Data om ioniseringsenergi (IE), PEI og sammensætningen af stabile molekyler - deres faktiske værdier og sammenligninger - både af frie atomer og af atomer bundet til molekyler, giver os mulighed for at forstå, hvordan atomer danner molekyler gennem mekanismen for kovalent binding.
COVALENT BOND- (fra latin "co" sammen og "vales" med kraft) (homeopolær binding), en kemisk binding mellem to atomer, der opstår, når elektronerne tilhørende disse atomer deles. Atomer i molekylerne af simple gasser er forbundet med kovalente bindinger. En binding, hvori der er ét delt elektronpar, kaldes en enkeltbinding; Der er også dobbelt- og tredobbeltbindinger.
Lad os se på et par eksempler for at se, hvordan vi kan bruge vores regler til at bestemme antallet af kovalente kemiske bindinger et atom kan danne, hvis vi kender antallet af elektroner i et givet atoms ydre skal og ladningen på dets kerne. Ladningen af kernen og antallet af elektroner i den ydre skal bestemmes eksperimentelt og er inkluderet i tabellen over grundstoffer.
Beregning af det mulige antal kovalente bindinger
Lad os for eksempel tælle antallet af kovalente bindinger, der kan danne natrium ( Na), aluminium (Al), fosfor (P), og klor ( Cl). Natrium ( Na) og aluminium ( Al) har henholdsvis 1 og 3 elektroner i den ydre skal, og ifølge den første regel (til mekanismen for kovalent bindingsdannelse bruges en elektron i den ydre skal), kan de danne: natrium (Na)- 1 og aluminium ( Al)- 3 kovalente bindinger. Efter bindingsdannelse vil antallet af elektroner i de ydre skal af natrium ( Na) og aluminium ( Al) lig med henholdsvis 2 og 6; dvs. mindre end det maksimale antal (8) for disse atomer. Fosfor ( P) og klor ( Cl) har henholdsvis 5 og 7 elektroner på den ydre skal og ifølge den anden af de ovennævnte love kunne de danne 5 og 7 kovalente bindinger. I overensstemmelse med den fjerde lov, dannelsen af en kovalent binding, øges antallet af elektroner på den ydre skal af disse atomer med 1. Ifølge den sjette lov, når der dannes en kovalent binding, er antallet af elektroner på den ydre skal. af de bundne atomer kan ikke være mere end 8. Det vil sige fosfor ( P) kan kun danne 3 bindinger (8-5 = 3), mens klor ( Cl) kan kun danne én (8-7 = 1).
Eksempel: På baggrund af analysen opdagede vi, at et bestemt stof består af natriumatomer (Na) og klor ( Cl). Ved at kende regelmæssighederne af mekanismen for dannelse af kovalente bindinger kan vi sige, at natrium ( Na) kan kun danne 1 kovalent binding. Således kan vi antage, at hvert natriumatom ( Na) bundet til kloratomet ( Cl) gennem en kovalent binding i dette stof, og at dette stof er sammensat af molekyler af et atom NaCl. Strukturformlen for dette molekyle: Na-Cl. Her angiver bindestreg (-) en kovalent binding. Den elektroniske formel for dette molekyle kan vises som følger:
. .
Na:Cl:
. .
I overensstemmelse med den elektroniske formel, på den ydre skal af natriumatomet ( Na) V NaCl der er 2 elektroner, og på den ydre skal af kloratomet ( Cl) der er 8 elektroner. I denne formel er elektroner (prikker) mellem natriumatomer ( Na) Og
klor (Cl) er bindende elektroner. Siden PEI af klor ( Cl) er lig med 13 eV, og for natrium (Na) det er lig med 5,14 eV, bindingsparret af elektroner er meget tættere på atomet Cl end til et atom Na. Hvis ioniseringsenergierne for de atomer, der danner molekylet, er meget forskellige, vil den dannede binding være polar kovalent binding.
Lad os overveje en anden sag. Baseret på analysen opdagede vi, at et bestemt stof består af aluminium atomer ( Al) og klor atomer ( Cl). I aluminium ( Al) der er 3 elektroner i den ydre skal; således kan det danne 3 kovalente kemiske bindinger mens klor (Cl), som i det foregående tilfælde, kan kun danne 1 binding. Dette stof præsenteres som AICI3, og dens elektroniske formel kan illustreres som følger:
Figur 3.1. Elektronisk formelAlCl 3
hvis strukturformel er:
Cl-Al-Cl
Cl
Det viser denne elektroniske formel AICI3 på den ydre skal af kloratomer ( Cl) der er 8 elektroner, mens den ydre skal af aluminiumatomet ( Al) der er 6 af dem Ifølge mekanismen for dannelse af en kovalent binding, går begge bindingselektroner (en fra hvert atom) til de ydre skaller af de bundne atomer.
Flere kovalente bindinger
Atomer, der har mere end én elektron i deres ydre skal, kan ikke danne én, men flere kovalente bindinger med hinanden. Sådanne forbindelser kaldes flere (oftere multipla) forbindelser. Eksempler på sådanne bindinger er nitrogenmolekylers bindinger ( N= N) og ilt ( O=O).
Den binding, der dannes, når enkelte atomer forbinder sig, kaldes homoatomisk kovalent binding, f.eks Hvis atomerne er forskellige, kaldes bindingen heteroatomisk kovalent binding[Græske præfikser "homo" og "hetero" betyder henholdsvis samme og forskellig].
Lad os forestille os, hvordan et molekyle med parrede atomer rent faktisk ser ud. Det enkleste molekyle med parrede atomer er brintmolekylet.
Kovalent binding dannet af ikke-metallers interaktion. Ikke-metalatomer har høj elektronegativitet og har en tendens til at fylde det ydre elektronlag med fremmede elektroner. To sådanne atomer kan gå i en stabil tilstand, hvis de kombinerer deres elektroner .
Lad os overveje dannelsen af en kovalent binding i enkel stoffer.
1.Dannelse af et brintmolekyle.
Hvert atom brint har en elektron. For at gå over til en stabil tilstand har den brug for en elektron mere.
Når to atomer kommer tæt på, overlapper elektronskyerne hinanden. Der dannes et delt elektronpar, som binder brintatomerne til et molekyle.
Rummet mellem to kerner deler flere elektroner end andre steder. Et område med øget elektrontæthed og negativ ladning. Positivt ladede kerner tiltrækkes af det, og der dannes et molekyle.
I dette tilfælde modtager hvert atom et afsluttet ydre niveau med to elektroner og går i en stabil tilstand.
En kovalent binding på grund af dannelsen af et delt elektronpar kaldes enkelt.
Delte elektronpar (kovalente bindinger) dannes pga uparrede elektroner, placeret på de ydre energiniveauer af interagerende atomer.
Brint har en uparret elektron. For andre elementer er deres nummer 8 - gruppenummer.
Ikke-metaller VII Og grupper (halogener) har én uparret elektron på det ydre lag.
I ikke-metaller VI EN grupper (ilt, svovl) har to sådanne elektroner.
I ikke-metaller V Og grupper (nitrogen, fosfor) har tre uparrede elektroner.
2.Dannelse af et fluormolekyle.
Atom fluorid har syv elektroner i det ydre niveau. Seks af dem danner par, og den syvende er uparret.
Når atomer forbindes, dannes et fælles elektronpar, det vil sige, at der opstår en kovalent binding. Hvert atom modtager et færdigt ydre lag på otte elektroner. Bindingen i fluormolekylet er også enkelt. De samme enkeltbindinger findes i molekyler klor, brom og jod .
Hvis atomer har flere uparrede elektroner, dannes der to eller tre fælles par.
3.Dannelse af et iltmolekyle.
Ved atomet ilt på det ydre niveau er der to uparrede elektroner.
Når to atomer interagerer ilt to fælles elektronpar opstår. Hvert atom fylder sit ydre niveau med op til otte elektroner. Iltmolekylet har en dobbeltbinding.
Foredragsoversigt:
1. Begrebet kovalent binding.
2. Elektronegativitet.
3. Polære og ikke-polære kovalente bindinger.
En kovalent binding dannes på grund af fælles elektronpar, der opstår i skallerne af de bundne atomer.
Det kan dannes af atomer af samme grundstof og så er det upolært; for eksempel eksisterer en sådan kovalent binding i molekylerne af enkeltelementgasser H 2, O 2, N 2, Cl 2 osv.
En kovalent binding kan dannes af atomer af forskellige grundstoffer, der ligner hinanden i kemisk karakter, og så er den polær; for eksempel findes en sådan kovalent binding i molekylerne H 2 O, NF 3, CO 2.
Det er nødvendigt at introducere begrebet elektronegativitet.
Elektronegativitet er evnen hos atomer af et kemisk element til at tiltrække almindelige elektronpar involveret i dannelsen af en kemisk binding.
elektronegativitetsrækken
Elementer med større elektronegativitet vil trække delte elektroner fra elementer med mindre elektronegativitet.
For visuelt at skildre en kovalent binding bruges prikker i kemiske formler (hver prik svarer til en valenselektron, og en linje svarer til et fælles elektronpar).
Eksempel.Bindingerne i Cl 2-molekylet kan afbildes som følger:
Sådanne formler er ækvivalente. Kovalente bindinger har en rumlig retning. Som et resultat af den kovalente binding af atomer dannes enten molekyler eller atomare krystalgitter med et strengt defineret geometrisk arrangement af atomer. Hvert stof har sin egen struktur.
Fra Bohrs teoris perspektiv forklares dannelsen af en kovalent binding af atomers tendens til at omdanne deres ydre lag til en oktet (fuld fyldning af op til 8 elektroner). Begge atomer bidrager med en uparret elektron til at danne en kovalent binding. og begge elektroner bliver delt.
Eksempel. Dannelse af et klormolekyle.
Prikkerne repræsenterer elektroner. Når du arrangerer, bør du følge reglen: elektroner placeres i en bestemt rækkefølge - venstre, top, højre, nederst, en ad gangen, så tilføje en ad gangen, uparrede elektroner og deltage i dannelsen af en binding.
Et nyt elektronpar, der opstår fra to uparrede elektroner, bliver fælles for to kloratomer. Der er flere måder at danne kovalente bindinger ved at overlappe elektronskyer.
|
|
|
|
|
σ-binding er meget stærkere end en π-binding, og en π-binding kan kun være med en σ-binding. På grund af denne binding dannes der dobbelt- og tripelbindinger.
Polære kovalente bindinger dannes mellem atomer med forskellig elektronegativitet.
På grund af forskydningen af elektroner fra brint til klor er kloratomet delvist negativt ladet, og brintatomet delvist positivt.
Polær og ikke-polær kovalent binding
Hvis et diatomisk molekyle består af atomer af et grundstof, så er elektronskyen fordelt i rummet symmetrisk i forhold til atomkernerne. En sådan kovalent binding kaldes ikke-polær. Hvis der dannes en kovalent binding mellem atomer af forskellige grundstoffer, så forskydes den fælles elektronsky mod et af atomerne. I dette tilfælde er den kovalente binding polær. Elektronegativitet bruges til at vurdere et atoms evne til at tiltrække et delt elektronpar.
Som et resultat af dannelsen af en polær kovalent binding får det mere elektronegative atom en delvis negativ ladning, og atomet med mindre elektronegativitet får en delvis positiv ladning. Disse ladninger kaldes normalt de effektive ladninger af atomerne i molekylet. De kan have en brøkværdi. For eksempel er den effektive ladning i et HCl-molekyle 0,17e (hvor e er ladningen af en elektron. Ladningen af en elektron er 1.602.10 -19 C):
Et system med to lige store, men modsatte fortegnsladninger placeret i en vis afstand fra hinanden kaldes en elektrisk dipol. Det er klart, at et polært molekyle er en mikroskopisk dipol. Selvom den samlede ladning af dipolen er nul, er der et elektrisk felt i rummet omkring den, hvis styrke er proportional med dipolmomentet m:
I SI-systemet måles dipolmomentet i Cm, men normalt for polære molekyler bruges Debye som måleenhed (enheden er opkaldt efter P. Debye):
1 D = 3,33×10 –30 C×m
Dipolmomentet tjener som et kvantitativt mål for et molekyles polaritet. For polyatomiske molekyler er dipolmomentet vektorsummen af dipolmomenterne af kemiske bindinger. Derfor, hvis et molekyle er symmetrisk, så kan det være upolært, selvom hver af dets bindinger har et signifikant dipolmoment. For eksempel, i et fladt BF 3-molekyle eller i et lineært BeCl 2-molekyle er summen af bindingernes dipolmomenter nul:
Tilsvarende har tetraedriske molekyler CH 4 og CBr 4 nul dipolmoment. Krænkelse af symmetri, for eksempel i BF 2 Cl-molekylet, forårsager imidlertid et dipolmoment, der er forskelligt fra nul.
Det begrænsende tilfælde af en kovalent polær binding er en ionbinding. Det er dannet af atomer, hvis elektronegativitet afviger væsentligt. Når en ionbinding dannes, sker der en næsten fuldstændig overgang af det bindende elektronpar til et af atomerne, og der dannes positive og negative ioner, holdt tæt på hinanden af elektrostatiske kræfter. Da den elektrostatiske tiltrækning af en given ion virker på alle ioner med det modsatte fortegn, uanset retning, er en ionbinding i modsætning til en kovalent binding karakteriseret ved manglende retning Og umættethed. Molekyler med de mest udtalte ionbindinger dannes af atomer af typiske metaller og typiske ikke-metaller (NaCl, CsF osv.), dvs. når forskellen i atomernes elektronegativitet er stor.
Atomer af de fleste grundstoffer eksisterer ikke separat, da de kan interagere med hinanden. Denne interaktion producerer mere komplekse partikler.
Naturen af en kemisk binding er virkningen af elektrostatiske kræfter, som er kræfterne i samspillet mellem elektriske ladninger. Elektroner og atomkerner har sådanne ladninger.
Elektroner placeret på de ydre elektroniske niveauer (valenselektroner), der er længst væk fra kernen, interagerer svagest med den og er derfor i stand til at bryde væk fra kernen. De er ansvarlige for at binde atomer til hinanden.
Typer af interaktioner i kemi
Typer af kemiske bindinger kan præsenteres i følgende tabel:
Karakteristika ved ionbinding
Kemisk reaktion der opstår pga ion tiltrækning at have forskellige ladninger kaldes ionisk. Dette sker, hvis atomerne, der bindes, har en signifikant forskel i elektronegativitet (det vil sige evnen til at tiltrække elektroner), og elektronparret går til det mere elektronegative element. Resultatet af denne overførsel af elektroner fra et atom til et andet er dannelsen af ladede partikler - ioner. Der opstår en tiltrækning mellem dem.
De har de laveste elektronegativitetsindekser typiske metaller, og de største er typiske ikke-metaller. Ioner dannes således ved vekselvirkningen mellem typiske metaller og typiske ikke-metaller.
Metalatomer bliver positivt ladede ioner (kationer), der donerer elektroner til deres ydre elektronniveauer, og ikke-metaller accepterer elektroner og bliver dermed til negativt ladet ioner (anioner).
Atomer bevæger sig ind i en mere stabil energitilstand og fuldender deres elektroniske konfigurationer.
Den ioniske binding er ikke-retningsbestemt og ikke-mættelig, da den elektrostatiske vekselvirkning finder sted i alle retninger, kan ionen tiltrække ioner med det modsatte fortegn i alle retninger.
Arrangementet af ionerne er sådan, at der omkring hver er et vist antal modsat ladede ioner. Begrebet "molekyle" for ioniske forbindelser giver ikke mening.
Eksempler på uddannelse
Dannelsen af en binding i natriumchlorid (nacl) skyldes overførslen af en elektron fra Na-atomet til Cl-atomet for at danne de tilsvarende ioner:
Na 0 - 1 e = Na + (kation)
Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)
I natriumchlorid er der seks chloridanioner omkring natriumkationerne og seks natriumioner omkring hver chloridion.
Når der dannes interaktion mellem atomer i bariumsulfid, sker følgende processer:
Ba 0 - 2 e = Ba 2+
S 0 + 2 e = S 2-
Ba donerer sine to elektroner til svovl, hvilket resulterer i dannelsen af svovlanioner S 2- og bariumkationer Ba 2+.
Metal kemisk binding
Antallet af elektroner i de ydre energiniveauer af metaller er lille, de adskilles let fra kernen. Som et resultat af denne løsrivelse dannes metalioner og frie elektroner. Disse elektroner kaldes "elektrongas". Elektroner bevæger sig frit gennem metallets volumen og er konstant bundet og adskilt fra atomer.
Metalstoffets struktur er som følger: Krystalgitteret er stoffets skelet, og mellem dets knudepunkter kan elektroner bevæge sig frit.
Følgende eksempler kan gives:
Mg - 2e<->Mg 2+
Cs-e<->Cs+
Ca - 2e<->Ca2+
Fe-3e<->Fe 3+
Kovalent: polær og ikke-polær
Den mest almindelige type kemisk interaktion er en kovalent binding. Elektronegativitetsværdierne for de elementer, der interagerer, adskiller sig ikke kraftigt, derfor sker der kun et skift af det fælles elektronpar til et mere elektronegativt atom.
Kovalente interaktioner kan dannes af en udvekslingsmekanisme eller en donor-acceptor-mekanisme.
Udvekslingsmekanismen realiseres, hvis hvert af atomerne har uparrede elektroner på de ydre elektroniske niveauer, og overlapningen af atomare orbitaler fører til fremkomsten af et par elektroner, der allerede tilhører begge atomer. Når et af atomerne har et par elektroner på det ydre elektroniske niveau, og det andet har en fri orbital, så når de atomare orbitaler overlapper, deles elektronparret og interagerer i henhold til donor-acceptor-mekanismen.
Kovalente opdeles ved multiplicitet i:
- enkel eller enkelt;
- dobbelt;
- tredobler.
Dobbelte sikrer deling af to par elektroner på én gang, og tredobbelte - tre.
Ifølge fordelingen af elektrontæthed (polaritet) mellem bundne atomer er en kovalent binding opdelt i:
- ikke-polær;
- polar.
En upolær binding dannes af identiske atomer, og en polær binding dannes af forskellig elektronegativitet.
Interaktionen mellem atomer med lignende elektronegativitet kaldes en ikke-polær binding. Det fælles elektronpar i et sådant molekyle tiltrækkes ikke af nogen af atomerne, men hører lige til begge.
Interaktionen mellem elementer, der adskiller sig i elektronegativitet, fører til dannelsen af polære bindinger. I denne type interaktion tiltrækkes delte elektronpar til det mere elektronegative element, men overføres ikke fuldstændigt til det (det vil sige, at dannelsen af ioner ikke forekommer). Som et resultat af dette skift i elektrontæthed opstår partielle ladninger på atomerne: Jo mere elektronegativ har en negativ ladning, og jo mindre elektronegativ har en positiv ladning.
Egenskaber og karakteristika ved kovalens
Hovedkarakteristika for en kovalent binding:
- Længden bestemmes af afstanden mellem kernerne af interagerende atomer.
- Polariteten bestemmes af elektronskyens forskydning mod et af atomerne.
- Retningsevne er egenskaben ved at danne bindinger orienteret i rummet og følgelig molekyler med visse geometriske former.
- Mætning bestemmes af evnen til at danne et begrænset antal bindinger.
- Polariserbarhed bestemmes af evnen til at ændre polaritet under påvirkning af et eksternt elektrisk felt.
- Den energi, der kræves for at bryde en binding, bestemmer dens styrke.
Et eksempel på en kovalent ikke-polær interaktion kan være molekylerne af hydrogen (H2), chlor (Cl2), oxygen (O2), nitrogen (N2) og mange andre.
H· + ·H → H-H-molekyle har en enkelt ikke-polær binding,
O: + :O → O=O molekyle har en dobbelt upolær,
Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekylet er tredobbelt upolært.
Eksempler på kovalente bindinger af kemiske grundstoffer omfatter molekyler af kuldioxid (CO2) og kulilte (CO), svovlbrinte (H2S), saltsyre (HCL), vand (H2O), metan (CH4), svovloxid (SO2) og mange andre.
I CO2-molekylet er forholdet mellem kulstof- og oxygenatomer kovalent polært, da det mere elektronegative brint tiltrækker elektrontæthed til sig selv. Oxygen har to uparrede elektroner i sin ydre skal, mens kulstof kan give fire valenselektroner til at danne interaktionen. Som et resultat dannes der dobbeltbindinger, og molekylet ser således ud: O=C=O.
For at bestemme typen af binding i et bestemt molekyle er det nok at overveje dets konstituerende atomer. Simple metalstoffer danner en metallisk binding, metaller med ikke-metaller danner en ionbinding, simple ikke-metalstoffer danner en kovalent ikke-polær binding, og molekyler bestående af forskellige ikke-metaller dannes gennem en polær kovalent binding.
Takket være hvilke molekyler af uorganiske og organiske stoffer dannes. En kemisk binding opstår gennem vekselvirkningen mellem elektriske felter, der skabes af atomernes kerner og elektroner. Derfor er dannelsen af en kovalent kemisk binding forbundet med elektrisk natur.
Hvad er en forbindelse
Dette udtryk refererer til resultatet af virkningen af to eller flere atomer, som fører til dannelsen af et stærkt polyatomisk system. De vigtigste typer kemiske bindinger dannes, når energien af reagerende atomer falder. I processen med bindingsdannelse forsøger atomer at færdiggøre deres elektronskal.
Typer af kommunikation
I kemi er der flere typer bindinger: ioniske, kovalente, metalliske. Kovalente kemiske bindinger har to typer: polære og ikke-polære.
Hvad er mekanismen for dens oprettelse? En kovalent upolær kemisk binding dannes mellem atomer af identiske ikke-metaller, der har samme elektronegativitet. I dette tilfælde dannes fælles elektronpar.
Ikke-polær binding
Eksempler på molekyler, der har en ikke-polær kovalent kemisk binding, omfatter halogener, hydrogen, nitrogen og oxygen.
Denne forbindelse blev først opdaget i 1916 af den amerikanske kemiker Lewis. Først fremsatte han en hypotese, og den blev først bekræftet efter eksperimentel bekræftelse.
Kovalent kemisk binding er relateret til elektronegativitet. For ikke-metaller har det en høj værdi. Under den kemiske vekselvirkning af atomer er overførsel af elektroner fra et atom til et andet ikke altid muligt som et resultat, de kombinerer. En ægte kovalent kemisk binding opstår mellem atomerne. 8. klasse i den almindelige skolepensum involverer en detaljeret undersøgelse af flere former for kommunikation.
Stoffer, der har denne type binding under normale forhold, er væsker, gasser samt faste stoffer, der har et lavt smeltepunkt.
Typer af kovalente bindinger
Lad os se på dette spørgsmål mere detaljeret. Hvilke typer kemiske bindinger er der? Kovalente bindinger findes i udvekslings- og donor-acceptor-versioner.
Den første type er karakteriseret ved donationen af en uparret elektron fra hvert atom til dannelsen af en fælles elektronisk binding.
Elektroner kombineret til en fælles binding skal have modsatte spins. Som et eksempel på denne type kovalent binding kan du overveje hydrogen. Når dets atomer kommer tættere på, trænger deres elektronskyer ind i hinanden, hvilket i videnskaben kaldes overlapning af elektronskyer. Som et resultat stiger elektrontætheden mellem kernerne, og systemets energi falder.
På en minimumsafstand frastøder brintkernerne hinanden, hvilket resulterer i en vis optimal afstand.
I tilfælde af donor-acceptor-typen af kovalent binding har en partikel elektroner og kaldes en donor. Den anden partikel har en fri celle, hvori et par elektroner vil være placeret.
Polære molekyler
Hvordan dannes kovalente polære kemiske bindinger? De opstår i situationer, hvor de ikke-metalatomer, der bindes, har forskellig elektronegativitet. I sådanne tilfælde placeres de delte elektroner tættere på atomet, hvis elektronegativitetsværdi er højere. Som et eksempel på en kovalent polær binding kan vi betragte de bindinger, der opstår i hydrogenbromidmolekylet. Her er de offentlige elektroner, som er ansvarlige for at danne en kovalent binding, tættere på brom end på brint. Årsagen til dette fænomen er, at brom har en højere elektronegativitet end brint.
Metoder til bestemmelse af kovalente bindinger
Hvordan definerer man kovalente polære kemiske bindinger? For at gøre dette skal du kende sammensætningen af molekylerne. Hvis det indeholder atomer af forskellige grundstoffer, er der en polær kovalent binding i molekylet. Ikke-polære molekyler indeholder atomer af et kemisk grundstof. Blandt de opgaver, der udbydes som en del af et skolekemikursus, er der dem, der går ud på at identificere typen af forbindelse. Opgaver af denne type indgår i de afsluttende certificeringsopgaver i kemi i 9. klasse, samt i prøverne på den fælles statslige eksamen i kemi i 11. klasse.
Ionisk binding
Hvad er forskellen mellem kovalente og ioniske kemiske bindinger? Hvis en kovalent binding er karakteristisk for ikke-metaller, dannes der en ionbinding mellem atomer, der har betydelige forskelle i elektronegativitet. For eksempel er dette typisk for forbindelser af grundstoffer fra den første og anden gruppe af hovedundergrupperne af PS (alkali- og jordalkalimetaller) og elementer fra den 6. og 7. gruppe af hovedundergrupperne i det periodiske system (kalkogener og halogener) ).
Det dannes som et resultat af den elektrostatiske tiltrækning af ioner med modsatte ladninger.
Egenskaber ved ionbinding
Da kraftfelterne af modsat ladede ioner er fordelt jævnt i alle retninger, er hver af dem i stand til at tiltrække partikler med modsat fortegn. Dette karakteriserer ionbindingens ikke-retningsbestemmelse.
Samspillet mellem to ioner med modsatte fortegn indebærer ikke fuldstændig gensidig kompensation af individuelle kraftfelter. Dette hjælper med at opretholde evnen til at tiltrække ioner i andre retninger, derfor observeres umættethed af ionbindingen.
I en ionforbindelse har hver ion evnen til at tiltrække sig en række andre med modsat fortegn for at danne et krystalgitter af ionisk natur. Der er ingen molekyler i sådan en krystal. Hver ion er omgivet af et stof af et bestemt antal ioner af et andet tegn.
Metalforbindelse
Denne type kemisk binding har visse individuelle egenskaber. Metaller har et overskydende antal valensorbitaler og en mangel på elektroner.
Når individuelle atomer kommer sammen, overlapper deres valensorbitaler, hvilket letter den frie bevægelse af elektroner fra en orbital til en anden, hvilket skaber en binding mellem alle metalatomer. Disse frie elektroner er hovedtræk ved en metallisk binding. Det har ikke mætning og retningsbestemthed, da valenselektronerne er fordelt jævnt over hele krystallen. Tilstedeværelsen af frie elektroner i metaller forklarer nogle af deres fysiske egenskaber: metallisk glans, duktilitet, formbarhed, termisk ledningsevne, opacitet.
Type kovalent binding
Det dannes mellem et brintatom og et grundstof, der har høj elektronegativitet. Der er intra- og intermolekylære hydrogenbindinger. Denne type kovalent binding er den svageste, den forekommer på grund af virkningen af elektrostatiske kræfter. Brintatomet har en lille radius, og når denne ene elektron forskydes eller gives væk, bliver brint til en positiv ion, der virker på atomet med høj elektronegativitet.
Blandt de karakteristiske egenskaber ved en kovalent binding er: mætning, retningsbestemthed, polariserbarhed, polaritet. Hver af disse indikatorer har en specifik betydning for den forbindelse, der dannes. For eksempel er retningsbestemt af molekylets geometriske form.