Der Begriff der chemischen Bindung ist in verschiedenen Bereichen der Chemie als Wissenschaft von nicht geringer Bedeutung. Denn mit ihrer Hilfe können sich einzelne Atome zu Molekülen verbinden und dabei alle möglichen Substanzen bilden, die wiederum Gegenstand der chemischen Forschung sind.
Die Vielf alt der Atome und Moleküle ist mit der Entstehung verschiedener Arten von Bindungen zwischen ihnen verbunden. Unterschiedliche Klassen von Molekülen zeichnen sich durch ihre eigenen Merkmale der Elektronenverteilung und damit durch ihre eigenen Arten von Bindungen aus.
Grundlegende Konzepte
Eine chemische Bindung ist eine Reihe von Wechselwirkungen, die zur Bindung von Atomen führen, um stabile Teilchen mit komplexerer Struktur (Moleküle, Ionen, Radikale) sowie Aggregate (Kristalle, Gläser usw.) zu bilden. Die Art dieser Wechselwirkungen ist elektrischer Natur und sie entstehen während der Verteilung von Valenzelektronen in sich nähernden Atomen.
Valenz wird üblicherweise als die Fähigkeit eines Atoms bezeichnet, eine bestimmte Anzahl von Bindungen mit anderen Atomen einzugehen. Bei ionischen Verbindungen wird die Zahl der gegebenen oder gebundenen Elektronen als Wertigkeitswert genommen. BEIMbei kovalenten Verbindungen ist sie gleich der Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare.
Unter der Oxidationsstufe versteht man die bedingte Ladung, die ein Atom haben könnte, wenn alle polaren kovalenten Bindungen ionisch wären.
Die Bindungsmultiplizität ist die Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare zwischen den betrachteten Atomen.
Die in verschiedenen Zweigen der Chemie betrachteten Bindungen können in zwei Arten von chemischen Bindungen unterteilt werden: solche, die zur Bildung neuer Substanzen führen (intramolekular) und solche, die zwischen Molekülen entstehen (intermolekular).
Grundlegende Kommunikationseigenschaften
Die Bindungsenergie ist die Energie, die benötigt wird, um alle bestehenden Bindungen in einem Molekül aufzubrechen. Es ist auch die Energie, die während der Bindungsbildung freigesetzt wird.
Die Bindungslänge ist der Abstand zwischen benachbarten Atomkernen in einem Molekül, bei dem Anziehungs- und Abstoßungskräfte ausgeglichen sind.
Diese beiden Eigenschaften der chemischen Bindung von Atomen sind ein Maß für ihre Stärke: Je kürzer die Länge und je größer die Energie, desto stärker die Bindung.
Als Bindungswinkel bezeichnet man üblicherweise den Winkel zwischen den dargestellten Linien, die in Bindungsrichtung durch die Atomkerne verlaufen.
Methoden zur Beschreibung von Links
Die zwei häufigsten Ansätze zur Erklärung der chemischen Bindung, entlehnt aus der Quantenmechanik:
Methode der Molekülorbitale. Er betrachtet ein Molekül als eine Ansammlung von Elektronen und Atomkernen, wobei sich jedes einzelne Elektron im Wirkungsfeld aller anderen Elektronen und Atomkerne bewegt. Das Molekül hat eine Orbitalstruktur, und alle seine Elektronen sind entlang dieser Orbits verteilt. Diese Methode wird auch MO LCAO genannt, was für "Molekülorbital - eine lineare Kombination von Atomorbitalen" steht.
Methode der Valenzbindungen. Stellt ein Molekül als ein System aus zwei zentralen Molekülorbitalen dar. Darüber hinaus entspricht jeder von ihnen einer Bindung zwischen zwei benachbarten Atomen im Molekül. Die Methode basiert auf den folgenden Bestimmungen:
- Die Bildung einer chemischen Bindung erfolgt durch ein Elektronenpaar mit entgegengesetztem Spin, das sich zwischen den beiden betrachteten Atomen befindet. Das gebildete Elektronenpaar gehört zu gleichen Teilen zu zwei Atomen.
- Die Anzahl der von dem einen oder anderen Atom gebildeten Bindungen ist gleich der Anzahl der ungepaarten Elektronen im Grund- und angeregten Zustand.
- Beteiligen sich Elektronenpaare nicht an der Bindungsbildung, so nennt man sie freie Elektronenpaare.
Elektronegativität
Es ist möglich, die Art der chemischen Bindung in Substanzen anhand der Differenz der Elektronegativitätswerte ihrer konstituierenden Atome zu bestimmen. Unter Elektronegativität versteht man die Fähigkeit von Atomen, gemeinsame Elektronenpaare (Elektronenwolke) anzuziehen, was zu einer Bindungspolarisation führt.
Es gibt verschiedene Möglichkeiten, die Werte der Elektronegativität chemischer Elemente zu bestimmen. Am gebräuchlichsten ist jedoch die auf thermodynamischen Daten basierende Skala, die bereits 1932 von L. Pauling vorgeschlagen wurde.
Je größer der Unterschied in der Elektronegativität der Atome ist, desto ausgeprägter ist ihre Ionizität. Im Gegensatz dazu weisen gleiche oder nahe Elektronegativitätswerte auf die kovalente Natur der Bindung hin. Mit anderen Worten, es ist möglich, mathematisch zu bestimmen, welche chemische Bindung in einem bestimmten Molekül beobachtet wird. Dazu müssen Sie ΔX berechnen - die Differenz der Elektronegativität von Atomen nach der Formel: ΔX=|X 1 -X 2 |.
- Wenn ΔХ>1, 7, dann ist die Bindung ionisch.
- Wenn 0,5≦ΔХ≦1,7, dann ist die kovalente Bindung polar.
- Ist ΔХ=0 oder nahe daran, dann ist die Bindung kovalent unpolar.
Ionenbindung
Ionic ist eine solche Bindung, die zwischen Ionen oder aufgrund des vollständigen Entzugs eines gemeinsamen Elektronenpaars durch eines der Atome auftritt. Bei Substanzen erfolgt diese Art der chemischen Bindung durch elektrostatische Anziehungskräfte.
Ionen sind geladene Teilchen, die aus Atomen entstehen, wenn Elektronen gewinnen oder verlieren. Wenn ein Atom Elektronen aufnimmt, erhält es eine negative Ladung und wird zu einem Anion. Wenn ein Atom Valenzelektronen abgibt, wird es zu einem positiv geladenen Teilchen, das Kation genannt wird.
Es ist charakteristisch für Verbindungen, die durch die Wechselwirkung von Atomen typischer Metalle mit Atomen typischer Nichtmetalle gebildet werden. Die Hauptsache bei diesem Prozess ist das Streben von Atomen, stabile elektronische Konfigurationen anzunehmen. Und dafür müssen typische Metalle und Nichtmetalle nur 1-2 Elektronen abgeben oder aufnehmen,was sie mit Leichtigkeit tun.
Der Mechanismus der Bildung einer ionischen chemischen Bindung in einem Molekül wird traditionell am Beispiel der Wechselwirkung von Natrium und Chlor betrachtet. Alkalimetallatome geben leicht ein Elektron ab, das von einem Halogenatom angezogen wird. Das Ergebnis ist das Kation Na+ und das Anion Cl-, die durch elektrostatische Anziehung zusammengeh alten werden.
Es gibt keine ideale Ionenbindung. Auch in solchen Verbindungen, die oft als ionisch bezeichnet werden, findet der endgültige Elektronentransfer von Atom zu Atom nicht statt. Das gebildete Elektronenpaar wird weiterhin allgemein verwendet. Daher sprechen sie vom Grad der Ionizität einer kovalenten Bindung.
Ionenbindung ist durch zwei Haupteigenschaften gekennzeichnet, die miteinander in Beziehung stehen:
- ungerichtet, d.h. das elektrische Feld um das Ion hat die Form einer Kugel;
- Die Ungesättigtheit, d.h. die Anzahl der entgegengesetzt geladenen Ionen, die um ein beliebiges Ion angeordnet werden können, wird durch deren Größe bestimmt.
Kovalente chemische Bindung
Die Bindung, die entsteht, wenn sich die Elektronenwolken von Nichtmetallatomen überlagern, also durch ein gemeinsames Elektronenpaar ausgeführt wird, wird als kovalente Bindung bezeichnet. Die Anzahl der gemeinsamen Elektronenpaare bestimmt die Multiplizität der Bindung. So sind Wasserstoffatome durch eine einfache H··H-Bindung verknüpft und Sauerstoffatome bilden eine Doppelbindung O::O.
Es gibt zwei Mechanismen für seine Bildung:
- Exchange - jedes Atom repräsentiert ein Elektron für die Bildung eines gemeinsamen Paares: A +B=A: B, wobei die Verbindung externe Atomorbitale sind, auf denen sich ein Elektron befindet.
- Donor-Akzeptor - um eine Bindung zu bilden, liefert eines der Atome (Donor) ein Elektronenpaar und das zweite (Akzeptor) - ein freies Orbital für seine Platzierung: A +:B=A:B.
Die Überlagerung von Elektronenwolken bei der Bildung einer kovalenten chemischen Bindung ist ebenfalls unterschiedlich.
- Direkt. Der Wolkenüberlappungsbereich liegt auf einer geraden gedachten Linie, die die Kerne der betrachteten Atome verbindet. In diesem Fall werden σ-Bindungen gebildet. Die Art der chemischen Bindung, die in diesem Fall auftritt, hängt von der Art der sich überlagernden Elektronenwolken ab: s-s-, s-p-, p-p-, s-d- oder p-d-σ-Bindungen. In einem Teilchen (Molekül oder Ion) kann zwischen zwei benachbarten Atomen nur eine σ-Bindung auftreten.
- Seite. Es wird auf beiden Seiten der Linie durchgeführt, die die Atomkerne verbindet. So entsteht eine π-Bindung, und auch ihre Varianten sind möglich: p-p, p-d, d-d. Unabhängig von der σ-Bindung wird die π-Bindung nie gebildet, sie kann in Molekülen vorkommen, die Mehrfach- (Doppel- und Dreifach-) Bindungen enth alten.
Kovalente Bindungseigenschaften
Sie bestimmen die chemischen und physikalischen Eigenschaften von Verbindungen. Die Haupteigenschaften jeder chemischen Bindung in Substanzen sind Richtung, Polarität und Polarisierbarkeit sowie Sättigung.
Die Ausrichtung der Bindung bestimmt die Eigenschaften des Molekülsdie Struktur von Substanzen und die geometrische Form ihrer Moleküle. Ihre Essenz liegt darin, dass bei einer bestimmten Orientierung im Raum die beste Überlappung von Elektronenwolken möglich ist. Die Möglichkeiten zur Knüpfung von σ- und π-Bindungen wurden bereits oben betrachtet.
Unter Sättigung versteht man die Fähigkeit von Atomen, in einem Molekül eine bestimmte Anzahl chemischer Bindungen einzugehen. Die Zahl der kovalenten Bindungen für jedes Atom ist durch die Zahl der äußeren Orbitale begrenzt.
Die Polarität der Bindung hängt von der Differenz der Elektronegativitätswerte der Atome ab. Es bestimmt die Gleichmäßigkeit der Verteilung von Elektronen zwischen den Atomkernen. Eine kovalente Bindung auf dieser Basis kann polar oder unpolar sein.
- Wenn das gemeinsame Elektronenpaar allen Atomen gleichermaßen gehört und sich in gleichem Abstand von deren Kernen befindet, dann ist die kovalente Bindung unpolar.
- Wenn das gemeinsame Elektronenpaar zum Kern eines der Atome verschoben wird, entsteht eine kovalente polare chemische Bindung.
Polarisierbarkeit wird durch die Verschiebung von Bindungselektronen unter Einwirkung eines externen elektrischen Feldes ausgedrückt, das zu einem anderen Teilchen, benachbarten Bindungen im selben Molekül gehören oder von externen Quellen elektromagnetischer Felder stammen kann. Eine kovalente Bindung kann also unter ihrem Einfluss ihre Polarität ändern.
Unter der Hybridisierung von Orbitalen versteht man die Veränderung ihrer Formen bei der Umsetzung einer chemischen Bindung. Dies ist notwendig, um die effektivste Überlappung zu erreichen. Es gibt folgende Arten der Hybridisierung:
- sp3. Ein s- und drei p-Orbitale bilden vier"hybride" Orbitale der gleichen Form. Äußerlich ähnelt es einem Tetraeder mit einem Winkel zwischen den Achsen von 109 °.
- sp2. Ein s- und zwei p-Orbitale bilden ein flaches Dreieck mit einem Winkel zwischen den Achsen von 120°.
- sp. Ein s- und ein p-Orbital bilden zwei „hybride“Orbitale mit einem Winkel zwischen ihren Achsen von 180°.
Metallbindung
Ein Merkmal der Struktur von Metallatomen ist ein ziemlich großer Radius und das Vorhandensein einer kleinen Anzahl von Elektronen in äußeren Orbitalen. Infolgedessen ist bei solchen chemischen Elementen die Bindung zwischen dem Kern und den Valenzelektronen relativ schwach und kann leicht gebrochen werden.
Metallbindung ist eine solche Wechselwirkung zwischen Metallatomen-Ionen, die mit Hilfe von delokalisierten Elektronen durchgeführt wird.
In Metallpartikeln können Valenzelektronen leicht äußere Orbitale verlassen und freie Plätze auf ihnen besetzen. Somit kann dasselbe Teilchen zu unterschiedlichen Zeiten ein Atom und ein Ion sein. Die ihnen abgerissenen Elektronen bewegen sich frei durch das gesamte Volumen des Kristallgitters und gehen eine chemische Bindung ein.
Dieser Bindungstyp hat Ähnlichkeiten mit ionischen und kovalenten. Neben ionischen sind Ionen für das Bestehen einer metallischen Bindung notwendig. Aber wenn für die Umsetzung der elektrostatischen Wechselwirkung im ersten Fall Kationen und Anionen benötigt werden, dann spielen im zweiten Fall Elektronen die Rolle negativ geladener Teilchen. Wenn wir eine metallische Bindung mit einer kovalenten Bindung vergleichen, dann erfordert die Bildung beider gemeinsame Elektronen. Allerdings hineinanders als eine polare chemische Bindung sind sie nicht zwischen zwei Atomen lokalisiert, sondern gehören zu allen Metallteilchen im Kristallgitter.
Metallische Bindungen sind für die besonderen Eigenschaften fast aller Metalle verantwortlich:
- Plastizität, vorhanden aufgrund der Möglichkeit der Verschiebung von Atomschichten im Kristallgitter, die durch Elektronengas geh alten werden;
- metallischer Glanz, der aufgrund der Reflexion von Lichtstrahlen von Elektronen beobachtet wird (im Pulverzustand gibt es kein Kristallgitter und daher bewegen sich Elektronen daran entlang);
- elektrische Leitfähigkeit, die durch einen Strom geladener Teilchen bewirkt wird, und in diesem Fall bewegen sich kleine Elektronen frei zwischen großen Metallionen;
- Wärmeleitfähigkeit, beobachtet aufgrund der Fähigkeit von Elektronen, Wärme zu übertragen.
Wasserstoffbrückenbindung
Diese Art von chemischer Bindung wird manchmal als Zwischenstufe zwischen kovalenter und intermolekularer Wechselwirkung bezeichnet. Wenn ein Wasserstoffatom eine Bindung mit einem der stark elektronegativen Elemente hat (z. B. Phosphor, Sauerstoff, Chlor, Stickstoff), dann ist es in der Lage, eine zusätzliche Bindung einzugehen, die Wasserstoff genannt wird.
Es ist viel schwächer als alle oben betrachteten Arten von Bindungen (Energie beträgt nicht mehr als 40 kJ/mol), aber es kann nicht vernachlässigt werden. Deshalb sieht die chemische Wasserstoffbindung im Diagramm wie eine gepunktete Linie aus.
Das Auftreten einer Wasserstoffbrücke ist aufgrund der gleichzeitigen elektrostatischen Donor-Akzeptor-Wechselwirkung möglich. Große Unterschiede in den WertenElektronegativität führt zum Auftreten einer überschüssigen Elektronendichte an den Atomen O, N, F und anderen sowie zu deren Fehlen am Wasserstoffatom. Für den Fall, dass zwischen solchen Atomen keine chemische Bindung besteht, werden Anziehungskräfte aktiviert, wenn sie nahe genug sind. In diesem Fall ist das Proton ein Elektronenpaar-Akzeptor und das zweite Atom ein Donor.
Wasserstoffbrückenbindungen können sowohl zwischen benachbarten Molekülen, z. B. Wasser, Carbonsäuren, Alkoholen, Ammoniak, als auch innerhalb eines Moleküls, z. B. Salicylsäure, auftreten.
Das Vorhandensein einer Wasserstoffbrücke zwischen Wassermolekülen erklärt eine Reihe seiner einzigartigen physikalischen Eigenschaften:
- Die Werte für Wärmekapazität, Dielektrizitätskonstante, Siede- und Schmelzpunkt sollten gemäß den Berechnungen viel geringer sein als die tatsächlichen, was durch die Bindung von Molekülen und die Notwendigkeit des Verbrauchs erklärt wird Energie, um intermolekulare Wasserstoffbrücken zu brechen.
- Im Gegensatz zu anderen Substanzen nimmt das Wasservolumen zu, wenn die Temperatur sinkt. Dies liegt daran, dass die Moleküle eine bestimmte Position in der Kristallstruktur des Eises einnehmen und sich um die Länge der Wasserstoffbrückenbindung voneinander entfernen.
Diese Verbindung spielt für lebende Organismen eine besondere Rolle, da ihr Vorhandensein in Proteinmolekülen deren spezielle Struktur und damit deren Eigenschaften bestimmt. Darüber hinaus sind Nukleinsäuren, aus denen die DNA-Doppelhelix besteht, auch genau durch Wasserstoffbrückenbindungen verbunden.
Kommunikation in Kristallen
Die allermeisten Festkörper haben ein Kristallgitter - ein besonderesdie gegenseitige Anordnung der Teilchen, die sie bilden. In diesem Fall wird eine dreidimensionale Periodizität beobachtet und Atome, Moleküle oder Ionen befinden sich an den Knoten, die durch gedachte Linien verbunden sind. Abhängig von der Art dieser Teilchen und den Bindungen zwischen ihnen werden alle Kristallstrukturen in atomare, molekulare, ionische und metallische Strukturen eingeteilt.
In den Knoten des Ionenkristallgitters befinden sich Kationen und Anionen. Außerdem ist jedes von ihnen von einer genau definierten Anzahl von Ionen mit nur entgegengesetzter Ladung umgeben. Ein typisches Beispiel ist Natriumchlorid (NaCl). Sie neigen dazu, einen hohen Schmelzpunkt und eine hohe Härte zu haben, da sie viel Energie benötigen, um zu brechen.
Moleküle von Stoffen, die durch eine kovalente Bindung gebildet werden, befinden sich an den Knoten des Molekülkristallgitters (z. B. I2). Sie sind durch eine schwache Van-der-Waals-Wechselwirkung miteinander verbunden, und daher ist eine solche Struktur leicht zu zerstören. Solche Verbindungen haben niedrige Siede- und Schmelzpunkte.
Das atomare Kristallgitter wird von Atomen chemischer Elemente mit hohen Wertigkeiten gebildet. Sie sind durch starke kovalente Bindungen verbunden, was bedeutet, dass die Substanzen hohe Siedepunkte, Schmelzpunkte und eine große Härte haben. Ein Beispiel ist ein Diamant.
Daher haben alle Arten von Bindungen, die in Chemikalien vorkommen, ihre eigenen Eigenschaften, die die Feinheiten der Wechselwirkung von Partikeln in Molekülen und Substanzen erklären. Die Eigenschaften der Verbindungen hängen von ihnen ab. Sie bestimmen alle in der Umwelt ablaufenden Prozesse.
