Om elektronegativiteten f?r de interagerande atomerna skiljer sig signifikant (skillnaden i elektronegativitet ?r st?rre ?n 2: DEO>2), sedan g?r en av elektronerna n?stan helt ?ver till en annan atom, med bildningen joner. En s?dan koppling kallas jonisk.

Huvudtyperna av kemiska bindningar ?r - kovalent, jonisk och metallisk anslutningar. L?t oss ?verv?ga dem mer i detalj.

kovalent kemisk bindning

kovalent bindning – det ?r en kemisk bindning formad av bildning av ett gemensamt elektronpar A:B . I det h?r fallet tv? atomer ?verlappning atom?ra orbitaler. En kovalent bindning bildas genom interaktion av atomer med en liten skillnad i elektronegativitet (som regel, mellan tv? icke-metaller) eller atomer av ett element.

Grundl?ggande egenskaper hos kovalenta bindningar

• orientering,
• m?ttnad,
• polaritet,
• polariserbarhet.

Dessa bindningsegenskaper p?verkar ?mnens kemiska och fysikaliska egenskaper.

Kommunikationsriktning k?nnetecknar ?mnens kemiska struktur och form. Vinklarna mellan tv? bindningar kallas bindningsvinklar. Till exempel, i en vattenmolekyl ?r H-O-H-bindningsvinkeln 104,45 o, s? vattenmolekylen ?r pol?r, och i metanmolekylen ?r H-C-H-bindningsvinkeln 108 o 28 ?.

M?ttnadsf?rm?ga ?r atomers f?rm?ga att bilda ett begr?nsat antal kovalenta kemiska bindningar. Antalet bindningar som en atom kan bilda kallas.

Polaritet bindningar uppst?r p? grund av den oj?mna f?rdelningen av elektrondensitet mellan tv? atomer med olika elektronegativitet. Kovalenta bindningar delas in i pol?ra och icke-pol?ra.

Polariserbarhet anslutningar ?r bindningselektronernas f?rm?ga att f?rskjutas av ett yttre elektriskt f?lt(s?rskilt det elektriska f?ltet f?r en annan partikel). Polariserbarheten beror p? elektronmobiliteten. Ju l?ngre elektronen ?r fr?n k?rnan, desto mer r?rlig ?r den, och f?ljaktligen ?r molekylen mer polariserbar.

Kovalent icke-pol?r kemisk bindning

Det finns 2 typer av kovalent bindning - POL?R och ICKE-POLAR .

Exempel . Betrakta strukturen av v?temolekylen H 2 . Varje v?teatom b?r 1 oparad elektron i sin yttre energiniv?. F?r att visa en atom anv?nder vi Lewis-strukturen - detta ?r ett diagram ?ver strukturen f?r en atoms yttre energiniv?, n?r elektroner betecknas med punkter. Lewis punktstrukturmodeller ?r till god hj?lp n?r man arbetar med element fr?n den andra perioden.

H. + . H=H:H

S?ledes har v?temolekylen ett gemensamt elektronpar och en kemisk H–H bindning. Detta elektronpar ?r inte f?rskjutet till n?gon av v?teatomerna, eftersom v?teatomernas elektronegativitet ?r densamma. En s?dan koppling kallas kovalent icke-pol?r .

Kovalent icke-pol?r (symmetrisk) bindning - detta ?r en kovalent bindning som bildas av atomer med samma elektronegativitet (som regel samma icke-metaller) och d?rf?r med en enhetlig f?rdelning av elektrondensitet mellan atomk?rnorna.

Dipolmomentet f?r opol?ra bindningar ?r 0.

Exempel: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

Kovalent pol?r kemisk bindning

kovalent pol?r bindning ?r en kovalent bindning som uppst?r mellan atomer med olika elektronegativitet (vanligtvis, olika icke-metaller) och karakteriseras f?rflyttning gemensamt elektronpar till en mer elektronegativ atom (polarisation).

Elektrondensiteten skiftas till en mer elektronegativ atom - d?rf?r uppst?r en partiell negativ laddning (d-) p? den och en partiell positiv laddning uppst?r p? en mindre elektronegativ atom (d+, delta +).

Ju st?rre skillnaden ?r i atomernas elektronegativitet, desto h?gre polaritet anslutningar och ?nnu mer dipolmoment . Mellan angr?nsande molekyler och laddningar motsatt i tecken verkar ytterligare attraktionskrafter, vilket ?kar styrka anslutningar.

Bindningspolaritet p?verkar f?reningars fysikaliska och kemiska egenskaper. Reaktionsmekanismerna och till och med reaktiviteten hos angr?nsande bindningar beror p? bindningens polaritet. Polariteten hos en bindning avg?r ofta molekylens polaritet och p?verkar s?ledes direkt s?dana fysikaliska egenskaper som kokpunkt och sm?ltpunkt, l?slighet i pol?ra l?sningsmedel.

Exempel: HCl, CO2, NH3.

Mekanismer f?r bildandet av en kovalent bindning

En kovalent kemisk bindning kan uppst? genom tv? mekanismer:

1. utbytesmekanism bildandet av en kovalent kemisk bindning ?r n?r varje partikel ger en oparad elektron f?r bildandet av ett gemensamt elektronpar:

MEN . + . B= A:B

2. Bildandet av en kovalent bindning ?r en s?dan mekanism d?r en av partiklarna tillhandah?ller ett odelat elektronpar och den andra partikeln tillhandah?ller en ledig orbital f?r detta elektronpar:

MEN: + B= A:B

I det h?r fallet tillhandah?ller en av atomerna ett odelat elektronpar ( givare), och den andra atomen ger en ledig omloppsbana f?r detta par ( acceptor). Som ett resultat av bildningen av en bindning minskar b?de elektronenergin, d.v.s. detta ?r f?rdelaktigt f?r atomerna.

En kovalent bindning som bildas av donator-acceptormekanismen, ?r inte annorlunda genom egenskaper fr?n andra kovalenta bindningar som bildas av utbytesmekanismen. Bildandet av en kovalent bindning av donator-acceptormekanismen ?r typisk f?r atomer antingen med ett stort antal elektroner i den externa energiniv?n (elektrondonatorer), eller vice versa, med ett mycket litet antal elektroner (elektronacceptorer). Atomers valensm?jligheter behandlas mer i detalj i motsvarande.

En kovalent bindning bildas av donator-acceptormekanismen:

- i en molekyl kolmonoxid CO(bindningen i molekylen ?r trippel, 2 bindningar bildas av utbytesmekanismen, en av donator-acceptormekanismen): C?O;

- i ammoniumjon NH4+, i joner organiska aminer t.ex. i metylammoniumjonen CH3-NH2+;

- i komplexa f?reningar, en kemisk bindning mellan den centrala atomen och grupper av ligander, till exempel i natriumtetrahydroxoaluminat Na bindningen mellan aluminium- och hydroxidjoner;

- i salpetersyra och dess salter- nitrater: HNO3, NaNO3, i vissa andra kv?vef?reningar;

- i en molekyl ozon O 3 .

Huvudk?nnetecken f?r en kovalent bindning

En kovalent bindning bildas som regel mellan atomerna i icke-metaller. De viktigaste egenskaperna hos en kovalent bindning ?r l?ngd, energi, m?ngfald och riktning.

Kemisk bindningsm?ngfald

Kemisk bindningsm?ngfald - detta ?r antalet delade elektronpar mellan tv? atomer i en f?rening. M?ngfalden av bindningen kan ganska enkelt best?mmas fr?n v?rdet av atomerna som bildar molekylen.

Till exempel , i v?temolekylen H 2 ?r bindningsm?ngfalden 1, eftersom varje v?te har bara 1 oparad elektron i den yttre energiniv?n, d?rf?r bildas ett gemensamt elektronpar.

I syremolekylen O 2 ?r bindningsm?ngfalden 2, eftersom varje atom har 2 oparade elektroner i sin yttre energiniv?: O=O.

I kv?vemolekylen N 2 ?r bindningsm?ngfalden 3, eftersom mellan varje atom finns 3 oparade elektroner i den yttre energiniv?n, och atomerna bildar 3 vanliga elektronpar N?N.

Kovalent bindningsl?ngd

Kemisk bindningsl?ngd ?r avst?ndet mellan centra i k?rnorna av atomer som bildar en bindning. Det best?ms av experimentella fysikaliska metoder. Bindningsl?ngden kan uppskattas ungef?r, enligt additivitetsregeln, enligt vilken bindningsl?ngden i AB-molekylen ?r ungef?r lika med halva summan av bindningsl?ngderna i A 2- och B 2-molekylerna:

L?ngden p? en kemisk bindning kan uppskattas grovt l?ngs atomernas radier, bildar en bindning, eller genom m?ngfalden av kommunikation om atomernas radier inte ?r mycket olika.

Med en ?kning av radierna f?r de atomer som bildar en bindning kommer bindningsl?ngden att ?ka.

Till exempel

Med en ?kning av m?ngden bindningar mellan atomer (vars atomradier inte skiljer sig ?t, eller skiljer sig n?got), kommer bindningsl?ngden att minska.

Till exempel . I serierna: C–C, C=C, C?C minskar bindningsl?ngden.

Bondenergi

Ett m?tt p? styrkan hos en kemisk bindning ?r bindningsenergin. Bondenergi best?ms av den energi som kr?vs f?r att bryta bindningen och ta bort atomerna som bildar denna bindning p? ett o?ndligt avst?nd fr?n varandra.

Den kovalenta bindningen ?r mycket h?llbara. Dess energi str?cker sig fr?n flera tiotal till flera hundra kJ/mol. Ju st?rre bindningsenergi desto st?rre bindningsstyrka och vice versa.

Styrkan hos en kemisk bindning beror p? bindningsl?ngden, bindningspolariteten och bindningsm?ngfalden. Ju l?ngre den kemiska bindningen ?r, desto l?ttare ?r den att bryta, och ju l?gre bindningsenergi desto l?gre styrka. Ju kortare den kemiska bindningen ?r, desto starkare ?r den och desto st?rre bindningsenergi.

Till exempel, i serien av f?reningar HF, HCl, HBr fr?n v?nster till h?ger styrkan av den kemiska bindningen minskar, d?rf?r att bindningens l?ngd ?kar.

Jonisk kemisk bindning

Jonbindning ?r en kemisk bindning baserad p? elektrostatisk attraktion av joner.

joner bildas i processen att ta emot eller ge bort elektroner av atomer. Till exempel h?ller atomerna i alla metaller svagt elektronerna i den yttre energiniv?n. D?rf?r karakteriseras metallatomer restaurerande egenskaper f?rm?gan att donera elektroner.

Exempel. Natriumatomen inneh?ller 1 elektron p? den 3:e energiniv?n. Natriumatomen ger l?tt bort det och bildar en mycket stabilare Na+-jon, med elektronkonfigurationen av ?delneongasen Ne. Natriumjonen inneh?ller 11 protoner och endast 10 elektroner, s? den totala laddningen av jonen ?r -10+11 = +1:

+11Na) 2) 8) 1-1e = +11 Na +) 2 ) 8

Exempel. Kloratomen har 7 elektroner i sin yttre energiniv?. F?r att f? konfigurationen av en stabil inert argonatom Ar m?ste klor f?sta 1 elektron. Efter vidh?ftningen av en elektron bildas en stabil klorjon best?ende av elektroner. Den totala laddningen av jonen ?r -1:

+17Cl) 2) 8) 7 + le = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Notera:

• Jonernas egenskaper skiljer sig fr?n atomernas egenskaper!
• Stabila joner kan bildas inte bara atomer, men ocks? grupper av atomer. Till exempel: ammoniumjon NH 4 +, sulfatjon SO 4 2-, etc. Kemiska bindningar som bildas av s?dana joner anses ocks? vara joniska;
• Jonbindningar bildas vanligtvis mellan metaller och icke-metaller(grupper av icke-metaller);

De resulterande jonerna attraheras p? grund av elektrisk attraktion: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

L?t oss generalisera visuellt skillnad mellan kovalenta och jonbindningstyper:

metallanslutning ?r f?rh?llandet som bildas relativt fria elektroner mellan metalljoner bildar ett kristallgitter.

Atomerna av metaller p? den yttre energiniv?n har vanligtvis en till tre elektroner. Metallatomernas radier ?r som regel stora - d?rf?r donerar metallatomer, till skillnad fr?n icke-metaller, ganska l?tt yttre elektroner, d.v.s. ?r starka reduktionsmedel.

Genom att donera elektroner blir metallatomer positivt laddade joner . De frist?ende elektronerna ?r relativt fria flyttar mellan positivt laddade metalljoner. Mellan dessa partiklar det finns ett samband, d?rf?r att delade elektroner h?ller metallkatjoner i lager tillsammans , vilket skapar en tillr?ckligt stark metallkristallgitter . I detta fall r?r sig elektronerna kontinuerligt slumpm?ssigt, d.v.s. nya neutrala atomer och nya katjoner dyker st?ndigt upp.

Intermolekyl?ra interaktioner

Separat ?r det v?rt att ?verv?ga de interaktioner som uppst?r mellan enskilda molekyler i ett ?mne - intermolekyl?ra interaktioner . Intermolekyl?ra interaktioner ?r en typ av interaktion mellan neutrala atomer d?r nya kovalenta bindningar inte upptr?der. Krafterna f?r interaktion mellan molekyler uppt?cktes av van der Waals 1869 och uppkallades efter honom. Van dar Waals styrkor. Van der Waals styrkor ?r indelade i orientering, induktion och dispersion . Energin f?r intermolekyl?ra interaktioner ?r mycket mindre ?n energin f?r en kemisk bindning.

Orienteringskrafter av attraktion uppst?r mellan pol?ra molekyler (dipol-dipol-interaktion). Dessa krafter uppst?r mellan pol?ra molekyler. Induktiva interaktioner ?r interaktionen mellan en pol?r molekyl och en icke-pol?r. En opol?r molekyl ?r polariserad p? grund av verkan av en pol?r, vilket genererar ytterligare en elektrostatisk attraktion.

En speciell typ av intermolekyl?r interaktion ?r v?tebindningar. - dessa ?r intermolekyl?ra (eller intramolekyl?ra) kemiska bindningar som uppst?r mellan molekyler d?r det finns starkt pol?ra kovalenta bindningar - H-F, H-O eller H-N. Om det finns s?dana bindningar i molekylen, kommer det att finnas mellan molekylerna ytterligare attraktionskrafter .

Utbildningsmekanism V?tebindningen ?r delvis elektrostatisk och delvis donator-acceptor. I detta fall fungerar en atom av ett starkt elektronegativt element (F, O, N) som en elektronpardonator och v?teatomer kopplade till dessa atomer fungerar som en acceptor. V?tebindningar karakteriseras orientering i rymden och m?ttnad.

V?tebindningen kan betecknas med punkter: H ··· O. Ju st?rre elektronegativiteten hos en atom kopplad till v?te, och ju mindre dess storlek, desto starkare v?tebindning. Det ?r fr?mst karakteristiskt f?r f?reningar fluor med v?te , s?v?l som till syre med v?te , mindre kv?ve med v?te .

V?tebindningar uppst?r mellan f?ljande ?mnen:

— v?tefluorid HF(gas, l?sning av v?tefluorid i vatten - fluorv?tesyra), vatten H 2 O (?nga, is, flytande vatten):

— l?sning av ammoniak och organiska aminer- mellan ammoniak och vattenmolekyler;

— organiska f?reningar i vilka O-H eller N-H binder: alkoholer, karboxylsyror, aminer, aminosyror, fenoler, anilin och dess derivat, proteiner, l?sningar av kolhydrater - monosackarider och disackarider.

V?tebindningen p?verkar ?mnens fysikaliska och kemiska egenskaper. S?ledes g?r den extra attraktionen mellan molekyler det sv?rt f?r ?mnen att koka. ?mnen med v?tebindningar uppvisar en onormal ?kning av kokpunkten.

Till exempel Som regel, med en ?kning av molekylvikten, observeras en ?kning av ?mnens kokpunkt. Dock i ett antal ?mnen H2O-H2S-H2Se-H2Te vi observerar ingen linj?r f?r?ndring i kokpunkter.

N?mligen kl vattnets kokpunkt ?r onormalt h?g - inte mindre ?n -61 o C, som den r?ta linjen visar oss, men mycket mer, +100 o C. Denna anomali f?rklaras av n?rvaron av v?tebindningar mellan vattenmolekyler. D?rf?r, under normala f?rh?llanden (0-20 o C), ?r vatten flytande efter fastillst?nd.

Den kovalenta bindningen utf?rs p? grund av socialiseringen av elektroner som tillh?r b?da atomerna som deltar i interaktionen. Elektronegativiteterna hos icke-metaller ?r tillr?ckligt stora f?r att elektron?verf?ring inte sker.

Elektroner i ?verlappande elektronorbitaler delas. I det h?r fallet skapas en situation d?r de yttre elektroniska niv?erna av atomer ?r fyllda, det vill s?ga ett 8- eller 2-elektroners yttre skal bildas.

Tillst?ndet i vilket elektronskalet ?r helt fyllt k?nnetecknas av den l?gsta energin och f?ljaktligen den maximala stabiliteten.

Det finns tv? mekanismer f?r utbildning:

1. donator-acceptor;
2. utbyta.

I det f?rsta fallet tillhandah?ller en av atomerna sitt elektronpar, och den andra - en fri elektronorbital.

I den andra kommer en elektron fr?n varje deltagare i interaktionen till det gemensamma paret.

Beroende p? vilken typ de ?r- atom?ra eller molekyl?ra f?reningar med en liknande typ av bindning kan variera avsev?rt i fysikalisk-kemiska egenskaper.

molekyl?ra ?mnen oftast gaser, v?tskor eller fasta ?mnen med l?ga sm?lt- och kokpunkter, icke-ledande, med l?g h?llfasthet. Dessa inkluderar: v?te (H 2), syre (O 2), kv?ve (N 2), klor (Cl 2), brom (Br 2), rombiskt svavel (S 8), vit fosfor (P 4) och andra enkla ?mnen ; koldioxid (CO 2), svaveldioxid (SO 2), kv?veoxid V (N 2 O 5), vatten (H 2 O), v?teklorid (HCl), v?tefluorid (HF), ammoniak (NH 3), metan (CH 4), etylalkohol (C 2 H 5 OH), organiska polymerer och andra.

?mnen atom?ra finns i form av starka kristaller med h?ga kok- och sm?ltpunkter, ?r ol?sliga i vatten och andra l?sningsmedel, m?nga leder inte elektrisk str?m. Ett exempel ?r en diamant, som har exceptionell styrka. Detta beror p? det faktum att diamant ?r en kristall som best?r av kolatomer sammankopplade med kovalenta bindningar. Det finns inga enskilda molekyler i en diamant. ?mnen som grafit, kisel (Si), kiseldioxid (SiO 2), kiselkarbid (SiC) och andra har ocks? en atomstruktur.

Kovalenta bindningar kan inte bara vara enkla (som i Cl2-klormolekylen), utan ocks? dubbla, som i O2-syremolekylen, eller trippel, som till exempel i N2-kv?vemolekylen. Samtidigt har trippeln mer energi och ?r mer h?llbara ?n dubbla och enkla.

Den kovalenta bindningen kan vara Den bildas b?de mellan tv? atomer av samma grund?mne (icke-pol?ra) och mellan atomer av olika kemiska grund?mnen (pol?ra).

Det ?r inte sv?rt att ange formeln f?r en f?rening med en kovalent pol?r bindning om vi j?mf?r v?rdena f?r elektronegativiteten som utg?r atommolekylerna. Fr?nvaron av en skillnad i elektronegativitet kommer att best?mma icke-polaritet. Om det finns en skillnad kommer molekylen att vara pol?r.

Missa inte: Utbildningsmekanism, fallstudier.

Kovalent icke-pol?r kemisk bindning

Typiskt f?r enkla ?mnen icke-metaller. Elektronerna tillh?r atomerna lika mycket, och det finns ingen f?rskjutning av elektront?theten.

F?ljande molekyler ?r exempel:

H2, O2, O3, N2, F2, Cl2.

Undantag ?r inerta gaser. Deras yttre energiniv? ?r helt fylld, och bildandet av molekyler ?r energiskt ogynnsamt f?r dem, och d?rf?r existerar de i form av separata atomer.

Ett exempel p? ?mnen med en icke-pol?r kovalent bindning skulle ocks? vara till exempel PH3. Trots det faktum att ?mnet best?r av olika element, skiljer sig inte v?rdena f?r elementens elektronegativitet, vilket inneb?r att det inte kommer att ske n?gon f?rskjutning av elektronparet.

Kovalent pol?r kemisk bindning

Med tanke p? den kovalenta pol?ra bindningen finns det m?nga exempel: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO.

Schema f?r bildandet av en kovalent pol?r bindning

Beroende p? mekanismen f?r bildning kan vanliga bli elektroner av en eller b?da atomerna.

Bilden visar tydligt v?xelverkan i saltsyramolekylen.

Ett elektronpar tillh?r b?de en atom och den andra, b?da, s? de yttre niv?erna ?r fyllda. Men mer elektronegativt klor drar till sig ett elektronpar lite n?rmare sig sj?lv (medan det f?rblir vanligt). Skillnaden i elektronegativitet ?r inte tillr?ckligt stor f?r att ett elektronpar ska kunna passera till en av atomerna helt. Resultatet ?r en partiell negativ laddning f?r klor och en partiell positiv laddning f?r v?te. HCl-molekylen ?r en pol?r molekyl.

Fysikaliska och kemiska egenskaper hos bindningen

Kommunikation kan karakteriseras av f?ljande egenskaper: Direktivitet, polaritet, polariserbarhet och m?ttnad.

Ris. 2.1. Bildandet av molekyler fr?n atomer ?tf?ljs av omf?rdelning av elektroner av valens orbitaler och leder till f? energi eftersom energin hos molekyler ?r mindre ?n energin hos icke-interagerande atomer. Figuren visar ett diagram ?ver bildandet av en opol?r kovalent kemisk bindning mellan v?teatomer.

§2 Kemisk bindning

Under normala f?rh?llanden ?r det molekyl?ra tillst?ndet mer stabilt ?n det atom?ra tillst?ndet. (fig.2.1). Bildandet av molekyler fr?n atomer ?tf?ljs av en omf?rdelning av elektroner i valensorbitaler och leder till en energi?kning, eftersom molekylernas energi ?r mindre ?n energin hos icke-interagerande atomer(Bilaga 3). De krafter som h?ller atomer i molekyler har f?tt ett generaliserat namn kemisk bindning.

Den kemiska bindningen mellan atomer utf?rs av valenselektroner och har en elektrisk natur . Det finns fyra huvudtyper av kemisk bindning: kovalent,jonisk,metall och v?te.

1 kovalent bindning

En kemisk bindning som utf?rs av elektronpar kallas atom?r eller kovalent. . F?reningar med kovalenta bindningar kallas atom?ra eller kovalenta. .

N?r en kovalent bindning uppst?r uppst?r en ?verlappning av elektronmoln av interagerande atomer, ?tf?ljd av energifris?ttning (Fig. 2.1). I detta fall uppst?r ett moln med en ?kad negativ laddningst?thet mellan positivt laddade atomk?rnor. P? grund av verkan av Coulombs attraktionskrafter mellan motsatta laddningar, gynnar en ?kning av den negativa laddningst?theten n?rmandet av k?rnorna.

En kovalent bindning bildas av oparade elektroner i atomernas yttre skal . I det h?r fallet bildas elektroner med motsatta snurr elektronpar(Fig. 2.2), gemensam f?r interagerande atomer. Om en kovalent bindning har uppst?tt mellan atomer (ett gemensamt elektronpar), s? kallas det enkel, tv?-dubbel osv.

Energi ?r ett m?tt p? styrkan hos en kemisk bindning. E sv spenderas p? att f?rst?ra bindningen (?kning i energi under bildandet av en f?rening fr?n enskilda atomer). Vanligtvis m?ts denna energi per 1 mol ?mnen och uttrycks i kilojoule per mol (kJ ? mol -1). Energin f?r en enkel kovalent bindning ligger i intervallet 200–2000 kJ?mol–1.

Ris. 2.2. En kovalent bindning ?r den mest allm?nna typen av kemisk bindning som uppst?r p? grund av socialiseringen av ett elektronpar genom en utbytesmekanism. (a), n?r var och en av de interagerande atomerna tillf?r en elektron, eller genom donator-acceptormekanismen (b) n?r ett elektronpar delas av en atom (donator) till en annan atom (acceptor).

En kovalent bindning har egenskaper m?ttnad och fokus . M?ttnaden av en kovalent bindning f?rst?s som atomers f?rm?ga att bilda ett begr?nsat antal bindningar med sina grannar, best?mt av antalet oparade valenselektroner. Riktningen av en kovalent bindning ?terspeglar det faktum att krafterna som h?ller atomer n?ra varandra ?r riktade l?ngs den r?ta linjen som f?rbinder atomk?rnorna. F?rutom, kovalent bindning kan vara pol?r eller opol?r .

N?r icke-pol?r I en kovalent bindning ?r ett elektronmoln som bildas av ett gemensamt elektronpar f?rdelat i rymden symmetriskt i f?rh?llande till b?da atomernas k?rnor. En icke-pol?r kovalent bindning bildas mellan atomer av enkla ?mnen, till exempel mellan identiska atomer av gaser som bildar diatomiska molekyler (O 2, H 2, N 2, Cl 2, etc.).

N?r pol?r kovalent bindning elektronmolnbindning f?rskjuts till en av atomerna. Bildandet av en pol?r kovalent bindning mellan atomer ?r karakteristisk f?r komplexa ?mnen. Molekyler av flyktiga oorganiska f?reningar kan tj?na som exempel: HCl, H 2 O, NH 3, etc.

Graden av f?rskjutning av det gemensamma elektronmolnet till en av atomerna under bildandet av en kovalent bindning (graden av polaritet f?r en bindning ) best?ms huvudsakligen av laddningen av atomk?rnor och radien f?r interagerande atomer .

Ju st?rre laddningen av atomk?rnan ?r, desto starkare drar den till sig ett moln av elektroner. Samtidigt, ju st?rre atomradien ?r, desto svagare h?lls de yttre elektronerna n?ra atomk?rnan. Den kumulativa effekten av dessa tv? faktorer uttrycks i olika atomers olika f?rm?ga att "dra" molnet av kovalenta bindningar mot sig sj?lva.

F?rm?gan hos en atom i en molekyl att attrahera elektroner till sig sj?lv kallas elektronegativitet. . S?ledes k?nnetecknar elektronegativitet en atoms f?rm?ga att polarisera en kovalent bindning: ju st?rre elektronegativitet en atom har, desto mer f?rskjuts elektronmolnet i en kovalent bindning mot den .

Ett antal metoder har f?reslagits f?r att kvantifiera elektronegativitet. Samtidigt, metoden som f?reslagits av den amerikanske kemisten Robert S. Mulliken, som best?mde elektronegativiteten ? en atom som halva summan av sin energi E e elektron- och energiaffiniteter E i atom jonisering:

. (2.1)

Joniseringsenergi av en atom kallas den energi som beh?ver f?rbrukas f?r att "riva av" en elektron fr?n den och ta bort den till ett o?ndligt avst?nd. Joniseringsenergin best?ms genom fotojonisering av atomer eller genom att bombardera atomer med elektroner som accelereras i ett elektriskt f?lt. Det minsta v?rdet av energin hos fotoner eller elektroner, som blir tillr?ckligt f?r jonisering av atomer, kallas deras joniseringsenergi E i. Vanligtvis uttrycks denna energi i elektronvolt (eV): 1 eV = 1,6?10 -19 J.

Atomer ?r mest villiga att ge bort sina yttre elektroner. metaller, som inneh?ller ett litet antal oparade elektroner (1, 2 eller 3) p? det yttre skalet. Dessa atomer har den l?gsta joniseringsenergin. S?ledes kan v?rdet av joniseringsenergin tj?na som ett m?tt p? den st?rre eller mindre "metalliciteten" hos elementet: ju l?gre joniseringsenergin ?r, desto starkare m?ste uttryckas metallegenskaper element.

I samma undergrupp av det periodiska systemet av element i D.I. Mendeleev, med en ?kning av elementets ordningsnummer, minskar dess joniseringsenergi (tabell 2.1), vilket ?r associerat med en ?kning av atomradien (tabell 1.2), och , f?ljaktligen med en f?rsvagning av bindningen av externa elektroner med en k?rna. F?r element fr?n samma period ?kar joniseringsenergin med ?kande serienummer. Detta beror p? en minskning av atomradien och en ?kning av k?rnladdningen.

Energi E e, som frig?rs n?r en elektron f?sts vid en fri atom, kallas elektronaffinitet(uttryckt ?ven i eV). Frig?randet (snarare ?n absorption) av energi n?r en laddad elektron ?r f?st vid vissa neutrala atomer f?rklaras av det faktum att atomer med fyllda yttre skal ?r de mest stabila i naturen. D?rf?r, f?r de atomer d?r dessa skal ?r "n?got ofyllda" (dvs. 1, 2 eller 3 elektroner saknas innan de fylls), ?r det energetiskt f?rdelaktigt att f?sta elektroner till sig sj?lva och f?rvandlas till negativt laddade joner 1 . S?dana atomer inkluderar till exempel halogenatomer (tabell 2.1) - element i den sjunde gruppen (huvudundergruppen) i det periodiska systemet av D.I. Mendeleev. Elektronaffiniteten f?r metallatomer ?r vanligtvis noll eller negativ, d.v.s. det ?r energetiskt ogynnsamt f?r dem att f?sta ytterligare elektroner, ytterligare energi kr?vs f?r att h?lla dem inne i atomer. Elektronaffiniteten f?r icke-metallatomer ?r alltid positiv och ju st?rre, desto n?rmare den ?dla (inerta) gasen ?r icke-metallen bel?gen i det periodiska systemet. Detta tyder p? en ?kning icke-metalliska egenskaper n?r vi n?rmar oss slutet av perioden.

Av allt som har sagts ?r det tydligt att atomernas elektronegativitet (2.1) ?kar i riktning fr?n v?nster till h?ger f?r element i varje period och minskar i riktning fr?n topp till botten f?r element i samma grupp av Mendeleev-periodiken. systemet. Det ?r dock inte sv?rt att f?rst? att f?r att karakterisera graden av polaritet hos en kovalent bindning mellan atomer ?r det inte det absoluta v?rdet av elektronegativiteten som ?r viktigt, utan f?rh?llandet mellan elektronegativiteten hos de atomer som bildar bindningen . Det ?r d?rf?r i praktiken anv?nder de de relativa v?rdena f?r elektronegativitet(Tabell 2.1), med litiums elektronegativitet som en enhet.

F?r att karakterisera polariteten hos en kovalent kemisk bindning anv?nds skillnaden i atomernas relativa elektronegativitet. Vanligtvis anses bindningen mellan atomerna A och B vara rent kovalent, om | ? A –? B|??0,5.

kovalent bindning bildas av v?xelverkan mellan icke-metaller. Atomer av icke-metaller har en h?g elektronegativitet och tenderar att fylla det yttre elektronskiktet p? bekostnad av fr?mmande elektroner. Tv? s?dana atomer kan g? in i ett stabilt tillst?nd om de kombinerar sina elektroner .

T?nk p? uppkomsten av en kovalent bindning i enkel ?mnen.

1.Bildandet av en v?temolekyl.

Varje atom v?te har en elektron. Den beh?ver en elektron till f?r att n? det stabila tillst?ndet.

N?r tv? atomer n?rmar sig varandra ?verlappar elektronmolnen varandra. Ett delat elektronpar bildas som binder v?teatomerna till en molekyl.

I utrymmet mellan tv? k?rnor ?r vanliga elektroner vanligare ?n p? andra platser. Det bildas ett omr?de med ?kad elektront?thet och negativ laddning. Positivt laddade k?rnor attraheras till det och en molekyl bildas.

I det h?r fallet f?r varje atom en f?rdig extern niv? med tv? elektroner och ?verg?r till ett stabilt tillst?nd.

En kovalent bindning p? grund av bildandet av ett gemensamt elektronpar kallas enkel.

Delade elektronpar (kovalenta bindningar) bildas pga oparade elektroner, lokaliserad p? de yttre energiniv?erna hos de interagerande atomerna.

V?te har en oparad elektron. F?r andra element ?r deras nummer 8 - gruppnummer.

icke-metaller VII Och grupper (halogener) har en oparad elektron p? det yttre lagret.

Icke-metaller VI MEN grupper (syre, svavel) det finns tv? s?dana elektroner.

Icke-metaller V Och grupper (kv?ve, fosfor) - tre oparade elektroner.

2.Bildandet av en fluormolekyl.

Atom fluor Den har sju elektroner i den yttre niv?n. Sex av dem bildar par, och den sjunde ?r oparad.

N?r atomer kombineras bildas ett gemensamt elektronpar, det vill s?ga en kovalent bindning uppst?r. Varje atom f?r ett f?rdigt ytterskikt med ?tta elektroner. Bindningen i fluormolekylen ?r ocks? enkel. Samma enkelbindningar finns i molekyler klor, brom och jod .

Om atomer har flera oparade elektroner, s? bildas tv? eller tre gemensamma par.

3.Bildandet av en syremolekyl.

Vid atomen syre den yttre niv?n har tv? oparade elektroner.

N?r tv? atomer interagerar syre det finns tv? vanliga elektronpar. Varje atom fyller sin yttre niv? med upp till ?tta elektroner. Bindningen i syremolekylen ?r dubbel.