Kovalente chemische Bindung. Kovalente Bindung: polare, unpolare Mechanismen ihres Auftretens

Und Zwei-Elektronen-Drei-Zentren-Kommunikation.

Unter Berücksichtigung der statistischen Interpretation der M. Born-Wellenfunktion konzentriert sich die Wahrscheinlichkeitsdichte, Bindungselektronen zu finden, im Raum zwischen den Kernen des Moleküls (Abb. 1). Die Theorie der Elektronenpaarabstoßung berücksichtigt die geometrischen Abmessungen dieser Paare. Somit gibt es für Elemente jeder Periode einen bestimmten durchschnittlichen Radius eines Elektronenpaars (Å):

0,6 für Elemente bis Neon; 0,75 für Elemente bis Argon; 0,75 für Elemente bis Krypton und 0,8 für Elemente bis Xenon.

Charakteristische Eigenschaften einer kovalenten Bindung

Die charakteristischen Eigenschaften einer kovalenten Bindung – Direktionalität, Sättigung, Polarität, Polarisierbarkeit – bestimmen die chemischen und physikalischen Eigenschaften von Verbindungen.

Die Richtung der Verbindung wird durch die molekulare Struktur des Stoffes und die geometrische Form seines Moleküls bestimmt.

Die Winkel zwischen zwei Bindungen werden Bindungswinkel genannt.

Sättigbarkeit ist die Fähigkeit von Atomen, eine begrenzte Anzahl kovalenter Bindungen zu bilden. Die Anzahl der von einem Atom gebildeten Bindungen wird durch die Anzahl seiner äußeren Atomorbitale begrenzt.

Die Polarität der Bindung ist auf die ungleichmäßige Verteilung der Elektronendichte zurückzuführen, die auf Unterschiede in der Elektronegativität der Atome zurückzuführen ist.

Auf dieser Grundlage werden kovalente Bindungen in unpolare und polare (unpolare) unterteilt – ein zweiatomiges Molekül besteht aus identischen Atomen (H 2, Cl 2, N 2) und die Elektronenwolken jedes Atoms sind relativ zu diesen Atomen symmetrisch verteilt ; polar – ein zweiatomiges Molekül besteht aus Atomen verschiedener chemischer Elemente, und die allgemeine Elektronenwolke verschiebt sich in Richtung eines der Atome, wodurch eine Asymmetrie in der Verteilung der elektrischen Ladung im Molekül entsteht und ein Dipolmoment des Moleküls entsteht.

Die Polarisierbarkeit einer Bindung drückt sich in der Verschiebung der Bindungselektronen unter dem Einfluss eines äußeren elektrischen Feldes aus, auch des eines anderen reagierenden Teilchens. Die Polarisierbarkeit wird durch die Elektronenmobilität bestimmt. Die Polarität und Polarisierbarkeit kovalenter Bindungen bestimmt die Reaktivität von Molekülen gegenüber polaren Reagenzien.

Der zweifache Nobelpreisträger L. Pauling wies jedoch darauf hin, dass „in manchen Molekülen kovalente Bindungen aufgrund eines oder dreier Elektronen statt eines gemeinsamen Paares bestehen“. Im molekularen Wasserstoffion H 2 + wird eine chemische Einelektronenbindung realisiert.

Das molekulare Wasserstoffion H2+ enthält zwei Protonen und ein Elektron. Das einzelne Elektron des molekularen Systems kompensiert die elektrostatische Abstoßung der beiden Protonen und hält sie in einem Abstand von 1,06 Å (der Länge der chemischen H 2+-Bindung). Das Zentrum der Elektronendichte der Elektronenwolke des molekularen Systems liegt im gleichen Abstand von beiden Protonen beim Bohr-Radius α 0 = 0,53 A und ist das Symmetriezentrum des molekularen Wasserstoffions H 2 + .

Geschichte des Begriffs

Der Begriff „kovalente Bindung“ wurde erstmals 1919 vom Nobelpreisträger Irving Langmuir geprägt. Der Begriff bezog sich auf eine chemische Bindung aufgrund des gemeinsamen Besitzes von Elektronen, im Gegensatz zu einer metallischen Bindung, bei der die Elektronen frei waren, oder einer ionischen Bindung, bei der eines der Atome ein Elektron abgab und zu einem Kation wurde das andere Atom nahm ein Elektron auf und wurde zum Anion.

Bildungskommunikation

Eine kovalente Bindung wird durch ein Elektronenpaar gebildet, das von zwei Atomen gemeinsam genutzt wird. Diese Elektronen müssen zwei stabile Orbitale besetzen, eines von jedem Atom.

A + + B → A: B

Durch die Vergesellschaftung bilden Elektronen ein gefülltes Energieniveau. Eine Bindung entsteht, wenn ihre Gesamtenergie auf diesem Niveau geringer ist als im Ausgangszustand (und der Energieunterschied nichts anderes als die Bindungsenergie beträgt).

Nach der Theorie der Molekülorbitale führt die Überlappung zweier Atomorbitale im einfachsten Fall zur Bildung zweier Molekülorbitale (MO): MO verknüpfen Und antibindendes (lockerndes) MO. Die gemeinsamen Elektronen befinden sich auf dem Bindungs-MO mit niedrigerer Energie.

Bindungsbildung bei der Rekombination von Atomen

Der Mechanismus der interatomaren Wechselwirkung blieb jedoch lange Zeit unbekannt. Erst 1930 führte F. London das Konzept der Dispersionsanziehung ein – die Wechselwirkung zwischen momentanen und induzierten (induzierten) Dipolen. Derzeit werden die Anziehungskräfte, die durch die Wechselwirkung zwischen den fluktuierenden elektrischen Dipolen von Atomen und Molekülen entstehen, „Londoner Kräfte“ genannt.

Die Energie einer solchen Wechselwirkung ist direkt proportional zum Quadrat der elektronischen Polarisierbarkeit α und umgekehrt proportional zum Abstand zwischen zwei Atomen oder Molekülen in der sechsten Potenz.

Bindungsbildung durch Donor-Akzeptor-Mechanismus

Zusätzlich zu dem im vorherigen Abschnitt beschriebenen homogenen Mechanismus der Bildung kovalenter Bindungen gibt es einen heterogenen Mechanismus – die Wechselwirkung entgegengesetzt geladener Ionen – des H + -Protons und des negativen Wasserstoffions H –, genannt Hydridion:

H + + H - → H 2

Bei der Annäherung der Ionen wird die Zwei-Elektronen-Wolke (Elektronenpaar) des Hydridions vom Proton angezogen und schließlich beiden Wasserstoffkernen gemeinsam, also zu einem bindenden Elektronenpaar. Das Teilchen, das ein Elektronenpaar liefert, wird Donor genannt, und das Teilchen, das dieses Elektronenpaar aufnimmt, wird Akzeptor genannt. Dieser Mechanismus der Bildung kovalenter Bindungen wird Donor-Akzeptor genannt.

H + + H 2 O → H 3 O +

Ein Proton greift das freie Elektronenpaar eines Wassermoleküls an und bildet ein stabiles Kation, das in wässrigen Säurelösungen vorkommt.

In ähnlicher Weise wird einem Ammoniakmolekül ein Proton hinzugefügt, um ein komplexes Ammoniumkation zu bilden:

NH 3 + H + → NH 4 +

Auf diese Weise wird (gemäß dem Donor-Akzeptor-Mechanismus der Bildung kovalenter Bindungen) eine große Klasse von Oniumverbindungen erhalten, zu denen Ammonium, Oxonium, Phosphonium, Sulfonium und andere Verbindungen gehören.

Ein Wasserstoffmolekül kann als Donor eines Elektronenpaares fungieren, was bei Kontakt mit einem Proton zur Bildung eines molekularen Wasserstoffions H 3 + führt:

H 2 + H + → H 3 +

Das bindende Elektronenpaar des molekularen Wasserstoffions H 3 + gehört gleichzeitig zu drei Protonen.

Arten kovalenter Bindungen

Es gibt drei Arten kovalenter chemischer Bindungen, die sich im Bildungsmechanismus unterscheiden:

1. Einfache kovalente Bindung. Für seine Bildung stellt jedes Atom ein ungepaartes Elektron zur Verfügung. Bei der Bildung einer einfachen kovalenten Bindung bleiben die formalen Ladungen der Atome unverändert.

Wenn die Atome, die eine einfache kovalente Bindung bilden, gleich sind, dann sind auch die wahren Ladungen der Atome im Molekül gleich, da die Atome, die die Bindung bilden, gleichermaßen ein gemeinsames Elektronenpaar besitzen. Diese Verbindung heißt unpolare kovalente Bindung. Einfache Stoffe haben einen solchen Zusammenhang, zum Beispiel: 2, 2, 2. Aber nicht nur Nichtmetalle derselben Art können eine kovalente unpolare Bindung eingehen. Nichtmetallische Elemente, deren Elektronegativität gleich wichtig ist, können auch eine kovalente unpolare Bindung eingehen, beispielsweise ist die Bindung im PH 3-Molekül kovalent unpolar, da der EO von Wasserstoff gleich dem EO von Phosphor ist.

Wenn die Atome unterschiedlich sind, wird der Grad des Besitzes eines gemeinsamen Elektronenpaars durch den Unterschied in der Elektronegativität der Atome bestimmt. Ein Atom mit größerer Elektronegativität zieht ein Bindungselektronenpaar stärker zu sich selbst und seine wahre Ladung wird negativ. Ein Atom mit geringerer Elektronegativität erhält dementsprechend eine gleich große positive Ladung. Wenn eine Verbindung zwischen zwei verschiedenen Nichtmetallen entsteht, nennt man eine solche Verbindung kovalente polare Bindung.

Im Ethylenmolekül C 2 H 4 gibt es eine Doppelbindung CH 2 = CH 2, ihre elektronische Formel: H:C::C:H. Die Kerne aller Ethylenatome liegen in derselben Ebene. Die drei Elektronenwolken jedes Kohlenstoffatoms bilden drei kovalente Bindungen mit anderen Atomen in derselben Ebene (mit Winkeln zwischen ihnen von etwa 120°). Die Wolke des vierten Valenzelektrons des Kohlenstoffatoms befindet sich oberhalb und unterhalb der Molekülebene. Solche Elektronenwolken beider Kohlenstoffatome, die sich oberhalb und unterhalb der Molekülebene teilweise überlappen, bilden eine zweite Bindung zwischen den Kohlenstoffatomen. Die erste, stärkere kovalente Bindung zwischen Kohlenstoffatomen wird σ-Bindung genannt; die zweite, schwächere kovalente Bindung heißt π (\displaystyle \pi )- Kommunikation.

Daten zur Ionisierungsenergie (IE), PEI und zur Zusammensetzung stabiler Moleküle – ihre tatsächlichen Werte und Vergleiche – sowohl von freien Atomen als auch von in Molekülen gebundenen Atomen, ermöglichen es uns zu verstehen, wie Atome durch den Mechanismus der kovalenten Bindung Moleküle bilden.

KOVALENTE BINDUNG- (von lateinisch „zusammen“ und „vales“ mit Kraft) (homöopolare Bindung), eine chemische Bindung zwischen zwei Atomen, die entsteht, wenn die zu diesen Atomen gehörenden Elektronen gemeinsam genutzt werden. Atome in den Molekülen einfacher Gase sind durch kovalente Bindungen verbunden. Eine Bindung, in der es ein gemeinsames Elektronenpaar gibt, wird Einfachbindung genannt; Es gibt auch Doppel- und Dreifachbindungen.

Schauen wir uns einige Beispiele an, um zu sehen, wie wir unsere Regeln verwenden können, um die Anzahl kovalenter chemischer Bindungen zu bestimmen, die ein Atom eingehen kann, wenn wir die Anzahl der Elektronen in der äußeren Hülle eines bestimmten Atoms und die Ladung seines Kerns kennen. Die Ladung des Kerns und die Anzahl der Elektronen in der Außenhülle werden experimentell bestimmt und in die Elementtabelle aufgenommen.

Berechnung der möglichen Anzahl kovalenter Bindungen

Zählen wir zum Beispiel die Anzahl der kovalenten Bindungen, die Natrium bilden können ( N / A), Aluminium (Al), Phosphor (P), und Chlor ( Cl). Natrium ( N / A) und Aluminium ( Al) haben jeweils 1 bzw. 3 Elektronen in der Außenschale und können gemäß der ersten Regel (für den Mechanismus der kovalenten Bindungsbildung wird ein Elektron in der Außenschale verwendet) bilden: Natrium (N / A)- 1 und Aluminium ( Al)- 3 kovalente Bindungen. Nach der Bindungsbildung nimmt die Anzahl der Elektronen in den äußeren Schalen von Natrium zu ( N / A) und Aluminium ( Al) gleich 2 bzw. 6; d. h. weniger als die maximale Anzahl (8) für diese Atome. Phosphor ( P) und Chlor ( Cl) haben 5 bzw. 7 Elektronen auf der Außenschale und könnten nach dem zweiten der oben genannten Gesetze 5 bzw. 7 kovalente Bindungen bilden. Gemäß dem vierten Hauptsatz, der Bildung einer kovalenten Bindung, erhöht sich die Anzahl der Elektronen auf der Außenschale dieser Atome um 1. Nach dem sechsten Hauptsatz erhöht sich bei der Bildung einer kovalenten Bindung die Anzahl der Elektronen auf der Außenschale der gebundenen Atome dürfen nicht mehr als 8 sein. Das heißt, Phosphor ( P) kann nur 3 Bindungen bilden (8-5 = 3), während Chlor ( Cl) kann nur eine bilden (8-7 = 1).

Beispiel: Basierend auf der Analyse haben wir herausgefunden, dass eine bestimmte Substanz aus Natriumatomen besteht (N / A) und Chlor ( Cl). Wenn wir die Gesetzmäßigkeiten des Mechanismus der Bildung kovalenter Bindungen kennen, können wir sagen, dass Natrium ( N / A) kann nur eine kovalente Bindung eingehen. Somit können wir davon ausgehen, dass jedes Natriumatom ( N / A) an das Chloratom gebunden ( Cl) durch eine kovalente Bindung in dieser Substanz, und dass diese Substanz aus Molekülen eines Atoms besteht NaCl. Die Strukturformel für dieses Molekül: Na-Cl. Hier bezeichnet der Bindestrich (-) eine kovalente Bindung. Die elektronische Formel dieses Moleküls lässt sich wie folgt darstellen:
. .
Na:Cl:
. .
Gemäß der elektronischen Formel befindet sich auf der äußeren Hülle des Natriumatoms ( N / A) V NaCl Es gibt 2 Elektronen und auf der äußeren Hülle des Chloratoms ( Cl) es gibt 8 Elektronen. In dieser Formel sind Elektronen (Punkte) zwischen Natriumatomen ( N / A) Und Chlor (Cl) sind Bindungselektronen. Da der PEI von Chlor ( Cl) ist gleich 13 eV und für Natrium (N / A) sie beträgt 5,14 eV, das bindende Elektronenpaar ist viel näher am Atom Cl als zu einem Atom N / A. Wenn die Ionisierungsenergien der Atome, aus denen das Molekül besteht, sehr unterschiedlich sind, wird die Bindung gebildet Polar- kovalente Bindung.

Betrachten wir einen anderen Fall. Basierend auf der Analyse haben wir herausgefunden, dass eine bestimmte Substanz aus Aluminiumatomen besteht ( Al) und Chloratome ( Cl). Aus Aluminium ( Al) in der Außenschale befinden sich 3 Elektronen; Somit kann es dabei 3 kovalente chemische Bindungen eingehen Chlor (Cl), wie im vorherigen Fall, kann nur 1 Bindung eingehen. Dieser Stoff wird dargestellt als AlCl3, und seine elektronische Formel kann wie folgt dargestellt werden:

Abbildung 3.1. Elektronische FormelAlCl 3

dessen Strukturformel lautet:
Cl - Al - Cl
Cl

Das zeigt diese elektronische Formel AlCl3 auf der äußeren Hülle von Chloratomen ( Cl) gibt es 8 Elektronen, während die äußere Hülle des Aluminiumatoms ( Al) es gibt 6 davon. Gemäß dem Mechanismus der Bildung einer kovalenten Bindung gelangen beide Bindungselektronen (eines von jedem Atom) zu den äußeren Schalen der gebundenen Atome.

Mehrere kovalente Bindungen

Atome, die mehr als ein Elektron in ihrer Außenhülle haben, können nicht nur eine, sondern mehrere kovalente Bindungen miteinander eingehen. Solche Verbindungen werden mehrfach (häufiger) genannt Vielfache) Verbindungen. Beispiele für solche Bindungen sind die Bindungen von Stickstoffmolekülen ( N= N) und Sauerstoff ( O=O).

Die Bindung, die entsteht, wenn einzelne Atome miteinander verbunden werden, nennt man homoatomare kovalente Bindung, z Sind die Atome unterschiedlich, spricht man von einer Bindung heteroatomare kovalente Bindung[Griechische Präfixe „Homo“ und „Hetero“ bedeuten jeweils „gleich“ und „verschieden“.

Stellen wir uns vor, wie ein Molekül mit gepaarten Atomen tatsächlich aussieht. Das einfachste Molekül mit gepaarten Atomen ist das Wasserstoffmolekül.

Kovalente Bindung(Atombindung, homöopolare Bindung) – eine chemische Bindung, die durch die Überlappung (Sozialisierung) paravalenter Elektronenwolken entsteht. Die elektronischen Wolken (Elektronen), die für die Kommunikation sorgen, werden genannt gemeinsames Elektronenpaar.

Die Richtung der Verbindung wird durch die molekulare Struktur des Stoffes und die geometrische Form seines Moleküls bestimmt. Die Winkel zwischen zwei Bindungen werden Bindungswinkel genannt.

Sättigbarkeit ist die Fähigkeit von Atomen, eine begrenzte Anzahl kovalenter Bindungen zu bilden. Die Anzahl der von einem Atom gebildeten Bindungen wird durch die Anzahl seiner äußeren Atomorbitale begrenzt.

Die Polarität der Bindung ist auf die ungleichmäßige Verteilung der Elektronendichte zurückzuführen, die auf Unterschiede in der Elektronegativität der Atome zurückzuführen ist. Auf dieser Grundlage werden kovalente Bindungen in unpolare und polare (unpolare) unterteilt – ein zweiatomiges Molekül besteht aus identischen Atomen (H 2, Cl 2, N 2) und die Elektronenwolken jedes Atoms sind relativ zu diesen Atomen symmetrisch verteilt ; polar – ein zweiatomiges Molekül besteht aus Atomen verschiedener chemischer Elemente, und die allgemeine Elektronenwolke verschiebt sich in Richtung eines der Atome, wodurch eine Asymmetrie in der Verteilung der elektrischen Ladung im Molekül entsteht und ein Dipolmoment des Moleküls entsteht.

Die Polarisierbarkeit einer Bindung drückt sich in der Verschiebung der Bindungselektronen unter dem Einfluss eines äußeren elektrischen Feldes aus, auch des eines anderen reagierenden Teilchens. Die Polarisierbarkeit wird durch die Elektronenmobilität bestimmt. Die Polarität und Polarisierbarkeit kovalenter Bindungen bestimmt die Reaktivität von Molekülen gegenüber polaren Reagenzien.

Bildungskommunikation

Eine kovalente Bindung wird durch ein Elektronenpaar gebildet, das von zwei Atomen gemeinsam genutzt wird. Diese Elektronen müssen zwei stabile Orbitale besetzen, eines von jedem Atom.

A + + B → A: B

Füllung der Atom- (an den Rändern) und Molekülorbitale (in der Mitte) im H 2 -Molekül mit Elektronen. Die vertikale Achse entspricht dem Energieniveau, Elektronen sind durch Pfeile dargestellt, die ihre Spins widerspiegeln.

Arten kovalenter Bindungen

Es gibt drei Arten kovalenter chemischer Bindungen, die sich im Bildungsmechanismus unterscheiden:

· Wenn die Atome, die eine einfache kovalente Bindung bilden, gleich sind, dann sind auch die wahren Ladungen der Atome im Molekül gleich, da die Atome, die die Bindung bilden, gleichermaßen ein gemeinsames Elektronenpaar besitzen. Diese Verbindung heißt unpolare kovalente Bindung. Einfache Stoffe haben eine solche Verbindung, zum Beispiel: O 2, N 2, Cl 2. Aber nicht nur Nichtmetalle derselben Art können eine kovalente unpolare Bindung eingehen. Nichtmetallische Elemente, deren Elektronegativität gleich wichtig ist, können auch eine kovalente unpolare Bindung eingehen, beispielsweise ist die Bindung im PH 3-Molekül kovalent unpolar, da der EO von Wasserstoff gleich dem EO von Phosphor ist.

· Wenn die Atome unterschiedlich sind, wird der Grad des Besitzes eines gemeinsamen Elektronenpaars durch den Unterschied in der Elektronegativität der Atome bestimmt. Ein Atom mit größerer Elektronegativität zieht ein Bindungselektronenpaar stärker zu sich selbst und seine wahre Ladung wird negativ. Ein Atom mit geringerer Elektronegativität erhält dementsprechend eine gleich große positive Ladung. Wenn eine Verbindung zwischen zwei verschiedenen Nichtmetallen entsteht, nennt man eine solche Verbindung kovalente polare Bindung.

2. Spender-Akzeptor-Bindung. Um diese Art von kovalenter Bindung zu bilden, werden beide Elektronen von einem der Atome bereitgestellt – Spender. Das zweite der an der Bindungsbildung beteiligten Atome wird aufgerufen Akzeptor. Im resultierenden Molekül nimmt die formale Ladung des Donors um eins zu und die formale Ladung des Akzeptors um eins ab.

3. Semipolare Verbindung. Sie kann als polare Donor-Akzeptor-Bindung betrachtet werden. Diese Art der kovalenten Bindung entsteht zwischen einem Atom mit einem freien Elektronenpaar (Stickstoff, Phosphor, Schwefel, Halogene usw.) und einem Atom mit zwei ungepaarten Elektronen (Sauerstoff, Schwefel). Die Bildung einer semipolaren Bindung erfolgt in zwei Schritten:

1. Übertragung eines Elektrons von einem Atom mit einem einzelnen Elektronenpaar auf ein Atom mit zwei ungepaarten Elektronen. Dadurch verwandelt sich ein Atom mit einem freien Elektronenpaar in ein Radikalkation (ein positiv geladenes Teilchen mit einem ungepaarten Elektron) und ein Atom mit zwei ungepaarten Elektronen in ein Radikalanion (ein negativ geladenes Teilchen mit einem ungepaarten Elektron). .

2. Gemeinsame Nutzung ungepaarter Elektronen (wie im Fall einer einfachen kovalenten Bindung).

Wenn eine semipolare Bindung gebildet wird, erhöht ein Atom mit einem freien Elektronenpaar seine formale Ladung um eins, und ein Atom mit zwei ungepaarten Elektronen verringert seine formale Ladung um eins.

σ-Bindung und π-Bindung

Sigma (σ)-, Pi (π)-Bindungen sind eine ungefähre Beschreibung der Arten kovalenter Bindungen in Molekülen verschiedener Verbindungen; die σ-Bindung zeichnet sich dadurch aus, dass die Dichte der Elektronenwolke entlang der Verbindungsachse maximal ist die Atomkerne. Bei der Bildung einer -Bindung kommt es zur sogenannten lateralen Überlappung von Elektronenwolken, und die Dichte der Elektronenwolke ist „oberhalb“ und „unter“ der σ-Bindungsebene maximal. Nehmen wir zum Beispiel Ethylen, Acetylen und Benzol.

Im Ethylenmolekül C 2 H 4 gibt es eine Doppelbindung CH 2 = CH 2, ihre elektronische Formel: H:C::C:H. Die Kerne aller Ethylenatome liegen in derselben Ebene. Die drei Elektronenwolken jedes Kohlenstoffatoms bilden drei kovalente Bindungen mit anderen Atomen in derselben Ebene (mit Winkeln zwischen ihnen von etwa 120°). Die Wolke des vierten Valenzelektrons des Kohlenstoffatoms befindet sich oberhalb und unterhalb der Molekülebene. Solche Elektronenwolken beider Kohlenstoffatome, die sich oberhalb und unterhalb der Molekülebene teilweise überlappen, bilden eine zweite Bindung zwischen den Kohlenstoffatomen. Die erste, stärkere kovalente Bindung zwischen Kohlenstoffatomen wird σ-Bindung genannt; die zweite, weniger starke kovalente Bindung wird -Bindung genannt.

In einem linearen Acetylenmolekül

N-S≡S-N (N: S::: S: N)

Es gibt σ-Bindungen zwischen Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen, eine σ-Bindung zwischen zwei Kohlenstoffatomen und zwei σ-Bindungen zwischen denselben Kohlenstoffatomen. Zwei -Bindungen liegen über dem Wirkungsbereich der σ-Bindung in zwei zueinander senkrechten Ebenen.

Alle sechs Kohlenstoffatome des cyclischen Benzolmoleküls C 6 H 6 liegen in derselben Ebene. Es gibt σ-Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen in der Ringebene; Jedes Kohlenstoffatom hat die gleichen Bindungen mit Wasserstoffatomen. Kohlenstoffatome verbrauchen drei Elektronen, um diese Bindungen herzustellen. Wolken aus vierten Valenzelektronen von Kohlenstoffatomen, die wie Achtfiguren geformt sind, befinden sich senkrecht zur Ebene des Benzolmoleküls. Jede dieser Wolken überlappt gleichermaßen mit den Elektronenwolken benachbarter Kohlenstoffatome. In einem Benzolmolekül werden nicht drei separate Bindungen gebildet, sondern ein einziges elektronisches System aus sechs Elektronen, das allen Kohlenstoffatomen gemeinsam ist. Die Bindungen zwischen den Kohlenstoffatomen im Benzolmolekül sind genau gleich.

Beispiele für Stoffe mit kovalenten Bindungen

Eine einfache kovalente Bindung verbindet Atome in den Molekülen einfacher Gase (H 2, Cl 2 usw.) und Verbindungen (H 2 O, NH 3, CH 4, CO 2, HCl usw.). Verbindungen mit einer Donor-Akzeptor-Bindung – Ammonium NH 4 +, Tetrafluorboratanion BF 4 – usw. Verbindungen mit einer semipolaren Bindung – Lachgas N 2 O, O – -PCl 3 +.

Kristalle mit kovalenten Bindungen sind Dielektrika oder Halbleiter. Typische Beispiele für Atomkristalle (Atome, die durch kovalente (atomare) Bindungen miteinander verbunden sind) sind Diamant, Germanium und Silizium.

Die einzige dem Menschen bekannte Substanz mit einem Beispiel für eine kovalente Bindung zwischen einem Metall und einem Kohlenstoff ist Cyanocobalamin, bekannt als Vitamin B12.

Ionenverbindung- eine sehr starke chemische Bindung zwischen Atomen mit einem großen Elektronegativitätsunterschied (> 1,5 auf der Pauling-Skala), bei der das gemeinsame Elektronenpaar vollständig auf ein Atom mit größerer Elektronegativität übertragen wird. Dies ist die Anziehung von Ionen als entgegengesetzt geladene Körper . Ein Beispiel ist die Verbindung CsF, bei der der „Ionizitätsgrad“ 97 % beträgt. Betrachten wir die Bildungsmethode am Beispiel von Natriumchlorid NaCl. Die elektronische Konfiguration von Natrium- und Chloratomen kann wie folgt dargestellt werden: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3ð5. Dies sind Atome mit unvollständigen Energieniveaus. Um sie zu vervollständigen, ist es für ein Natriumatom offensichtlich einfacher, ein Elektron abzugeben, als sieben zu gewinnen, und für ein Chloratom ist es einfacher, ein Elektron zu gewinnen, als sieben abzugeben. Bei einer chemischen Wechselwirkung gibt das Natriumatom ein Elektron vollständig ab und das Chloratom nimmt es auf. Schematisch lässt sich dies wie folgt schreiben: Na. - l e -> Na+ Natriumion, stabile Acht-Elektronen-1s2 2s2 2p6-Schale aufgrund des zweiten Energieniveaus. :Cl + 1е --> .Cl - Chlorion, stabile Acht-Elektronen-Hülle. Zwischen den Na+- und Cl--Ionen entstehen elektrostatische Anziehungskräfte, die zur Bildung einer Verbindung führen. Die Ionenbindung ist ein Extremfall der Polarisation einer polaren kovalenten Bindung. Gebildet zwischen einem typischen Metall und einem Nichtmetall. In diesem Fall werden die Elektronen vom Metall vollständig auf das Nichtmetall übertragen. Es entstehen Ionen.

Kommt es zu einer chemischen Bindung zwischen Atomen, die einen sehr großen Unterschied in der Elektronegativität aufweisen (EO > 1,7 nach Pauling), dann wird das gemeinsame Elektronenpaar vollständig auf das Atom mit einem höheren EO übertragen. Das Ergebnis ist die Bildung einer Verbindung entgegengesetzt geladener Ionen:

Zwischen den entstehenden Ionen entsteht eine elektrostatische Anziehung, die als Ionenbindung bezeichnet wird. Oder besser gesagt, dieser Look ist praktisch. Tatsächlich wird die ionische Bindung zwischen Atomen in ihrer reinen Form nirgends oder fast nirgends realisiert; normalerweise ist die Bindung tatsächlich teilweise ionischer und teilweise kovalenter Natur. Gleichzeitig kann die Bindung komplexer Molekülionen oft als rein ionisch betrachtet werden. Die wichtigsten Unterschiede zwischen Ionenbindungen und anderen Arten chemischer Bindungen sind Richtungslosigkeit und Nichtsättigung. Aus diesem Grund neigen Kristalle, die durch Ionenbindungen entstehen, zu verschiedenen dichten Packungen der entsprechenden Ionen.

Eigenschaften Solche Verbindungen sind in polaren Lösungsmitteln (Wasser, Säuren usw.) gut löslich. Dies geschieht aufgrund der geladenen Teile des Moleküls. In diesem Fall werden die Dipole des Lösungsmittels von den geladenen Enden des Moleküls angezogen und „reißen“ aufgrund der Brownschen Bewegung das Molekül der Substanz in Stücke und umgeben sie, sodass sie sich nicht wieder verbinden können. Das Ergebnis sind Ionen, die von Lösungsmitteldipolen umgeben sind.

Beim Auflösen solcher Verbindungen wird üblicherweise Energie freigesetzt, da die Gesamtenergie der gebildeten Lösungsmittel-Ionen-Bindungen größer ist als die Energie der Anion-Kation-Bindung. Ausnahmen bilden viele Salze der Salpetersäure (Nitrate), die beim Auflösen Wärme absorbieren (Lösungen kühlen ab). Letzterer Sachverhalt wird anhand der Gesetze erklärt, die in der physikalischen Chemie berücksichtigt werden.

Es kommt äußerst selten vor, dass chemische Substanzen aus einzelnen, voneinander unabhängigen Atomen chemischer Elemente bestehen. Unter normalen Bedingungen haben nur wenige Edelgase diese Struktur: Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon und Radon. Chemische Substanzen bestehen meist nicht aus isolierten Atomen, sondern aus deren Kombinationen zu verschiedenen Gruppen. Solche Atomverbände können wenige, Hunderte, Tausende oder sogar mehr Atome umfassen. Die Kraft, die diese Atome in solchen Gruppen hält, heißt chemische Bindung.

Mit anderen Worten können wir sagen, dass eine chemische Bindung eine Wechselwirkung ist, die die Verbindung einzelner Atome zu komplexeren Strukturen (Moleküle, Ionen, Radikale, Kristalle usw.) ermöglicht.

Der Grund für die Bildung einer chemischen Bindung liegt darin, dass die Energie komplexerer Strukturen geringer ist als die Gesamtenergie der einzelnen Atome, die sie bilden.

Wenn also insbesondere durch die Wechselwirkung der Atome X und Y ein Molekül XY entsteht, bedeutet dies, dass die innere Energie der Moleküle dieses Stoffes geringer ist als die innere Energie der einzelnen Atome, aus denen er gebildet wurde:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Aus diesem Grund wird bei der Bildung chemischer Bindungen zwischen einzelnen Atomen Energie freigesetzt.

Elektronen der äußeren Elektronenschicht mit der niedrigsten Bindungsenergie zum Kern, genannt Wertigkeit. Im Bor sind dies beispielsweise Elektronen des 2. Energieniveaus – 2 Elektronen pro 2 S- Orbitale und 1 mal 2 P-Orbitale:

Bei der Bildung einer chemischen Bindung neigt jedes Atom dazu, die elektronische Konfiguration von Edelgasatomen anzunehmen, d. h. so dass sich in seiner äußeren Elektronenschicht 8 Elektronen befinden (2 für Elemente der ersten Periode). Dieses Phänomen wird Oktettregel genannt.

Es ist für Atome möglich, die Elektronenkonfiguration eines Edelgases zu erreichen, wenn zunächst einzelne Atome einen Teil ihrer Valenzelektronen mit anderen Atomen teilen. Dabei entstehen gemeinsame Elektronenpaare.

Abhängig vom Grad der Elektronenteilung können kovalente, ionische und metallische Bindungen unterschieden werden.

Kovalente Bindung

Kovalente Bindungen treten am häufigsten zwischen Atomen nichtmetallischer Elemente auf. Wenn die Nichtmetallatome, die eine kovalente Bindung bilden, zu verschiedenen chemischen Elementen gehören, wird eine solche Bindung als polare kovalente Bindung bezeichnet. Der Grund für diesen Namen liegt darin, dass Atome verschiedener Elemente auch unterschiedliche Fähigkeiten haben, ein gemeinsames Elektronenpaar anzuziehen. Offensichtlich führt dies zu einer Verschiebung des gemeinsamen Elektronenpaares in Richtung eines der Atome, wodurch sich auf diesem eine teilweise negative Ladung bildet. Auf dem anderen Atom wird wiederum eine teilweise positive Ladung gebildet. Beispielsweise wird in einem Chlorwasserstoffmolekül das Elektronenpaar vom Wasserstoffatom zum Chloratom verschoben:

Beispiele für Stoffe mit polaren kovalenten Bindungen:

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 usw.

Zwischen Nichtmetallatomen desselben chemischen Elements wird eine kovalente unpolare Bindung gebildet. Da die Atome identisch sind, ist auch ihre Fähigkeit, gemeinsame Elektronen anzuziehen, gleich. Dabei wird keine Verschiebung des Elektronenpaares beobachtet:

Der obige Mechanismus zur Bildung einer kovalenten Bindung, bei dem beide Atome Elektronen bereitstellen, um gemeinsame Elektronenpaare zu bilden, wird als Austausch bezeichnet.

Es gibt auch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus.

Wenn durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus eine kovalente Bindung gebildet wird, entsteht aufgrund des gefüllten Orbitals eines Atoms (mit zwei Elektronen) und des leeren Orbitals eines anderen Atoms ein gemeinsames Elektronenpaar. Ein Atom, das ein freies Elektronenpaar bereitstellt, wird Donor genannt, und ein Atom mit einem freien Orbital wird Akzeptor genannt. Atome mit gepaarten Elektronen, zum Beispiel N, O, P, S, fungieren als Donoren von Elektronenpaaren.

Beispielsweise wird nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus die vierte kovalente N-H-Bindung im Ammoniumkation NH 4 + gebildet:

Neben der Polarität zeichnen sich kovalente Bindungen auch durch ihre Energie aus. Die Bindungsenergie ist die Mindestenergie, die erforderlich ist, um eine Bindung zwischen Atomen aufzubrechen.

Die Bindungsenergie nimmt mit zunehmenden Radien gebundener Atome ab. Da wir wissen, dass die Atomradien in den Untergruppen zunehmen, können wir beispielsweise schlussfolgern, dass die Stärke der Halogen-Wasserstoff-Bindung in der Reihe zunimmt:

HALLO< HBr < HCl < HF

Außerdem hängt die Bindungsenergie von ihrer Multiplizität ab – je größer die Bindungsmultiplizität, desto größer ihre Energie. Die Bindungsmultiplizität bezieht sich auf die Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare zwischen zwei Atomen.

Ionenverbindung

Eine ionische Bindung kann als Extremfall einer polaren kovalenten Bindung betrachtet werden. Wenn bei einer kovalent-polaren Bindung das gemeinsame Elektronenpaar teilweise zu einem der Atompaare verschoben wird, wird es bei einer Ionenbindung fast vollständig an eines der Atome „gegeben“. Das Atom, das Elektronen abgibt, erhält eine positive Ladung und wird Kation, und das Atom, das ihm Elektronen entzogen hat, erhält eine negative Ladung und wird Anion.

Eine Ionenbindung ist also eine Bindung, die durch die elektrostatische Anziehung von Kationen an Anionen entsteht.

Die Bildung dieser Art von Bindung ist typisch für die Wechselwirkung von Atomen typischer Metalle und typischer Nichtmetalle.

Zum Beispiel Kaliumfluorid. Das Kaliumkation entsteht durch die Entfernung eines Elektrons von einem neutralen Atom und das Fluorion entsteht durch die Addition eines Elektrons an das Fluoratom:

Zwischen den entstehenden Ionen entsteht eine elektrostatische Anziehungskraft, die zur Bildung einer ionischen Verbindung führt.

Bei der Bildung einer chemischen Bindung gingen Elektronen vom Natriumatom auf das Chloratom über und es bildeten sich entgegengesetzt geladene Ionen, die ein vollständiges äußeres Energieniveau aufweisen.

Es wurde festgestellt, dass Elektronen vom Metallatom nicht vollständig gelöst werden, sondern nur wie bei einer kovalenten Bindung in Richtung des Chloratoms verschoben werden.

Die meisten binären Verbindungen, die Metallatome enthalten, sind ionisch. Zum Beispiel Oxide, Halogenide, Sulfide, Nitride.

Ionenbindungen treten auch zwischen einfachen Kationen und einfachen Anionen (F −, Cl −, S 2-) sowie zwischen einfachen Kationen und komplexen Anionen (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −) auf. Daher umfassen ionische Verbindungen Salze und Basen (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH)

Metallverbindung

Diese Art der Bindung entsteht bei Metallen.

Atome aller Metalle haben in ihrer äußeren Elektronenschicht Elektronen, die eine niedrige Bindungsenergie zum Atomkern haben. Bei den meisten Metallen ist der Verlust äußerer Elektronen energetisch günstig.

Aufgrund einer so schwachen Wechselwirkung mit dem Kern sind diese Elektronen in Metallen sehr mobil und in jedem Metallkristall läuft kontinuierlich der folgende Prozess ab:

М 0 — ne − = M n + ,

wobei M 0 ein neutrales Metallatom und M n + ein Kation desselben Metalls ist. Die folgende Abbildung veranschaulicht die ablaufenden Prozesse.

Das heißt, Elektronen „rasen“ über einen Metallkristall, lösen sich von einem Metallatom, bilden daraus ein Kation, verbinden sich mit einem anderen Kation und bilden ein neutrales Atom. Dieses Phänomen wurde „Elektronenwind“ genannt, und die Ansammlung freier Elektronen in einem Kristall eines Nichtmetallatoms wurde „Elektronengas“ genannt. Diese Art der Wechselwirkung zwischen Metallatomen wird Metallbindung genannt.

Wasserstoffverbindung

Wenn ein Wasserstoffatom in einer Substanz an ein Element mit hoher Elektronegativität (Stickstoff, Sauerstoff oder Fluor) gebunden ist, ist diese Substanz durch ein Phänomen gekennzeichnet, das als Wasserstoffbrückenbindung bezeichnet wird.

Da ein Wasserstoffatom an ein elektronegatives Atom gebunden ist, entsteht am Wasserstoffatom eine teilweise positive Ladung und am Atom des elektronegativen Elements eine teilweise negative Ladung. In diesem Zusammenhang wird eine elektrostatische Anziehung zwischen einem teilweise positiv geladenen Wasserstoffatom eines Moleküls und einem elektronegativen Atom eines anderen Moleküls möglich. Beispielsweise wird bei Wassermolekülen eine Wasserstoffbrückenbindung beobachtet:

Es ist die Wasserstoffbrücke, die den ungewöhnlich hohen Schmelzpunkt von Wasser erklärt. Starke Wasserstoffbrückenbindungen werden neben Wasser auch in Stoffen wie Fluorwasserstoff, Ammoniak, sauerstoffhaltigen Säuren, Phenolen, Alkoholen und Aminen gebildet.

Chemische Elementarteilchen neigen dazu, sich durch die Bildung besonderer Beziehungen miteinander zu verbinden. Sie sind polar und unpolar. Jeder von ihnen hat einen spezifischen Entstehungsmechanismus und spezifische Entstehungsbedingungen.

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Was ist das

Eine kovalente Bindung ist eine Bildung, die stattfindet für Elemente mit nichtmetallischen Eigenschaften. Das Vorhandensein des Präfixes „ko“ weist auf die gemeinsame Beteiligung von Atomelektronen verschiedener Elemente hin.

Der Begriff „Valenz“ bedeutet das Vorhandensein einer bestimmten Stärke. Die Entstehung einer solchen Beziehung erfolgt durch die Vergesellschaftung von Atomelektronen, die kein „Paar“ haben.

Diese chemischen Bindungen entstehen durch das Auftreten eines „Sparschweins“ von Elektronen, das beiden wechselwirkenden Teilchen gemeinsam ist. Das Auftreten von Elektronenpaaren ist auf die Überlappung der Elektronenorbitale zurückzuführen. Solche Wechselwirkungen treten zwischen Elektronenwolken auf beide Elemente.

Wichtig! Eine kovalente Bindung entsteht, wenn sich ein Orbitalpaar verbindet.

Stoffe mit beschriebene Struktur Sind:

zahlreiche Gase;
Alkohole;
Kohlenhydrate;
Proteine;
organische Säuren.

Eine kovalente chemische Bindung entsteht durch die Bildung sozialer Elektronenpaare in einfachen Substanzen oder komplexen Verbindungen. Es passiert polar und unpolar.

Wie lässt sich die Natur einer chemischen Bindung bestimmen? Dazu müssen Sie einen Blick darauf werfen atomare Komponente von Teilchen, in der Formel vorhanden.

Chemische Bindungen der beschriebenen Art entstehen nur zwischen Elementen, bei denen nichtmetallische Eigenschaften vorherrschen.

Enthält eine Verbindung Atome gleicher oder verschiedener Nichtmetalle, so sind die Beziehungen, die zwischen ihnen entstehen, „kovalent“.

Wenn in einer Verbindung ein Metall und ein Nichtmetall gleichzeitig vorhanden sind, spricht man von einer Beziehung.

Struktur mit „Polen“

Eine kovalente polare Bindung verbindet Atome von Nichtmetallen unterschiedlicher Natur miteinander. Dies können Atome sein:

Phosphor und;
Chlor und;
Ammoniak.

Für diese Stoffe gibt es eine andere Definition. Dies deutet darauf hin, dass diese „Kette“ zwischen Nichtmetallen gebildet wird mit unterschiedlichen Elektronegativitätsindizes. In beiden Fällen wird die Vielfalt der chemischen Elemente-Atome, bei denen diese Beziehung entstand, „betont“.

Die Formel einer Substanz mit einer polaren kovalenten Bindung lautet:

NEIN und viele andere.

Die vorgestellten Verbindungen können unter normalen Bedingungen auftreten flüssig oder gasförmig Aggregatzustände. Die Lewis-Formel hilft, den Mechanismus der Bindung von Atomkernen genauer zu verstehen.

Wie es erscheint

Der Mechanismus der Bildung einer kovalenten Bindung für Atomteilchen mit unterschiedlichen Elektronegativitätswerten beruht auf der Bildung der Gesamtdichte der elektronischen Natur.

Normalerweise verschiebt es sich zu dem Element mit der höchsten Elektronegativität. Sie kann anhand einer speziellen Tabelle ermittelt werden.

Durch die Verschiebung des gemeinsamen „Elektronenpaares“ zu einem Element mit einem höheren Elektronegativitätswert bildet sich teilweise eine negative Ladung darauf.

Dementsprechend erhält das andere Element eine teilweise positive Ladung. Folglich Es entsteht eine Verbindung mit zwei unterschiedlich geladenen Polen.

Bei der Bildung einer polaren Beziehung wird häufig ein Akzeptormechanismus oder ein Donor-Akzeptor-Mechanismus verwendet. Ein Beispiel für eine durch diesen Mechanismus gebildete Substanz ist das Ammoniakmolekül. Darin ist Stickstoff mit einem freien Orbital und Wasserstoff mit einem freien Elektron ausgestattet. Das sich bildende gemeinsame Elektronenpaar besetzt ein bestimmtes Stickstofforbital, wodurch ein Element zum Donor und das andere zum Akzeptor wird.

Mechanismus beschrieben kovalente Bindungsbildung, als Wechselwirkungstyp, ist nicht für alle Verbindungen mit polarer Bindung typisch. Beispiele hierfür sind Stoffe organischen sowie anorganischen Ursprungs.

Über unpolare Struktur

Eine kovalente unpolare Bindung verbindet Elemente mit nichtmetallischen Eigenschaften gleiche Elektronegativitätswerte. Mit anderen Worten: Stoffe mit kovalenten unpolaren Bindungen sind Verbindungen, die aus unterschiedlichen Mengen identischer Nichtmetalle bestehen.

Formel einer Substanz mit kovalenter unpolarer Bindung:

Beispiele für Verbindungen, die in diese Kategorie fallen, sind: Stoffe einfacher Struktur. An der Bildung dieser Art von Wechselwirkung sind, wie auch bei anderen nichtmetallischen Wechselwirkungen, „äußerste“ Elektronen beteiligt.

In mancher Literatur werden sie Valenz genannt. Mit bezieht sich auf die Anzahl der Elektronen, die zur Vervollständigung der Außenhülle erforderlich sind. Ein Atom kann negativ geladene Teilchen abgeben oder empfangen.

Die beschriebene Beziehung gehört zur Kategorie der Zweielektronen- oder Zweizentrenketten. In diesem Fall ein Elektronenpaar nimmt eine allgemeine Stellung ein zwischen zwei Orbitalen von Elementen. In Strukturformeln wird ein Elektronenpaar als horizontaler Balken oder „-“ geschrieben. Jede Zeile zeigt die Anzahl der gemeinsamen Elektronenpaare im Molekül.

Um Substanzen mit dieser Art von Beziehung zu brechen, ist es notwendig, die maximale Menge an Energie aufzuwenden, daher gehören diese Substanzen zu den stärksten auf der Stärkeskala.

Aufmerksamkeit! Zu dieser Kategorie gehört Diamant – eine der stärksten Verbindungen in der Natur.

Wie es erscheint

Nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus sind unpolare Bindungen praktisch nicht verbunden. Eine kovalente unpolare Bindung ist eine Struktur, die durch die gemeinsame Nutzung von Elektronenpaaren entsteht. Diese Paare gehören gleichermaßen zu beiden Atomen. Mehrfachverlinkung durch Lewis-Formel Gibt genauer eine Vorstellung vom Mechanismus der Verbindung von Atomen in einem Molekül.

Die Ähnlichkeit zwischen kovalenten polaren und unpolaren Bindungen besteht im Auftreten einer gemeinsamen Elektronendichte. Nur im zweiten Fall gehören die resultierenden Elektronen-„Sparschweine“ gleichermaßen beiden Atomen und nehmen eine zentrale Position ein. Dadurch entstehen keine partiellen positiven und negativen Ladungen, was bedeutet, dass die resultierenden „Ketten“ unpolar sind.

Wichtig! Durch die unpolare Bindung entsteht ein gemeinsames Elektronenpaar, wodurch die letzte Elektronenebene des Atoms vervollständigt wird.

Eigenschaften von Stoffen mit den beschriebenen Strukturen Unterscheiden sich erheblichüber die Eigenschaften von Stoffen mit metallischen oder ionischen Wechselwirkungen.

Was ist eine polare kovalente Bindung?

Welche Arten chemischer Bindungen gibt es?