Kovalent binding

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 21. december 2021; checks kræver 8 redigeringer .

Kovalent binding (fra lat. co - "sammen" og vales - "har kraft") - kemisk binding dannet af overlapning (socialisering) af et par valens (placeret på den ydre skal af atomet ) elektronskyer . De elektronskyer (elektroner), der sørger for kommunikation, kaldes et fælles elektronpar .

Den kovalente binding omfatter mange typer af interaktioner, herunder σ-binding , π-binding , metallisk binding , bananbinding og to-elektron tre-center-binding [1] [2] .

Under hensyntagen til den statistiske fortolkning af bølgefunktionen af M. Born , er sandsynlighedstætheden for at finde bindingselektroner koncentreret i rummet mellem molekylets kerner (fig. 1). I teorien om frastødning af elektronpar betragtes de geometriske dimensioner af disse par. Så for elementerne i hver periode er der en vis gennemsnitlig radius af elektronparret ( Å ): 0,6 for grundstoffer op til neon; 0,75 for elementer op til argon; 0,75 for elementer op til krypton og 0,8 for elementer op til xenon [3] .

Karakteristiske egenskaber for en kovalent binding

De karakteristiske egenskaber ved en kovalent binding - retningsbestemt, mætning, polaritet, polariserbarhed - bestemmer forbindelsernes kemiske og fysiske egenskaber.

Retningen af bindingen skyldes stoffets molekylære struktur og den geometriske form af deres molekyle.

Vinklerne mellem to bindinger kaldes bindingsvinkler.

Mættelighed er atomers evne til at danne et begrænset antal kovalente bindinger. Antallet af bindinger dannet af et atom er begrænset af antallet af dets ydre atomare orbitaler .

Polariteten af bindingen skyldes den ujævne fordeling af elektrontætheden på grund af forskelle i atomernes elektronegativitet .

På dette grundlag opdeles kovalente bindinger i upolære og polære (ikke-polære - et diatomisk molekyle består af identiske atomer (H 2 , Cl 2 , N 2 ) og hvert atoms elektronskyer er fordelt symmetrisk i forhold til disse. atomer; polært - et diatomisk molekyle består af atomer af forskellige kemiske grundstoffer, og den generelle elektronsky forskydes mod et af atomerne, hvorved der dannes en asymmetri i fordelingen af den elektriske ladning i molekylet, hvilket genererer molekylets dipolmoment ) .

Polariserbarheden af en binding er udtrykt i forskydningen af bindingselektroner under påvirkning af et eksternt elektrisk felt, herunder det af en anden reagerende partikel. Polariserbarheden bestemmes af elektronmobilitet . Polariteten og polariserbarheden af kovalente bindinger bestemmer reaktiviteten af molekyler med hensyn til polære reagenser.

Elektroner er mere mobile, jo længere de er fra kerner.

Nobelprisvinderen L. Pauling påpegede dog to gange, at "i nogle molekyler er der kovalente bindinger på grund af en eller tre elektroner i stedet for et fælles par" [4] . En en-elektron kemisk binding realiseres i den molekylære hydrogenion H 2 + .

Den molekylære hydrogenion H 2 + indeholder to protoner og en elektron. Den enkelte elektron i det molekylære system kompenserer for den elektrostatiske frastødning af to protoner og holder dem i en afstand på 1,06 Å ( længden af den kemiske binding H 2 + ). Centrum for elektrontætheden af elektronskyen i molekylsystemet er lige langt fra begge protoner med Bohr-radius α 0 =0,53 A og er symmetricentret for den molekylære hydrogenion H 2 + .

Historien om udtrykket

Udtrykket "kovalent binding" blev først introduceret af nobelprisvinderen Irving Langmuir i 1919 [5] [4] . Udtrykket refererede til en kemisk binding , på grund af den delte besiddelse af elektroner , i modsætning til en metallisk binding , hvor elektronerne var frie, eller fra en ionbinding , hvor et af atomerne donerede en elektron og blev til en kation , og det andet atom accepterede en elektron og blev til en anion .

Senere (1927) gav F. London og W. Heitler , ved hjælp af eksemplet med et brintmolekyle, den første beskrivelse af en kovalent binding fra et kvantemekanisk synspunkt .

Kommunikationsuddannelse

En kovalent binding dannes af et par elektroner, der deles mellem to atomer, og disse elektroner skal optage to stabile orbitaler, en fra hvert atom [6] .

A + B → A: B

Som et resultat af socialisering danner elektroner et fyldt energiniveau. En binding dannes, hvis deres samlede energi på dette niveau er mindre end i starttilstanden (og forskellen i energi vil ikke være mere end bindingsenergien ).

Ifølge teorien om molekylære orbitaler fører overlapningen af to atomare orbitaler i det enkleste tilfælde til dannelsen af to molekylære orbitaler (MO): bindende MO og antibinding (løsner) MO . Delte elektroner er placeret på en lavere energibindende MO.

Dannelse af en binding under rekombinationen af atomer

Atomer og frie radikaler er tilbøjelige til rekombination - dannelsen af en kovalent binding gennem socialisering af to uparrede elektroner, der tilhører forskellige partikler.

{\displaystyle {\mathsf {H+H\rightarrow H_{2))))

{\displaystyle {\mathsf {CH_{3}\cdot +CH_{3}\cdot \rightarrow CH_{3}{\text{-}}CH_{3))))

Dannelsen af en binding under rekombination er ledsaget af frigivelse af energi. Så under interaktionen af brintatomer frigives energi i mængden af 436 kJ / mol. Denne effekt bruges i teknologi til atomær brintsvejsning. Strømmen af brint føres gennem en elektrisk lysbue, hvor der dannes en strøm af brintatomer. Atomerne forbindes derefter igen på en metaloverflade placeret i kort afstand fra buen. Metallet kan på denne måde opvarmes til over 3500 °C. Den store fordel ved "flammen af atomart brint" er ensartetheden af opvarmning, som tillader svejsning af meget tynde metaldele [7] .

Mekanismen for ikke-kovalente interatomiske og intermolekylære interaktioner forblev imidlertid ukendt i lang tid. Først i 1930 introducerede F. London begrebet dispersionsattraktion - interaktionen mellem øjeblikkelige og inducerede (inducerede) dipoler. På nuværende tidspunkt kaldes de tiltrækkende kræfter på grund af samspillet mellem fluktuerende elektriske dipoler af atomer og molekyler dispersion eller London-kræfter .

Energien af en sådan interaktion er direkte proportional med kvadratet af den elektroniske polariserbarhed α og omvendt proportional med afstanden mellem to atomer eller molekyler i sjette potens [8] .

Bindingsdannelse ved donor-acceptor-mekanismen

Ud over den homogene mekanisme til dannelse af en kovalent binding er der en heterogen mekanisme - interaktionen af modsat ladede ioner - protonen H + og den negative hydrogenion H - , kaldet hydridionen :

{\displaystyle {\mathsf {H^{+}+H^{-}\højrepil H_{2))))

Når ionerne nærmer sig, tiltrækkes hydridionens to-elektronsky (elektronpar) til protonen og bliver til sidst fælles for begge brintkerner, det vil sige, at den bliver til et bindende elektronpar. Den partikel, der forsyner et elektronpar, kaldes en donor, og den partikel, der accepterer dette elektronpar, kaldes en acceptor. En sådan mekanisme til dannelse af en kovalent binding kaldes donor-acceptor [9] .

Fordelingen af elektrontæthed mellem kernerne i et brintmolekyle er den samme, uanset dannelsesmekanismen, derfor er det forkert at kalde en kemisk binding opnået ved donor-acceptor-mekanismen for en donor-acceptor-binding.

Som elektronpardonor virker ud over hydridionen forbindelser af grundstoffer i hovedundergrupperne af grupperne V-VII i det periodiske system af grundstoffer i grundstoffets laveste oxidationstilstand. Så selv Johannes Brönsted konstaterede, at protonen ikke eksisterer i opløsning i en fri form, i vand danner den en oxoniumkation :

{\mathsf {H^{+}+H_{2}O\højrepil H_{3}O^{+))}

Protonen angriber det enlige elektronpar i vandmolekylet og danner en stabil kation, der findes i vandige opløsninger af syrer [10] .

På samme måde er en proton knyttet til et ammoniakmolekyle med dannelsen af en kompleks ammoniumkation :

{\displaystyle {\mathsf {NH_{3}+H^{+}\rightarrow NH_{4}^{+))))

På denne måde (ifølge donor-acceptor-mekanismen for kovalent bindingsdannelse) opnås en stor klasse af oniumforbindelser , som omfatter ammonium , oxonium, phosphonium, sulfonium og andre forbindelser [11] .

Et brintmolekyle kan fungere som en elektronpardonor, som ved kontakt med en proton fører til dannelsen af en molekylær hydrogenion H 3 + :

{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+H^{+}\højrepil H_{3}^{+))))

Bindingselektronparret af den molekylære hydrogenion H 3 + tilhører samtidigt tre protoner.

Typer af kovalente bindinger

Der er to typer kovalente kemiske bindinger, der adskiller sig i dannelsesmekanismen:

1. Simpel kovalent binding . Til sin dannelse giver hvert af atomerne en uparret elektron. Når en simpel kovalent binding dannes, forbliver atomernes formelle ladninger uændrede.

Hvis de atomer, der danner en simpel kovalent binding, er de samme, så er de sande ladninger af atomerne i molekylet også de samme, da atomerne, der danner bindingen, ligeledes ejer et delt elektronpar. En sådan binding kaldes en ikke-polær kovalent binding . Mange simple stoffer har en sådan binding , for eksempel: O 2 , N 2 , Cl 2 .
Hvis atomerne er forskellige, så bestemmes graden af ejerskab af et socialiseret elektronpar af forskellen i atomernes elektronegativitet . Et atom med større elektronegativitet tiltrækker et par bindingselektroner stærkere til sig selv, og dets sande ladning bliver negativ. Et atom med mindre elektronegativitet får henholdsvis den samme positive ladning. Hvis en forbindelse dannes mellem to forskellige ikke-metaller , kaldes en sådan forbindelse kovalent polær binding .

2. Donor-acceptor-binding . Til dannelsen af denne type kovalente bindinger leveres begge elektroner af et af atomerne - donoren . Det andet af de atomer, der er involveret i dannelsen af en binding, kaldes en acceptor . I det resulterende molekyle stiger donorens formelle ladning med én, mens acceptorens formelle ladning falder med én.

En semipolær (semipolær) binding kan betragtes som en polær donor-acceptorbinding. Denne type kovalent binding dannes mellem et atom, der har et ikke-delt elektronpar ( nitrogen , fosfor , svovl , halogener osv.) og et atom med to uparrede elektroner ( ilt , svovl ). Dannelsen af en semipolær binding forløber i to trin:

1. Overførsel af en elektron fra et atom med et ikke-delt elektronpar til et atom med to uparrede elektroner. Som et resultat bliver et atom med et ikke-delt elektronpar til en radikal kation (en positivt ladet partikel med en uparret elektron) og et atom med to uparrede elektroner til en radikal anion (en negativt ladet partikel med en uparret elektron). 2. Socialisering af uparrede elektroner (som i tilfældet med en simpel kovalent binding).

Når der dannes en semipolær binding, øger et atom med et ikke-delt elektronpar sin formelle ladning med én, og et atom med to uparrede elektroner mindsker sin formelle ladning med én.

σ-binding og π-binding

Sigma (σ)- , pi (π)-bindinger - en omtrentlig beskrivelse af typerne af kovalente bindinger i molekylerne af forskellige forbindelser, σ-binding er kendetegnet ved, at tætheden af elektronskyen er maksimal langs aksen, der forbinder atomkerner. Når en -binding dannes, opstår det såkaldte laterale overlap af elektronskyer, og tætheden af elektronskyen er maksimal "over" og "under" σ-bindingens plan. Tag for eksempel ethylen , acetylen og benzen . $\pi$

I ethylenmolekylet C 2 H 4 er der en dobbeltbinding CH 2 \u003d CH 2 , dens elektroniske formel er: H: C:: C: H. Kernerne i alle ethylenatomer er placeret i samme plan. Tre elektronskyer af hvert kulstofatom danner tre kovalente bindinger med andre atomer i samme plan (med vinkler mellem dem på ca. 120°). Skyen af den fjerde valenselektron i carbonatomet er placeret over og under molekylets plan. Sådanne elektronskyer af begge carbonatomer, der delvist overlapper over og under molekylets plan, danner en anden binding mellem carbonatomer. Den første, stærkere kovalente binding mellem carbonatomer kaldes en σ-binding; den anden, mindre stærke kovalente binding kaldes en binding. $\pi$

I et lineært acetylenmolekyle

Н—С≡їН (Н : С ::: С : Н)

der er σ-bindinger mellem carbon- og hydrogenatomer, en σ-binding mellem to carbonatomer og to σ-bindinger mellem de samme carbonatomer. To -bindinger er placeret over σ-bindingens virkningssfære i to indbyrdes vinkelrette planer. $\pi$ $\pi$

Alle seks carbonatomer i det C 6 H 6 cykliske benzenmolekyle ligger i samme plan. σ-bindinger virker mellem carbonatomer i ringens plan; de samme bindinger eksisterer for hvert kulstofatom med brintatomer. Hvert kulstofatom bruger tre elektroner til at lave disse bindinger. Skyer af de fjerde valenselektroner af carbonatomer, der har form af ottetal, er placeret vinkelret på benzenmolekylets plan. Hver sådan sky overlapper lige meget med elektronskyerne fra tilstødende carbonatomer. I benzenmolekylet dannes ikke tre separate -bindinger, men et enkelt -elektronsystem på seks elektroner, fælles for alle kulstofatomer. Bindingerne mellem carbonatomerne i benzenmolekylet er nøjagtig de samme. $\pi$ $\pi$

Eksempler på stoffer med en kovalent binding

En simpel kovalent binding forbinder atomer i molekylerne af simple gasser (H 2 , Cl 2 , etc.) og forbindelser (H 2 O, NH 3 , CH 4 , CO 2 , HCl osv.). Forbindelser med en donor-acceptorbinding - ammonium NH 4 + , tetrafluorboratanion BF 4 - m.fl. Forbindelser med en semipolær binding - dinitrogenoxid N 2 O , O - -PCl 3 + .

Krystaller med en kovalent binding er dielektriske stoffer eller halvledere . Typiske eksempler på atomære krystaller (de atomer, hvori er forbundet med kovalente (atomare) bindinger) er diamant , germanium og silicium .

Se også

Noter

↑ marts, Jerry. Avanceret organisk kemi: reaktioner, mekanismer og struktur . - John Wiley & Sons , 1992. - ISBN 0-471-60180-2 .
↑ Gary L. Miessler; Donald Arthur Tarr. Uorganisk kemi (neopr.) . - Prentice Hall , 2004. - ISBN 0-13-035471-6 .
↑ Gillespie R. Molekylernes geometri. - M . : "Mir", 1975. - S. 49. - 278 s.
↑ 1 2 L. Pauling. Naturen af den kemiske binding. - M. - L .: Forlag for kemisk litteratur, 1947. - S. 16. - 440 s.
↑ I. Langmuir. Journal of the American Chemical Society. - 1919. - T. 41. - 868 s.
↑ Pauling.L., Pauling P. Chemistry. - "Mir", 1978. - S. 129. - 684 s.
↑ Nekrasov B.V. Kursus i generel kemi. - 14. - M . : udg. kemisk litteratur, 1962. - S. 110. - 976 s.
↑ Daniels F., Alberti R. Fysisk kemi. - M . : "Mir", 1978. - S. 453. - 646 s.
↑ Akhmetov N. S. Uorganisk kemi. - udg. 2. revision og yderligere .. - M . : Højere skole, 1975. - S. 60. - 672 s.
↑ Chemical Encyclopedic Dictionary / Kap. udg. I. L. Knunyants. - M. : Sov. encyklopædi, 1983. - S. 132 . — 792 s.
↑ Oniumforbindelser IUPAC Gold Book . Hentet 20. august 2012. Arkiveret fra originalen 15. november 2016. (ubestemt)

Litteratur

"Chemical Encyclopedic Dictionary", M., "Soviet Encyclopedia", 1983, s.264.

Ordbøger og encyklopædier	Flot dansk Fantastisk norsk Great Soviet (1 udg.) Britannica (online)

kemisk binding

Intramolekylær
interaktion

kovalent binding

enkeltbinding	Polar ikke-polær
Multipel binding	σ binding π binding δ binding φ-binding Dobbeltbinding tredobbelt binding Firedobbelt binding Fem links Gearforbindelse
Koordinerende link	Donor-acceptor interaktion Semipolær forbindelse
Andet	Enkelt elektronbinding 3c-2e Aromaticitet

Andet

Ionisk binding
metalforbindelse
Perpendikulær paramagnetisk kobling

Intermolekylær
interaktion