverbindungen auf der rechten Seite der Tabelle sind kovalent ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, Phenol C6H5OH, Glukose C 6 H 12 O 6, Ethanol C 2 H 5 OH).

Die kovalente Bindung weist wiederum eine weitere Modifikation auf.

In mehratomigen Ionen und in komplexen biologischen Molekülen können beide Elektronen nur aus stammen eins Atom. Es wird genannt Spender Elektronenpaar. Ein Atom, das dieses Elektronenpaar mit einem Donor teilt, heißt Akzeptor Elektronenpaar. Diese Art der kovalenten Bindung nennt man Koordination (Geber-Akzeptor, oderDativ) Kommunikation(Abb. 5). Dieser Bindungstyp ist für die Biologie und Medizin von größter Bedeutung, da die Chemie der für den Stoffwechsel wichtigsten D-Elemente größtenteils durch Koordinationsbindungen beschrieben wird.

Feige. 5.

In einer komplexen Verbindung fungiert in der Regel das Metallatom als Akzeptor eines Elektronenpaares; im Gegenteil, bei ionischen und kovalenten Bindungen ist das Metallatom ein Elektronendonor.

Das Wesen der kovalenten Bindung und ihrer Vielfalt – der Koordinationsbindung – lässt sich mit Hilfe einer anderen von GN vorgeschlagenen Theorie der Säuren und Basen klären. Lewis. Er erweiterte das semantische Konzept der Begriffe „Säure“ und „Base“ entsprechend der Bronsted-Lowry-Theorie etwas. Lewis‘ Theorie erklärt die Natur der Bildung komplexer Ionen und die Beteiligung von Stoffen an nukleophilen Substitutionsreaktionen, also an der Bildung von CS.

Laut Lewis ist eine Säure eine Substanz, die in der Lage ist, eine kovalente Bindung einzugehen, indem sie ein Elektronenpaar von einer Base aufnimmt. Eine Lewis-Base ist eine Substanz mit einem freien Elektronenpaar, das durch Abgabe von Elektronen eine kovalente Bindung mit der Lewis-Säure eingeht.

Das heißt, Lewis‘ Theorie erweitert den Bereich der Säure-Base-Reaktionen auch auf Reaktionen, an denen Protonen überhaupt nicht beteiligt sind. Darüber hinaus ist das Proton selbst nach dieser Theorie auch eine Säure, da es in der Lage ist, ein Elektronenpaar aufzunehmen.

Daher sind nach dieser Theorie die Kationen Lewis-Säuren und die Anionen Lewis-Basen. Ein Beispiel wären die folgenden Reaktionen:

Oben wurde darauf hingewiesen, dass die Einteilung von Stoffen in ionische und kovalente Stoffe relativ ist, da in kovalenten Molekülen kein vollständiger Elektronentransfer von Metallatomen zu Akzeptoratomen stattfindet. In Verbindungen mit Ionenbindungen befindet sich jedes Ion im elektrischen Feld von Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen, sodass sie gegenseitig polarisiert sind und ihre Hüllen deformiert werden.

Polarisierbarkeit bestimmt durch die elektronische Struktur, Ladung und Größe des Ions; bei Anionen ist sie höher als bei Kationen. Die höchste Polarisierbarkeit unter den Kationen weisen Kationen mit größerer Ladung und kleinerer Größe auf, zum Beispiel Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Wirkt stark polarisierend N+ . Da der Einfluss der Ionenpolarisation zweiseitig ist, verändert sie die Eigenschaften der von ihnen gebildeten Verbindungen erheblich.

Die dritte Art der Verbindung istDipol-Dipol Verbindung

Zusätzlich zu den aufgeführten Kommunikationsarten gibt es auch Dipol-Dipol intermolekular Interaktionen, auch genannt van der Waals .

Die Stärke dieser Wechselwirkungen hängt von der Beschaffenheit der Moleküle ab.

Es gibt drei Arten von Wechselwirkungen: permanenter Dipol – permanenter Dipol ( Dipol-Dipol Attraktion); permanenter Dipol – induzierter Dipol ( Induktion Attraktion); momentaner Dipol - induzierter Dipol ( dispersiv Anziehung oder Londoner Kräfte; Reis. 6).

Reis. 6.

Nur Moleküle mit polaren kovalenten Bindungen haben ein Dipol-Dipol-Moment ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), und die Bindungsstärke beträgt 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 Coulombmeter – C × m).

In der Biochemie gibt es eine andere Art von Verbindung – Wasserstoff Verbindung, was ein Grenzfall ist Dipol-Dipol Attraktion. Diese Bindung entsteht durch die Anziehung zwischen einem Wasserstoffatom und einem kleinen elektronegativen Atom, meist Sauerstoff, Fluor und Stickstoff. Bei großen Atomen mit ähnlicher Elektronegativität (wie Chlor und Schwefel) ist die Wasserstoffbindung viel schwächer. Das Wasserstoffatom zeichnet sich durch ein wesentliches Merkmal aus: Wenn die Bindungselektronen abgezogen werden, liegt sein Kern – das Proton – frei und ist nicht mehr von Elektronen abgeschirmt.

Daher verwandelt sich das Atom in einen großen Dipol.

Eine Wasserstoffbindung entsteht im Gegensatz zu einer Van-der-Waals-Bindung nicht nur bei intermolekularen Wechselwirkungen, sondern auch innerhalb eines Moleküls – intramolekular Wasserstoffverbindung. Wasserstoffbrückenbindungen spielen in der Biochemie eine wichtige Rolle, beispielsweise zur Stabilisierung der Struktur von Proteinen in Form einer a-Helix oder zur Bildung einer Doppelhelix der DNA (Abb. 7).

Abb.7.

Wasserstoff- und Van-der-Waals-Bindungen sind viel schwächer als ionische, kovalente und koordinative Bindungen. Die Energie intermolekularer Bindungen ist in der Tabelle angegeben. 1.

Tabelle 1. Energie intermolekularer Kräfte

Notiz: Der Grad der intermolekularen Wechselwirkungen spiegelt sich in der Schmelz- und Verdampfungsenthalpie (Sieden) wider. Ionische Verbindungen benötigen zur Trennung von Ionen deutlich mehr Energie als zur Trennung von Molekülen. Die Schmelzenthalpie ionischer Verbindungen ist viel höher als die von molekularen Verbindungen.

Die vierte Verbindungsart istMetallverbindung

Schließlich gibt es noch eine andere Art intermolekularer Bindungen – Metall: Verbindung positiver Ionen eines Metallgitters mit freien Elektronen. Diese Art der Verbindung kommt in biologischen Objekten nicht vor.

Aus einem kurzen Überblick über die Bindungstypen wird ein Detail deutlich: Ein wichtiger Parameter eines Metallatoms oder -ions – eines Elektronendonors, sowie eines Atoms – eines Elektronenakzeptors – ist sein Größe.

Ohne auf Details einzugehen, stellen wir fest, dass die kovalenten Radien von Atomen, die Ionenradien von Metallen und die Van-der-Waals-Radien interagierender Moleküle mit zunehmender Ordnungszahl in Gruppen des Periodensystems zunehmen. In diesem Fall sind die Werte der Ionenradien am kleinsten und die Van-der-Waals-Radien am größten. Wenn man sich in der Gruppe nach unten bewegt, nehmen in der Regel die Radien aller Elemente zu, sowohl der kovalenten als auch der Van-der-Waals-Elemente.

Von größter Bedeutung für Biologen und Mediziner sind Koordinierung(Spender-Akzeptor) Bindungen, die von der Koordinationschemie berücksichtigt werden.

Medizinische Bioanorganik. G.K. Baraschkow

Chemie ist eine erstaunliche und zugegebenermaßen verwirrende Wissenschaft. Aus irgendeinem Grund wird es mit hellen Experimenten, bunten Reagenzgläsern und dicken Dampfwolken in Verbindung gebracht. Aber nur wenige Menschen denken darüber nach, woher diese „Magie“ kommt. Tatsächlich läuft keine einzige Reaktion ab, ohne dass es zur Bildung von Verbindungen zwischen den Atomen der Reaktanten kommt. Darüber hinaus findet man diese „Jumper“ manchmal in einfachen Elementen. Sie beeinflussen die Reaktionsfähigkeit von Stoffen und erklären einige ihrer physikalischen Eigenschaften.

Welche Arten chemischer Bindungen gibt es und wie wirken sie sich auf Verbindungen aus?

Theorie

Wir müssen mit den einfachsten Dingen beginnen. Eine chemische Bindung ist eine Wechselwirkung, bei der sich Atome von Stoffen zu komplexeren Stoffen verbinden. Es ist ein Fehler zu glauben, dass dies nur für Verbindungen wie Salze, Säuren und Basen charakteristisch ist – selbst einfache Substanzen, deren Moleküle aus zwei Atomen bestehen, verfügen über diese „Brücken“, wenn man eine Bindung so nennen kann. Übrigens ist es wichtig, sich daran zu erinnern, dass sich nur Atome mit unterschiedlichen Ladungen vereinen können (das sind die Grundlagen der Physik: gleich geladene Teilchen stoßen sich ab und entgegengesetzte ziehen sich an), sodass es in komplexen Substanzen immer ein Kation (ein Ion mit) geben wird eine positive Ladung) und ein Anion (ein negatives Teilchen), und die Verbindung selbst wird immer neutral sein.

Versuchen wir nun zu verstehen, wie eine chemische Bindung entsteht.

Bildungsmechanismus

Jede Substanz verfügt über eine bestimmte Anzahl von Elektronen, die über Energieschichten verteilt sind. Am anfälligsten ist die äußere Schicht, die normalerweise die kleinste Menge dieser Partikel enthält. Sie können ihre Anzahl herausfinden, indem Sie sich die Gruppennummer (die Zeile mit den Zahlen von eins bis acht oben im Periodensystem) ansehen, in der sich das chemische Element befindet, und die Anzahl der Energieschichten ist gleich der Periodennummer ( von eins bis sieben, die vertikale Linie links von den Elementen).

Im Idealfall enthält die äußere Energieschicht acht Elektronen. Sind nicht genügend davon vorhanden, versucht das Atom, sie einem anderen Teilchen zu entreißen. Bei der Auswahl der zur Vervollständigung der äußeren Energieschicht erforderlichen Elektronen werden chemische Bindungen von Substanzen gebildet. Ihre Anzahl kann variieren und hängt von der Anzahl der Valenzteilchen oder ungepaarten Teilchen ab (um herauszufinden, wie viele es in einem Atom gibt, müssen Sie seine elektronische Formel erstellen). Die Anzahl der Elektronen, die kein Paar bilden, ist gleich der Anzahl der gebildeten Bindungen.

Etwas mehr über Typen

Die Art der chemischen Bindungen, die bei Reaktionen oder einfach in einem Molekül einer Substanz entstehen, hängt vollständig vom Element selbst ab. Es gibt drei Arten von „Brücken“ zwischen Atomen: ionische, metallische und kovalente. Letzteres wiederum wird in polare und unpolare unterteilt.

Um zu verstehen, durch welche Bindung Atome verbunden sind, verwenden sie eine Art Regel: Befinden sich die Elemente auf der rechten und linken Seite der Tabelle (also handelt es sich um ein Metall und ein Nichtmetall, zum Beispiel NaCl), dann ist ihre Verbindung ein hervorragendes Beispiel für eine Ionenbindung. Zwei Nichtmetalle bilden eine kovalente polare Bindung (HCl), und zwei Atome derselben Substanz, die sich zu einem Molekül verbinden, bilden eine kovalente unpolare Bindung (Cl 2, O 2). Die oben genannten Arten chemischer Bindungen sind für Stoffe, die aus Metallen bestehen, nicht geeignet – dort finden sich nur metallische Bindungen.

Kovalente Interaktion

Wie bereits erwähnt, haben die Arten chemischer Bindungen eine gewisse Wirkung auf Stoffe. Beispielsweise ist eine kovalente „Brücke“ sehr instabil, weshalb Verbindungen mit ihr durch den geringsten äußeren Einfluss, beispielsweise Erwärmung, leicht zerstört werden. Dies gilt allerdings nur für molekulare Substanzen. Diejenigen, die eine nichtmolekulare Struktur haben, sind praktisch unzerstörbar (ein ideales Beispiel ist ein Diamantkristall – eine Kombination aus Kohlenstoffatomen).

Kehren wir zu polaren und unpolaren kovalenten Bindungen zurück. Bei Unpolaren ist alles einfach: Die Elektronen, zwischen denen eine „Brücke“ entsteht, haben den gleichen Abstand von den Atomen. Im zweiten Fall werden sie jedoch auf eines der Elemente verschoben. Sieger im „Tauziehen“ wird der Stoff sein, dessen Elektronegativität (Fähigkeit, Elektronen anzuziehen) höher ist. Er wird anhand spezieller Tabellen ermittelt und je größer der Unterschied dieses Wertes zwischen zwei Elementen ist, desto polarer wird die Beziehung zwischen ihnen sein. Zwar kann die Kenntnis der Elektronegativität von Elementen nur dann nützlich sein, wenn man ein Kation (eine positive Ladung – eine Substanz, in der dieser Wert kleiner ist) und ein Anion (ein negatives Teilchen mit einer besseren Anziehungsfähigkeit) bestimmt Elektronen).

Ionenverbindung

Nicht alle Arten chemischer Bindungen eignen sich zum Verbinden eines Metalls und eines Nichtmetalls. Wie oben erwähnt, entsteht zwischen ihnen eine ionische Bindung, wenn der Unterschied in der Elektronegativität der Elemente groß ist (und das passiert, wenn sie sich in gegenüberliegenden Teilen der Tabelle befinden). In diesem Fall wandern Valenzelektronen von einem Atom mit niedrigerer Elektronegativität zu einem Atom mit höherer Elektronegativität und bilden dabei ein Anion und ein Kation. Das markanteste Beispiel einer solchen Bindung ist die Verbindung eines Halogens und eines Metalls, beispielsweise AlCl 2 oder HF.

Metallverbindung

Bei Metallen ist es noch einfacher. Die oben genannten Arten chemischer Bindungen sind ihnen fremd, weil sie ihre eigenen haben. Es kann sowohl Atome desselben Stoffes (Li 2) als auch verschiedene Atome (AlCr 2) verbinden, im letzteren Fall entstehen Legierungen. Wenn wir über physikalische Eigenschaften sprechen, dann vereinen Metalle Plastizität und Festigkeit, das heißt, sie zerfallen nicht beim geringsten Aufprall, sondern verändern einfach ihre Form.

Intermolekulare Bindung

Chemische Bindungen gibt es übrigens auch in Molekülen. Sie werden intermolekular genannt. Der häufigste Typ ist eine Wasserstoffbindung, bei der ein Wasserstoffatom Elektronen von einem Element mit hoher Elektronegativität (z. B. einem Wassermolekül) leiht.

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Die äußeren Hüllen aller Elemente, mit Ausnahme der Edelgase, sind UNVOLLSTÄNDIG und im Prozess der chemischen Wechselwirkung werden sie VOLLSTÄNDIG.

Die Bildung einer chemischen Bindung erfolgt durch die Elektronen der äußeren Elektronenhüllen, sie erfolgt jedoch auf unterschiedliche Weise.

Es gibt drei Haupttypen chemischer Bindungen:

Kovalente Bindung und ihre Varianten: polare und unpolare kovalente Bindung;

Ionenverbindung;

Metallverbindung.

Ionenverbindung

Eine ionische chemische Bindung ist eine Bindung, die durch die elektrostatische Anziehung von Kationen an Anionen entsteht.

Eine Ionenbindung entsteht zwischen Atomen, die stark unterschiedliche Elektronegativitätswerte voneinander haben, sodass das Elektronenpaar, das die Bindung bildet, stark auf eines der Atome ausgerichtet ist, sodass davon ausgegangen werden kann, dass es zum Atom dieses Elements gehört.

Elektronegativität ist die Fähigkeit von Atomen chemischer Elemente, eigene und fremde Elektronen anzuziehen.

Die Natur der Ionenbindung, Struktur und Eigenschaften ionischer Verbindungen werden aus der Position der elektrostatischen Theorie chemischer Bindungen erklärt.

Bildung von Kationen: M 0 - n e - = M n+

Bildung von Anionen: HeM 0 + n e - = HeM n-

Zum Beispiel: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

Bei der Verbrennung von metallischem Natrium in Chlor entstehen durch eine Redoxreaktion Kationen des stark elektropositiven Elements Natrium und Anionen des stark elektronegativen Elements Chlor.

Fazit: Es entsteht eine ionische chemische Bindung zwischen Metall- und Nichtmetallatomen, die sich in der Elektronegativität stark unterscheiden.

Zum Beispiel: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2 usw.

Kovalente unpolare und polare Bindungen

Eine kovalente Bindung ist die Bindung von Atomen mithilfe gemeinsamer (von ihnen gemeinsam genutzter) Elektronenpaare.

Kovalente unpolare Bindung

Betrachten wir das Auftreten einer kovalenten unpolaren Bindung am Beispiel der Bildung eines Wasserstoffmoleküls aus zwei Wasserstoffatomen. Bei diesem Vorgang handelt es sich bereits um eine typische chemische Reaktion, denn aus einem Stoff (atomarer Wasserstoff) entsteht ein anderer – molekularer Wasserstoff. Ein äußeres Zeichen für den energetischen „Nutzen“ dieses Prozesses ist die Freisetzung großer Wärmemengen.

Die Elektronenhüllen von Wasserstoffatomen (mit einem s-Elektron für jedes Atom) verschmelzen zu einer gemeinsamen Elektronenwolke (Molekülorbital), in der beide Elektronen den Kernen „dienen“, unabhängig davon, ob es sich um „unseren“ oder „fremden“ Kern handelt. Die neue Elektronenhülle ähnelt der fertigen Elektronenhülle des Edelgases Helium aus zwei Elektronen: 1s 2.

In der Praxis werden einfachere Methoden verwendet. Beispielsweise schlug der amerikanische Chemiker J. Lewis 1916 vor, Elektronen mit Punkten neben den Symbolen der Elemente zu kennzeichnen. Ein Punkt repräsentiert ein Elektron. In diesem Fall wird die Bildung eines Wasserstoffmoleküls aus Atomen wie folgt geschrieben:

Betrachten wir die Bindung zweier Chloratome 17 Cl (Kernladung Z = 17) zu einem zweiatomigen Molekül vom Standpunkt der Struktur der Elektronenhüllen des Chlors.

Die äußere elektronische Ebene von Chlor enthält s 2 + p 5 = 7 Elektronen. Da Elektronen niedrigerer Ebenen nicht an chemischen Wechselwirkungen teilnehmen, werden wir nur Elektronen der äußeren dritten Ebene mit Punkten kennzeichnen. Diese äußeren Elektronen (7 Stück) können in Form von drei Elektronenpaaren und einem ungepaarten Elektron angeordnet werden.

Durch die Vereinigung der ungepaarten Elektronen zweier Atome zu einem Molekül entsteht ein neues Elektronenpaar:

In diesem Fall ist jedes der Chloratome von einem OCTET von Elektronen umgeben. Dies lässt sich leicht erkennen, indem man eines der Chloratome einkreist.

Eine kovalente Bindung wird nur durch ein Elektronenpaar zwischen Atomen gebildet. Man nennt es Split-Pair. Die verbleibenden Elektronenpaare werden freie Elektronenpaare genannt. Sie füllen die Schalen und nehmen nicht an der Bindung teil.

Atome bilden chemische Bindungen, indem sie genügend Elektronen teilen, um eine elektronische Konfiguration anzunehmen, die der vollständigen elektronischen Konfiguration von Atomen edler Elemente ähnelt.

Nach der Lewis-Theorie und der Oktettregel kann die Kommunikation zwischen Atomen nicht unbedingt durch ein, sondern durch zwei oder sogar drei geteilte Paare erfolgen, sofern die Oktettregel dies erfordert. Solche Bindungen werden Doppel- und Dreifachbindungen genannt.

Beispielsweise kann Sauerstoff nur dann ein zweiatomiges Molekül mit einem Oktett von Elektronen aus jedem Atom bilden, wenn zwei gemeinsame Paare zwischen den Atomen platziert werden:

Stickstoffatome (2s 2 2p 3 auf der letzten Schale) sind ebenfalls zu einem zweiatomigen Molekül gebunden, aber um ein Oktett von Elektronen zu organisieren, müssen sie drei gemeinsame Paare untereinander anordnen:

Fazit: Eine kovalente unpolare Bindung entsteht zwischen Atomen mit gleicher Elektronegativität, also zwischen Atomen desselben chemischen Elements – eines Nichtmetalls.

Zum Beispiel: In Molekülen ist H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 eine kovalente unpolare Bindung.

Kovalente Bindung

Eine polare kovalente Bindung liegt zwischen einer rein kovalenten Bindung und einer ionischen Bindung. Genau wie ionisch kann es nur zwischen zwei Atomen unterschiedlicher Art entstehen.

Betrachten Sie als Beispiel die Bildung von Wasser bei der Reaktion zwischen Wasserstoffatomen (Z = 1) und Sauerstoffatomen (Z = 8). Dazu ist es zweckmäßig, zunächst die elektronischen Formeln für die Außenschalen von Wasserstoff (1s 1) und Sauerstoff (...2s 2 2p 4) aufzuschreiben.

Es stellt sich heraus, dass hierfür genau zwei Wasserstoffatome pro Sauerstoffatom benötigt werden. Die Natur ist jedoch so beschaffen, dass die Akzeptoreigenschaften des Sauerstoffatoms höher sind als die des Wasserstoffatoms (die Gründe dafür werden etwas später besprochen). Daher sind die bindenden Elektronenpaare in der Lewis-Formel für Wasser leicht in Richtung des Kerns des Sauerstoffatoms verschoben. Die Bindung in einem Wassermolekül ist polar kovalent und an den Atomen treten teilweise positive und negative Ladungen auf.

Fazit: Eine kovalente polare Bindung entsteht zwischen Atomen mit unterschiedlicher Elektronegativität, also zwischen Atomen verschiedener chemischer Elemente – Nichtmetalle.

Zum Beispiel: in Molekülen HCl, H 2 S, NH 3, P 2 O 5, CH 4 – eine kovalente polare Bindung.

Strukturformeln

Derzeit ist es üblich, Elektronenpaare (also chemische Bindungen) zwischen Atomen mit Strichen darzustellen. Jeder Strich steht für ein gemeinsames Elektronenpaar. In diesem Fall sehen die uns bereits bekannten Moleküle so aus:

Formeln mit Strichen zwischen Atomen werden Strukturformeln genannt. Freie Elektronenpaare werden in Strukturformeln oft nicht dargestellt.

Strukturformeln eignen sich sehr gut zur Darstellung von Molekülen: Sie zeigen deutlich, wie Atome in welcher Reihenfolge und durch welche Bindungen miteinander verbunden sind.

Ein bindendes Elektronenpaar in Lewis-Formeln ist dasselbe wie ein Bindestrich in Strukturformeln.

Doppel- und Dreifachbindungen haben einen gemeinsamen Namen – Mehrfachbindungen. Man sagt auch, dass das Stickstoffmolekül eine Bindungsordnung von drei hat. In einem Sauerstoffmolekül ist die Bindungsordnung zwei. Die Bindungsordnung in Wasserstoff- und Chlormolekülen ist gleich. Wasserstoff und Chlor haben keine Mehrfachbindung mehr, sondern eine einfache.

Die Bindungsordnung ist die Anzahl gemeinsamer Paare zwischen zwei gebundenen Atomen. Eine höhere Verbindungsreihenfolge als drei kommt nicht vor.