Alle Metalle haben solche Eigenschaften wie:

Eine kleine Anzahl von Elektronen auf dem externen Energieniveau (mit Ausnahme einiger Ausnahmen, die 6,7 und 8 haben können);

Großer Atomradius;

Niedrige Ionisierungsenergie.

All dies trägt zur leichten Trennung externer ungepaarter Elektronen vom Kern bei. In diesem Fall hat das Atom viele freie Orbitale. Das Schema zur Bildung einer Metallbindung wird nur die Überlappung zahlreicher Orbitalzellen verschiedener Atome miteinander zeigen, die dadurch einen gemeinsamen intrakristallinen Raum bilden. Es werden Elektronen von jedem Atom zugeführt, die beginnen, frei herumzuwandern verschiedene Teile Gitter. In regelmäßigen Abständen bindet sich jeder von ihnen an ein Ion an einer Kristallstelle und verwandelt es in ein Atom, löst sich dann wieder ab und bildet ein Ion.

Auf diese Weise, eine Metallbindung ist eine Bindung zwischen Atomen, Ionen und freien Elektronen in einem gewöhnlichen Metallkristall. Eine sich innerhalb einer Struktur frei bewegende Elektronenwolke wird als "Elektronengas" bezeichnet. Sie erklären die Mehrheit physikalische Eigenschaften Metalle und deren Legierungen.

Wie genau realisiert sich eine metallisch-chemische Bindung? Es gibt verschiedene Beispiele. Lassen Sie uns versuchen, ein Stück Lithium zu betrachten. Selbst wenn Sie es erbsengroß nehmen, gibt es Tausende von Atomen. Stellen wir uns also vor, dass jedes dieser tausend Atome sein einziges Valenzelektron an den gemeinsamen Kristallraum abgibt. Wenn Sie die elektronische Struktur eines bestimmten Elements kennen, können Sie außerdem die Anzahl der leeren Orbitale sehen. Lithium wird 3 davon haben (p-Orbitale des zweiten Energieniveaus). Drei für jedes Atom von Zehntausenden - das ist der gemeinsame Raum im Inneren des Kristalls, in dem sich das "Elektronengas" frei bewegt.

Ein Stoff mit einer Metallbindung ist immer stark. Schließlich lässt das Elektronengas den Kristall nicht kollabieren, sondern verdrängt nur die Schichten und stellt sie sofort wieder her. Es glänzt, hat eine gewisse Dichte (meist hoch), Schmelzbarkeit, Formbarkeit und Duktilität.

Wo wird die Metallbindung sonst noch realisiert? Beispiele für Stoffe:

Metalle in Form einfacher Strukturen;

Alle Metalllegierungen untereinander;

Alle Metalle und deren Legierungen liegen im flüssigen und festen Zustand vor.

Konkrete Beispiele lassen sich unglaublich oft anführen, denn Metalle in Periodensystem mehr als 80!

Der Entstehungsmechanismus in Gesamtansicht ausgedrückt durch die folgende Notation: Ме 0 - e - ↔ Ме n +. Aus dem Diagramm ist ersichtlich, welche Partikel im Metallkristall vorhanden sind.

Jedes Metall kann Elektronen abgeben und sich in ein positiv geladenes Ion verwandeln.

Zum Beispiel Eisen: Fe 0 -2e - = Fe 2+

Wohin gehen die getrennten negativ geladenen Teilchen - Elektronen -? Minus wird immer von Plus angezogen. Elektronen werden von einem anderen (positiv geladenen) Eisen-Ion im Kristallgitter angezogen: Fe 2+ + 2e - = Fe 0

Das Ion wird ein neutrales Atom. Und dieser Vorgang wird viele Male wiederholt.

Es stellt sich heraus, dass die freien Elektronen des Eisens in ständige Bewegungüber das gesamte Volumen des Kristalls, bricht ab und bindet sich an Ionen an Gitterplätzen. Ein anderer Name für dieses Phänomen ist delokalisierte Elektronenwolke... Der Begriff "delokalisiert" bedeutet frei, nicht angehängt.

Themen Codierer VERWENDEN: Kovalente chemische Bindung, ihre Varianten und Bildungsmechanismen. Kovalente Bindungseigenschaften (Polarität und Bindungsenergie). Ionenverbindung. Metallische Bindung. Wasserstoffverbindung

Intramolekulare chemische Bindungen

Betrachten Sie zunächst die Bindungen, die zwischen Partikeln innerhalb von Molekülen entstehen. Solche Verbindungen heißen intramolekular.

Chemische Bindung zwischen Atomen chemische Elemente hat einen elektrostatischen Charakter und wird gebildet durch Wechselwirkungen externer (Valenz-)Elektronen, mehr oder weniger von positiv geladenen Kernen gehalten gebundene Atome.

Das Schlüsselkonzept hier ist ELEKTRISCHE NEGATIVITÄT. Sie bestimmt den Typ chemische Bindung zwischen Atomen und den Eigenschaften dieser Bindung.

Ist die Fähigkeit eines Atoms, anzuziehen (zu halten) extern(Wertigkeit) Elektronen... Die Elektronegativität wird durch den Grad der Anziehung externer Elektronen an den Kern bestimmt und hängt hauptsächlich vom Radius des Atoms und der Ladung des Kerns ab.

Elektronegativität ist schwer eindeutig zu definieren. L. Pauling erstellte eine Tabelle der relativen Elektronegativitäten (basierend auf den Bindungsenergien zweiatomiger Moleküle). Das elektronegativste Element ist Fluor mit der bedeutung 4 .

Es ist wichtig zu beachten, dass Sie in verschiedenen Quellen unterschiedliche Skalen und Tabellen mit Werten der Elektronegativität finden. Dies sollte keine Angst haben, da es bei der Bildung einer chemischen Bindung eine Rolle spielt Atome, und es ist in jedem System ungefähr gleich.

Zieht eines der Atome in der chemischen Bindung A:B Elektronen stärker an, dann wird das Elektronenpaar dorthin verschoben. Je mehr Unterschied der Elektronegativität Atome, desto mehr wird das Elektronenpaar verschoben.

Wenn die Werte der Elektronegativitäten der wechselwirkenden Atome gleich oder ungefähr gleich sind: EO (A) ≈EO (B), dann wird das gesamte Elektronenpaar zu keinem der Atome verschoben: A: B... Diese Verbindung heißt kovalent unpolar.

Wenn sich die Elektronegativitäten der wechselwirkenden Atome unterscheiden, aber nicht viel (der Unterschied der Elektronegativitäten beträgt etwa 0,4 bis 2: 0,4<ΔЭО<2 ), dann wird das Elektronenpaar zu einem der Atome verschoben. Diese Verbindung heißt kovalent polar .

Wenn sich die Elektronegativitäten der wechselwirkenden Atome signifikant unterscheiden (der Unterschied der Elektronegativitäten ist größer als 2: ΔEO> 2), dann wird eines der Elektronen fast vollständig auf das andere Atom übertragen, mit der Bildung Ionen... Diese Verbindung heißt ionisch.

Die wichtigsten Arten chemischer Bindungen sind - kovalent, ionisch und Metall Kommunikation. Betrachten wir sie genauer.

Kovalente chemische Bindung

Kovalente Bindung – es ist eine chemische Bindung geformt von Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares A: B ... Außerdem sind zwei Atome Überlappung Atomorbitale. Eine kovalente Bindung entsteht durch die Wechselwirkung von Atomen mit geringem Elektronegativitätsunterschied (in der Regel zwischen zwei Nichtmetallen) oder Atome eines Elements.

Grundlegende Eigenschaften kovalenter Bindungen

• Fokus,
• Sättigungsfähigkeit,
• Polarität,
• Polarisierbarkeit.

Diese Bindungseigenschaften beeinflussen die chemischen und physikalischen Eigenschaften von Stoffen.

Richtung der Kommunikation charakterisiert die chemische Struktur und Form von Stoffen. Die Winkel zwischen zwei Bindungen werden Bindungswinkel genannt. Zum Beispiel beträgt der H-O-H-Bindungswinkel in einem Wassermolekül 104.45 о, das Wassermolekül ist also polar, und in einem Methanmolekül beträgt der H-C-H-Bindungswinkel 108 о 28 .

Sättigungsfähigkeit Ist die Fähigkeit von Atomen, eine begrenzte Anzahl kovalenter chemischer Bindungen zu bilden. Die Anzahl der Bindungen, die ein Atom eingehen kann, wird genannt.

Polarität Bindung entsteht durch die ungleichmäßige Verteilung der Elektronendichte zwischen zwei Atomen mit unterschiedlicher Elektronegativität. Kovalente Bindungen werden in polare und unpolare unterteilt.

Polarisierbarkeit Verbindungen sind Fähigkeit der Bindungselektronen, sich unter dem Einfluss eines äußeren elektrischen Feldes zu verdrängen(insbesondere das elektrische Feld eines anderen Teilchens). Die Polarisierbarkeit hängt von der Elektronenmobilität ab. Je weiter das Elektron vom Kern entfernt ist, desto beweglicher ist es und dementsprechend ist das Molekül polarisierbarer.

Kovalente unpolare chemische Bindung

Es gibt 2 Arten kovalenter Bindungen - POLAR und NICHT-POLAR .

Beispiel . Betrachten Sie die Struktur des Wasserstoffmoleküls H 2. Jedes Wasserstoffatom auf dem äußeren Energieniveau trägt 1 ungepaartes Elektron. Um das Atom anzuzeigen, verwenden wir die Lewis-Struktur - dies ist ein Diagramm der Struktur des externen Energieniveaus des Atoms, wenn Elektronen durch Punkte gekennzeichnet sind. Die Lewis-Punktstrukturmodelle sind hilfreich, wenn mit Elementen der zweiten Periode gearbeitet wird.

H. +. H = H: H

Somit hat das Wasserstoffmolekül ein gemeinsames Elektronenpaar und eine chemische Bindung H – H. Dieses Elektronenpaar wird zu keinem der Wasserstoffatome verschoben, weil die Elektronegativität von Wasserstoffatomen ist dieselbe. Diese Verbindung heißt kovalent unpolar .

Kovalente unpolare (symmetrische) Bindung Ist eine kovalente Bindung, die von Atomen mit gleicher Elektronegativität (in der Regel die gleichen Nichtmetalle) und daher mit einer gleichmäßigen Verteilung der Elektronendichte zwischen den Atomkernen gebildet wird.

Das Dipolmoment unpolarer Bindungen ist 0.

Beispiele von: H 2 (H-H), O 2 (O = O), S 8.

Kovalente polare chemische Bindung

Kovalente polare Bindung Ist eine kovalente Bindung, die zwischen Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität (allgemein, verschiedene Nichtmetalle) und ist gekennzeichnet durch Verschiebung ein gemeinsames Elektronenpaar zu einem elektronegativeren Atom (Polarisation).

Die Elektronendichte wird zu einem elektronegativeren Atom verschoben - daher entsteht an diesem eine negative Teilladung (δ-) und an einem weniger elektronegativen Atom eine positive Teilladung (δ +, Delta +).

Je größer die Differenz der Elektronegativitäten der Atome, desto höher Polarität Verbindungen und mehr Dipolmoment ... Zwischen benachbarten Molekülen und Ladungen mit entgegengesetztem Vorzeichen wirken zusätzliche Anziehungskräfte, was zunimmt Stärke Kommunikation.

Die Polarität einer Bindung beeinflusst die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Verbindungen. Die Reaktionsmechanismen und sogar die Reaktivität benachbarter Bindungen hängen von der Polarität der Bindung ab. Die Polarität der Verbindung wird oft bestimmt durch Molekülpolarität und beeinflusst somit direkt physikalische Eigenschaften wie Siedepunkt und Schmelzpunkt, Löslichkeit in polaren Lösungsmitteln.

Beispiele: HCl, CO 2, NH 3.

Mechanismen der kovalenten Bindungsbildung

Eine kovalente chemische Bindung kann durch 2 Mechanismen entstehen:

1. Austauschmechanismus die Bildung einer kovalenten chemischen Bindung liegt vor, wenn jedes Teilchen ein ungepaartes Elektron für die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares bereitstellt:

EIN . + . B = A: B

2. Die Bildung einer kovalenten Bindung ist ein Mechanismus, bei dem eines der Teilchen ein einsames Elektronenpaar und das andere Teilchen ein freies Orbital für dieses Elektronenpaar bereitstellt:

EIN: + B = A: B

In diesem Fall liefert eines der Atome ein einsames Elektronenpaar ( Spender), und ein anderes Atom bietet ein freies Orbital für dieses Paar ( Akzeptor). Durch die Bindungsbildung nimmt sowohl die Elektronenenergie ab, d.h. es ist vorteilhaft für Atome.

Eine kovalente Bindung, die durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird ist nicht anders in Eigenschaften von anderen kovalenten Bindungen, die durch den Austauschmechanismus gebildet werden. Die Bildung einer kovalenten Bindung durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus ist typisch für Atome mit entweder einer großen Anzahl von Elektronen auf dem äußeren Energieniveau (Elektronendonatoren) oder umgekehrt mit einer sehr kleinen Anzahl von Elektronen (Elektronenakzeptoren). Die Valenzfähigkeiten von Atomen werden im entsprechenden Abschnitt genauer betrachtet.

Es entsteht eine kovalente Bindung durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus:

- in einem Molekül Kohlenmonoxid CO(die Bindung im Molekül ist dreifach, 2 Bindungen werden durch den Austauschmechanismus gebildet, eine durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus): C=O;

- v Ammoniumion NH 4 +, in Ionen organische Amine, beispielsweise im Methylammoniumion CH 3 -NH 2 +;

- v komplexe Verbindungen, eine chemische Bindung zwischen dem Zentralatom und den Ligandengruppen, beispielsweise in Natriumtetrahydroxoaluminat Na die Bindung zwischen Aluminium- und Hydroxidionen;

- v Salpetersäure und ihre Salze- Nitrate: HNO 3, NaNO 3, in einigen anderen Stickstoffverbindungen;

- in einem Molekül Ozon O 3.

Hauptmerkmale einer kovalenten Bindung

Eine kovalente Bindung wird normalerweise zwischen Nichtmetallatomen gebildet. Die Hauptmerkmale einer kovalenten Bindung sind Länge, Energie, Vielheit und Richtung.

Vielzahl chemischer Bindungen

Vielzahl chemischer Bindungen - Das die Anzahl der gemeinsamen Elektronenpaare zwischen zwei Atomen in einer Verbindung... Die Multiplizität der Bindung lässt sich leicht aus dem Wert der Atome bestimmen, die das Molekül bilden.

Zum Beispiel , im Wasserstoffmolekül H 2 ist die Bindungsmultiplizität 1, da jeder Wasserstoff hat nur 1 ungepaartes Elektron auf dem externen Energieniveau, daher wird ein gemeinsames Elektronenpaar gebildet.

Im Sauerstoffmolekül O 2 beträgt die Bindungsmultiplizität 2, da jedes Atom auf dem äußeren Energieniveau hat 2 ungepaarte Elektronen: O = O.

In einem Stickstoffmolekül N 2 beträgt die Bindungsmultiplizität 3, da zwischen jedem Atom befinden sich 3 ungepaarte Elektronen auf dem externen Energieniveau, und die Atome bilden 3 gemeinsame Elektronenpaare N≡N.

Kovalente Bindungslänge

Chemische Bindungslänge Ist der Abstand zwischen den Zentren der Kerne der Atome, die die Bindung bilden. Sie wird durch experimentelle physikalische Methoden bestimmt. Die Bindungslänge lässt sich näherungsweise nach der Additivitätsregel abschätzen, nach der die Bindungslänge im AB-Molekül ungefähr gleich der Halbsumme der Bindungslängen in den A2- und B2-Molekülen ist:

Die Länge der chemischen Bindung lässt sich grob abschätzen entlang der Radien der Atome eine Bindung eingehen, oder durch die Häufigkeit der Kommunikation wenn die Radien der Atome nicht sehr unterschiedlich sind.

Mit zunehmenden Radien der eine Bindung bildenden Atome nimmt die Bindungslänge zu.

Zum Beispiel

Mit zunehmender Multiplizität der Bindung zwischen Atomen (deren Atomradien sich nicht oder nur unwesentlich unterscheiden) nimmt die Bindungslänge ab.

Zum Beispiel ... In der Reihe: C – C, C = C, C≡C nimmt die Bindungslänge ab.

Kommunikationsenergie

Die Bindungsenergie ist ein Maß für die Stärke einer chemischen Bindung. Kommunikationsenergie wird durch die Energie bestimmt, die erforderlich ist, um eine Bindung zu brechen und die Atome, die diese Bindung in einem unendlich großen Abstand voneinander bilden, zu entfernen.

Eine kovalente Bindung ist sehr haltbar. Seine Energie reicht von mehreren zehn bis mehreren hundert kJ/mol. Je höher die Bindungsenergie, desto größer die Bindungsstärke und umgekehrt.

Die Stärke einer chemischen Bindung hängt von der Bindungslänge, Bindungspolarität und Bindungsmultiplizität ab. Je länger die chemische Bindung, desto leichter ist sie zu brechen und je niedriger die Bindungsenergie, desto geringer ihre Festigkeit. Je kürzer die chemische Bindung ist, desto stärker ist sie und desto größer ist die Bindungsenergie.

Zum Beispiel, in der Reihe der Verbindungen HF, HCl, HBr, von links nach rechts die Stärke der chemischen Bindung nimmt ab schon seit die Länge der Verbindung nimmt zu.

Ionische chemische Bindung

Ionenverbindung Beruht eine chemische Bindung auf elektrostatische Anziehung von Ionen.

Jona entstehen bei der Aufnahme oder Abgabe von Elektronen durch Atome. Zum Beispiel behalten die Atome aller Metalle schwach Elektronen des externen Energieniveaus. Daher sind Metallatome gekennzeichnet durch restaurative Eigenschaften- die Fähigkeit, Elektronen zu spenden.

Beispiel. Das Natriumatom enthält 1 Elektron auf dem 3. Energieniveau. Wenn man es leicht aufgibt, bildet das Natriumatom ein viel stabileres Na + -Ion mit der elektronischen Konfiguration des edlen Neongases Ne. Das Natriumion enthält 11 Protonen und nur 10 Elektronen, die Gesamtladung des Ions beträgt also -10 + 11 = +1:

+11N / A) 2) 8) 1 - 1e = +11 N / A +) 2 ) 8

Beispiel. Das Chloratom auf der äußeren Energieebene enthält 7 Elektronen. Um die Konfiguration eines stabilen inerten Argonatoms Ar zu erhalten, muss Chlor 1 Elektron anlagern. Nach der Anlagerung eines Elektrons entsteht ein stabiles Chlor-Ion, bestehend aus Elektronen. Die Gesamtladung des Ions beträgt -1:

+17Cl) 2) 8) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Beachten Sie:

• Die Eigenschaften von Ionen unterscheiden sich von den Eigenschaften von Atomen!
• Stabile Ionen können sich nicht nur bilden Atome, aber auch Gruppen von Atomen... Zum Beispiel: Ammoniumion NH 4 +, Sulfation SO 4 2- usw. Die von solchen Ionen gebildeten chemischen Bindungen werden auch als ionisch angesehen;
• Die ionische Bindung wird in der Regel untereinander gebildet Metalle und Nichtmetalle(Gruppen von Nichtmetallen);

Die gebildeten Ionen werden durch elektrische Anziehung angezogen: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Fassen wir zusammen Unterscheidung zwischen kovalenten und ionischen Bindungstypen:

Metallische Bindung Ist eine Verbindung, die relativ gebildet wird freie Elektronen zwischen Metallionen ein Kristallgitter bilden.

Metallatome auf dem externen Energieniveau befinden sich normalerweise ein bis drei Elektronen... Die Radien von Metallatomen sind in der Regel groß - daher geben Metallatome im Gegensatz zu Nichtmetallen relativ leicht externe Elektronen ab, d.h. sind starke Reduktionsmittel.

Durch Abgabe von Elektronen werden Metallatome zu positiv geladene Ionen ... Abgelöste Elektronen sind relativ frei Bewegung zwischen positiv geladenen Metallionen. Zwischen diesen Partikeln es gibt eine Verbindung schon seit gemeinsame Elektronen halten die geschichteten Metallkationen zusammen , wodurch eine ausreichend starke Metallkristallgitter ... In diesem Fall bewegen sich die Elektronen kontinuierlich chaotisch, d.h. ständig entstehen neue neutrale Atome und neue Kationen.

Intermolekulare Wechselwirkungen

Unabhängig davon lohnt es sich, die Wechselwirkungen zu betrachten, die zwischen einzelnen Molekülen in einer Substanz auftreten - intermolekulare Wechselwirkungen ... Intermolekulare Wechselwirkungen sind eine Art von Wechselwirkung zwischen neutralen Atomen, bei denen keine neuen kovalenten Bindungen auftreten. Die Wechselwirkungskräfte zwischen Molekülen wurden 1869 von van der Waals entdeckt und nach ihm benannt Van-dar-Waals-Kräfte... Die Van-der-Waals-Kräfte werden unterteilt in Orientierung, Induktion und dispersiv ... Die Energie intermolekularer Wechselwirkungen ist viel geringer als die Energie einer chemischen Bindung.

Orientierungskräfte der Schwerkraft zwischen polaren Molekülen auftreten (Dipol-Dipol-Wechselwirkung). Diese Kräfte entstehen zwischen polaren Molekülen. Induktionsinteraktionen Ist die Wechselwirkung zwischen einem polaren Molekül und einem unpolaren. Ein unpolares Molekül wird durch die Wirkung eines polaren Moleküls polarisiert, was eine zusätzliche elektrostatische Anziehung erzeugt.

Eine besondere Form der intermolekularen Wechselwirkung sind Wasserstoffbrückenbindungen. - dies sind intermolekulare (oder intramolekulare) chemische Bindungen, die zwischen Molekülen entstehen, in denen stark polare kovalente Bindungen vorliegen - H-F, H-O oder H-N... Wenn es solche Bindungen in einem Molekül gibt, dann gibt es zwischen den Molekülen zusätzliche Schwerkraft .

Bildungsmechanismus Wasserstoffbrückenbindungen sind teilweise elektrostatisch und teilweise Donor-Akzeptor. In diesem Fall ist der Donor des Elektronenpaares das Atom eines stark elektronegativen Elements (F, O, N) und der Akzeptor die mit diesen Atomen verbundenen Wasserstoffatome. Die Wasserstoffbrücke ist gekennzeichnet durch Fokus im Weltraum und Sättigung.

Die Wasserstoffbrücke kann durch Punkte gekennzeichnet werden: Н ··· O. Je größer die Elektronegativität des Atoms in Verbindung mit Wasserstoff und je kleiner seine Größe ist, desto stärker ist die Wasserstoffbindung. Es ist in erster Linie charakteristisch für Verbindungen Fluor mit Wasserstoff und auch zu Sauerstoff mit Wasserstoff , weniger Stickstoff mit Wasserstoff .

Wasserstoffbrückenbindungen entstehen zwischen folgenden Stoffen:

— Fluorwasserstoff HF(Gas, Lösung von Fluorwasserstoff in Wasser - Flusssäure), Wasser H 2 O (Dampf, Eis, flüssiges Wasser):

— Lösung von Ammoniak und organischen Aminen- zwischen Ammoniak und Wassermolekülen;

— organische Verbindungen mit O-H- oder N-H-Bindungen: Alkohole, Carbonsäuren, Amine, Aminosäuren, Phenole, Anilin und seine Derivate, Proteine, Lösungen von Kohlenhydraten - Monosaccharide und Disaccharide.

Die Wasserstoffbrücke beeinflusst die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Stoffen. Somit erschwert eine zusätzliche Anziehung zwischen Molekülen das Sieden von Substanzen. Bei Stoffen mit Wasserstoffbrückenbindungen wird ein abnormaler Anstieg des Siedepunktes beobachtet.

Zum Beispiel In der Regel wird mit zunehmendem Molekulargewicht eine Erhöhung des Siedepunktes von Stoffen beobachtet. In einer Reihe von Substanzen H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te wir beobachten keine lineare Veränderung der Siedepunkte.

Nämlich bei Siedepunkt ungewöhnlich hoch - nicht weniger als -61 o C, wie die gerade Linie uns zeigt, aber viel mehr, +100 o C. Diese Anomalie wird durch das Vorhandensein von Wasserstoffbrücken zwischen Wassermolekülen erklärt. Daher ist Wasser unter normalen Bedingungen (0-20 o C) flüssig nach Phasenzustand.

Es ist äußerst selten, dass Chemikalien aus getrennten, nicht miteinander verbundenen Atomen chemischer Elemente bestehen. Nur wenige Gase, sogenannte Edelgase, haben unter normalen Bedingungen eine solche Struktur: Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon und Radon. Chemische Stoffe bestehen meist nicht aus verstreuten Atomen, sondern aus deren Assoziationen in verschiedenen Gruppen. Solche Assoziationen von Atomen können mehrere Einheiten, Hunderte, Tausende oder noch mehr Atome umfassen. Die Kraft, die diese Atome in der Zusammensetzung solcher Gruppen hält, heißt chemische Bindung.

Mit anderen Worten, wir können sagen, dass eine chemische Bindung eine Wechselwirkung ist, die eine Bindung zwischen einzelnen Atomen zu komplexeren Strukturen (Moleküle, Ionen, Radikale, Kristalle usw.) herstellt.

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

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

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

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

Die Bildung chemischer Bindungen wird von den Elektronen der äußeren Elektronenschicht mit der niedrigsten Bindungsenergie mit dem Kern begleitet, genannt Wertigkeit... In Bor sind dies beispielsweise Elektronen mit 2 Energieniveaus - 2 Elektronen für 2 S- Orbitale und 1 mal 2 P-Orbitale:

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

Das Erreichen der elektronischen Konfiguration eines Edelgases durch Atome ist möglich, wenn zunächst einzelne Atome einen Teil ihrer Valenzelektronen mit anderen Atomen teilen. In diesem Fall werden gemeinsame Elektronenpaare gebildet.

Je nach Grad der Elektronensozialisation werden kovalente, ionische und metallische Bindungen unterschieden.

Kovalente Bindung

Eine kovalente Bindung tritt am häufigsten zwischen den Atomen von Nichtmetallelementen auf. Wenn die Atome von Nichtmetallen, die eine kovalente Bindung bilden, zu verschiedenen chemischen Elementen gehören, wird eine solche Bindung als kovalente polare Bindung bezeichnet. Der Grund für diesen Namen liegt darin, dass die Atome verschiedener Elemente auch eine unterschiedliche Fähigkeit besitzen, ein gemeinsames Elektronenpaar anzuziehen. Offensichtlich führt dies zu einer Verschiebung des gemeinsamen Elektronenpaars zu einem der Atome, wodurch auf diesem eine negative Teilladung gebildet wird. Am anderen Atom wird wiederum eine positive Teilladung gebildet. In einem Chlorwasserstoffmolekül wird beispielsweise ein Elektronenpaar von einem Wasserstoffatom zu einem Chloratom verdrängt:

Beispiele für Stoffe mit kovalenter polarer Bindung:

СCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 usw.

Zwischen den Atomen von Nichtmetallen desselben chemischen Elements wird eine kovalente unpolare Bindung gebildet. Da die Atome identisch sind, ist ihre Fähigkeit, gemeinsame Elektronen abzuziehen, dieselbe. Dabei wird die Verschiebung des Elektronenpaares nicht beobachtet:

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

Es gibt auch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus.

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

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

Neben der Polarität werden kovalente Bindungen auch durch Energie charakterisiert. Die Bindungsenergie ist die minimale Energie, die erforderlich ist, um eine Bindung zwischen Atomen aufzubrechen.

Die Bindungsenergie nimmt mit zunehmenden Radien der gebundenen Atome ab. Da die Atomradien bekanntlich entlang der Untergruppen nach unten zunehmen, kann man beispielsweise folgern, dass die Stärke der Halogen-Wasserstoff-Bindung in der Reihe zunimmt:

HI< HBr < HCl < HF

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

Ionenverbindung

Die ionische Bindung kann als Grenzfall der kovalenten polaren Bindung angesehen werden. Wenn in einer kovalent-polaren Bindung das gesamte Elektronenpaar teilweise auf eines des Atompaares verschoben wird, dann wird es in einer ionischen fast vollständig an eines der Atome "gegeben". Das Atom, das das Elektron (die Elektronen) gespendet hat, erhält eine positive Ladung und wird Kation, und das Atom, das ihm die Elektronen entzogen hat, wird negativ geladen und wird Anion.

Somit ist eine ionische Bindung eine Bindung, die aufgrund der elektrostatischen Anziehung von Kationen an Anionen gebildet wird.

Die Bildung dieser Bindungsart ist charakteristisch für die Wechselwirkung von Atomen typischer Metalle und typischer Nichtmetalle.

Zum Beispiel Kaliumfluorid. Das Kaliumkation wird durch die Abstraktion eines Elektrons vom neutralen Atom erhalten, und das Fluorion wird gebildet, wenn ein Elektron an das Fluoratom gebunden wird:

Zwischen den resultierenden Ionen entsteht eine elektrostatische Anziehungskraft, wodurch eine ionische Verbindung gebildet wird.

Bei der Bildung einer chemischen Bindung gingen die Elektronen vom Natriumatom zum Chloratom über und es wurden entgegengesetzt geladene Ionen gebildet, die ein vollständiges äußeres Energieniveau haben.

Es zeigte sich, dass die Elektronen vom Metallatom nicht vollständig abgelöst, sondern wie bei einer kovalenten Bindung nur in Richtung des Chloratoms verschoben werden.

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

Eine ionische Bindung tritt 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)

Metallische Bindung

Diese Art der Bindung wird in Metallen gebildet.

Die Atome aller Metalle haben Elektronen auf der äußeren Elektronenschicht, die eine geringe Bindungsenergie mit dem Atomkern haben. Für die meisten Metalle ist der Prozess des Verlusts externer Elektronen energetisch günstig.

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

М 0 - ne - = M n +,

wobei M 0 ein neutrales Metallatom ist und M n + ein Kation des gleichen Metalls ist. Die folgende Abbildung zeigt eine Illustration der laufenden Prozesse.

Das heißt, Elektronen "tragen" den Metallkristall mit, lösen sich von einem Metallatom, bilden daraus ein Kation, verbinden sich mit einem anderen Kation und bilden ein neutrales Atom. Dieses Phänomen wurde "elektronischer Wind" genannt, und der Satz freier Elektronen in einem Kristall eines Nichtmetallatoms wurde "Elektronengas" genannt. Diese Art der Wechselwirkung zwischen Metallatomen wurde als Metallbindung bezeichnet.

Wasserstoffverbindung

Wenn ein Wasserstoffatom in einer Substanz mit einem Element mit hoher Elektronegativität (Stickstoff, Sauerstoff oder Fluor) verbunden ist, ist eine solche Substanz durch ein Phänomen wie eine Wasserstoffbrücke gekennzeichnet.

Da das Wasserstoffatom an ein elektronegatives Atom gebunden ist, wird an dem Wasserstoffatom eine positive Teilladung und an dem elektronegativen Element eine negative Teilladung gebildet. In dieser Hinsicht wird eine elektrostatische Anziehung zwischen dem teilweise positiv geladenen Wasserstoffatom eines Moleküls und dem elektronegativen Atom eines anderen möglich. Beispielsweise wird für Wassermoleküle eine Wasserstoffbrücke beobachtet:

Es ist die Wasserstoffbrücke, die den ungewöhnlich hohen Schmelzpunkt von Wasser erklärt. Neben Wasser bilden auch Stoffe wie Fluorwasserstoff, Ammoniak, sauerstoffhaltige Säuren, Phenole, Alkohole und Amine starke Wasserstoffbrückenbindungen.

Metallische Bindung. Eigenschaften der Metallbindung.

Eine metallische Bindung ist eine chemische Bindung, die durch das Vorhandensein relativ freier Elektronen verursacht wird. Es ist sowohl für reine Metalle als auch für deren Legierungen und intermetallische Verbindungen typisch.

Metallverbindungsmechanismus

An allen Knoten des Kristallgitters befinden sich positive Metallionen. Dazwischen bewegen sich Valenzelektronen, die bei der Bildung von Ionen von Atomen abgelöst wurden, zufällig wie Gasmoleküle. Diese Elektronen wirken als Zement, der die positiven Ionen zusammenhält; andernfalls würde das Gitter unter der Wirkung der Abstoßungskräfte zwischen den Ionen zerfallen. Gleichzeitig werden Elektronen von Ionen innerhalb des Kristallgitters gehalten und können es nicht verlassen. Die Bindungskräfte sind nicht lokalisiert oder gerichtet. Aus diesem Grund treten in den meisten Fällen hohe Koordinationszahlen auf (zB 12 oder 8). Wenn zwei Metallatome zusammenkommen, überlappen sich die Orbitale ihrer äußeren Hüllen, um Molekülorbitale zu bilden. Wenn das dritte Atom geeignet ist, überlappt sein Orbital mit den Orbitalen der ersten beiden Atome, was ein weiteres Molekülorbital ergibt. Bei vielen Atomen entsteht eine riesige Anzahl dreidimensionaler Molekülorbitale, die sich in alle Richtungen erstrecken. Aufgrund der mehrfachen Überlappung der Orbitale werden die Valenzelektronen jedes Atoms von vielen Atomen beeinflusst.

Charakteristische Kristallgitter

Die meisten Metalle bilden eines der folgenden hochsymmetrischen Gitter mit dichter Atompackung: kubisch raumzentriert, kubisch flächenzentriert und hexagonal.

In einem kubisch körperzentrierten Gitter (BCC) befinden sich Atome an den Ecken des Würfels und ein Atom in der Mitte des Volumens des Würfels. Metalle haben ein kubisch raumzentriertes Gitter: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba usw.

In einem kubisch flächenzentrierten Gitter (FCC) befinden sich Atome an den Ecken des Würfels und im Zentrum jeder Fläche. Metalle dieser Art haben ein Gitter: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, -Fe, Cu, α-Co usw.

In einem hexagonalen Gitter befinden sich Atome an den Ecken und im Zentrum der hexagonalen Grundflächen des Prismas, und drei Atome befinden sich in der Mittelebene des Prismas. Metalle haben eine solche Atompackung: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca usw.

Andere Eigenschaften

Frei bewegliche Elektronen sorgen für eine hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit. Stoffe mit einer metallischen Bindung verbinden oft Festigkeit mit Plastizität, denn wenn Atome gegeneinander verschoben werden, werden Bindungen nicht gebrochen. Metallisches Aroma ist ebenfalls eine wichtige Eigenschaft.

Metalle leiten Wärme und Strom gut, sie sind stark genug, sie lassen sich zerstörungsfrei verformen. Einige Metalle sind formbar (sie können geschmiedet werden), andere sind zähflüssig (sie können aus Draht gezogen werden). Diese einzigartigen Eigenschaften werden durch eine spezielle Art chemischer Bindung erklärt, die Metallatome miteinander verbindet - eine Metallbindung.

Metalle im festen Zustand existieren in Form von Kristallen positiver Ionen, als ob sie im Meer von Elektronen „schweben“ würden, die sich frei zwischen ihnen bewegen.

Die metallische Bindung erklärt die Eigenschaften von Metallen, insbesondere ihre Festigkeit. Unter der Wirkung der Verformungskraft kann das Metallgitter im Gegensatz zu Ionenkristallen seine Form ändern, ohne zu reißen.

Die hohe Wärmeleitfähigkeit von Metallen erklärt sich dadurch, dass bei einseitiger Erwärmung eines Metallstücks die kinetische Energie der Elektronen ansteigt. Dieser Energieanstieg breitet sich im "Elektronenmeer" mit großer Geschwindigkeit durch die Probe aus.

Auch die elektrische Leitfähigkeit von Metallen wird deutlich. Wird an den Enden einer Metallprobe eine Potentialdifferenz angelegt, verschiebt sich die Wolke delokalisierter Elektronen in Richtung eines positiven Potentials: Dieser Elektronenfluss in eine Richtung ist ein bekannter elektrischer Strom.

Metallische Bindung. Eigenschaften der Metallbindung. - Konzept und Typen. Einteilung und Merkmale der Kategorie "Metallische Bindung. Eigenschaften einer metallischen Bindung." 2017, 2018.

Der Zweck des Unterrichts

• Geben Sie eine Vorstellung von der metallischen chemischen Bindung.

• Lernen Sie, die Bildung einer Metallbindung aufzuschreiben.

• Machen Sie sich mit den physikalischen Eigenschaften von Metallen vertraut.

• Lerne Arten klar zu unterscheiden chemische Bindungen .

Unterrichtsziele

• Erfahren Sie, wie sie miteinander interagieren Metallatome

• Bestimmen Sie, wie sich die Metallbindung auf die Eigenschaften der durch sie gebildeten Stoffe auswirkt

Grundbegriffe:

• Elektronegativität - die chemische Eigenschaft eines Atoms, die ein quantitatives Merkmal der Fähigkeit eines Atoms in einem Molekül ist, gemeinsame Elektronenpaare an sich zu ziehen.
• Chemische Bindung - das Phänomen der Wechselwirkung von Atomen aufgrund der Überlappung von Elektronenwolken wechselwirkender Atome.
• Metallbindung - Dies ist eine Bindung in Metallen zwischen Atomen und Ionen, die durch die Vergesellschaftung von Elektronen gebildet wird.
• Kovalente Bindung - eine chemische Bindung, die durch Überlappung eines Paares von Valenzelektronen gebildet wird. Die Elektronen, die die Bindung herstellen, werden als gemeinsames Elektronenpaar bezeichnet. Es gibt 2 Typen: polar und unpolar.
• Ionenverbindung - eine chemische Bindung, die sich zwischen Atomen von Nichtmetallen bildet, bei der das gemeinsame Elektronenpaar zu einem Atom mit größerer Elektronegativität geht. Dadurch werden Atome wie entgegengesetzt geladene Körper angezogen.
• Wasserstoffverbindung - eine chemische Bindung zwischen einem elektronegativen Atom und einem Wasserstoffatom H, die kovalent an ein anderes elektronegatives Atom gebunden ist. Als elektronegative Atome können N, O oder F fungieren, Wasserstoffbrücken können intermolekular oder intramolekular sein.

  WÄHREND DER KURSE

Metallische chemische Bindung

Identifizieren Sie die Elemente, die sich in der falschen "Warteschlange" befinden. Warum?
Ca Fe P K Al Mg Na
Welche Elemente aus der Tabelle Mendelejew heißen Metalle?
Heute erfahren wir, welche Eigenschaften Metalle haben und wie sie von der Bindung zwischen Metallionen abhängen.
Erinnern wir uns zunächst an die Lage der Metalle im Periodensystem?
Metalle liegen bekanntlich in der Regel nicht als isolierte Atome vor, sondern als Klumpen, Barren oder Metallprodukte. Lassen Sie uns herausfinden, was Metallatome in einem integralen Volumen sammelt.

Im Beispiel sehen wir ein Goldstück. Gold ist übrigens ein einzigartiges Metall. Mit Hilfe des Schmiedens aus reinem Gold können Sie eine Folie mit einer Dicke von 0,002 mm herstellen! Eine so dünne Folie ist fast durchsichtig und hat im Lumen einen Grünstich. Als Ergebnis erhalten Sie aus einem Goldbarren in der Größe einer Streichholzschachtel eine dünne Folie, die die Fläche des Tennisplatzes bedeckt.
Chemisch sind alle Metalle durch die leichte Abgabe von Valenzelektronen und dadurch die Bildung positiv geladener Ionen gekennzeichnet und zeigen nur positive Oxidation. Deshalb sind freie Metalle Reduktionsmittel. Ein gemeinsames Merkmal von Metallatomen ist ihre große Größe im Vergleich zu Nichtmetallen. Externe Elektronen befinden sich in großen Abständen vom Kern und sind daher schwach an diesen gebunden, daher werden sie leicht abgelöst.
Atome einer großen Anzahl von Metallen auf der äußeren Ebene haben eine kleine Anzahl von Elektronen - 1,2,3. Diese Elektronen werden leicht abgerissen und die Metallatome werden zu Ionen.
Ме0 - n ē ⇆ Männer +
Metallatome - Elektronen extern Umlaufbahnen ⇆ Metallionen

So können die abgelösten Elektronen von einem Ion zum anderen wandern, dh frei werden und sie sozusagen zu einem Ganzen verbinden zu verstehen, welches Elektron zu welchem ​​der Metallatome gehört.
Elektronen können sich mit Kationen verbinden, dann werden temporär Atome gebildet, denen dann beim Schnüffeln Elektronen weggerissen werden. Dieser Vorgang läuft kontinuierlich und ohne Unterbrechung ab. Es stellt sich heraus, dass in der Masse der Metallatome kontinuierlich in Ionen umgewandelt werden und umgekehrt. In diesem Fall binden eine kleine Anzahl gemeinsamer Elektronen eine große Anzahl von Metallatomen und -ionen. Wichtig ist jedoch, dass die Anzahl der Elektronen in einem Metall gleich der Gesamtladung der positiven Ionen ist, d. h. das Metall insgesamt bleibt elektrisch neutral.
Dieser Vorgang wird als Modell vorgestellt - Metallionen befinden sich in einer Elektronenwolke. Eine solche Elektronenwolke wird als "Elektronengas" bezeichnet.

In diesem Bild sehen wir zum Beispiel, wie sich die Elektronen zwischen den stationären Ionen innerhalb des Kristallgitters aus Metall bewegen.

Reis. 2. Elektronische Bewegung

Um besser zu verstehen, was Elektronengas ist und wie es sich bei chemischen Reaktionen verschiedener Metalle verhält, schauen wir uns ein interessantes Video an. (Gold wird in diesem Video ausschließlich als Farbe bezeichnet!)

Jetzt können wir die Definition aufschreiben: Eine metallische Bindung ist eine Bindung in Metallen zwischen Atomen und Ionen, die durch die Vergesellschaftung von Elektronen gebildet wird.

Lassen Sie uns alle Arten von Verbindungen vergleichen, die wir kennen, und sie reparieren, um sie besser zu unterscheiden. Dazu sehen wir uns das Video an.

Metallische Bindung tritt nicht nur in reinen Metallen auf, sondern ist auch charakteristisch für Mischungen verschiedener Metalle, Legierungen in verschiedenen Aggregatzuständen.
Die metallische Bindung ist wichtig und bestimmt die Grundeigenschaften von Metallen
- elektrische Leitfähigkeit - ungeordnete Elektronenbewegung im Metallvolumen. Allerdings mit einer kleinen Potentialdifferenz, damit sich die Elektronen geordnet bewegen. Die Metalle mit der besten Leitfähigkeit sind Ag, Cu, Au, Al.
- Plastizität
Die Bindungen zwischen den Metallschichten sind nicht sehr signifikant, so können Sie die Schichten unter Last verschieben (das Metall verformen, ohne es zu brechen). Die besten verformbaren Metalle (weich) Au, Ag, Cu.
- metallischer Schimmer
Elektronengas reflektiert fast alle Lichtstrahlen. Aus diesem Grund glänzen reine Metalle so stark und sind meistens grau oder weiß. Metalle, die die besten Reflektoren sind Ag, Cu, Al, Pd, Hg

Hausaufgaben

Übung 1
Wählen Sie Formeln von Substanzen, die
a) kovalente polare Bindung: Cl2, KCl, NH3, O2, MgO, CCl4, SO2;
b) mit ionischer Bindung: HCl, KBr, P4, H2S, Na2O, CO2, CaS.
Übung 2
Streichen Sie das Unnötige durch:
a) CuCl2, Al, MgS
b) N2, HCl, O2
c) Ca, CO2, Fe
d) MgCl2, NH3, H2

Metallisches Natrium, metallisches Lithium und andere Alkalimetalle verändern die Farbe der Flamme. Lithiummetall und seine Salze verleihen dem Feuer eine rote Farbe, metallische Natrium- und Natriumsalze - gelb, metallisches Kalium und seine Salze - lila und Rubidium und Cäsium - ebenfalls lila, aber heller.

Reis. 4. Ein Stück metallisches Lithium

Reis. 5. Einfärben der Flamme mit Metallen

Lithium (Li). Lithiummetall gehört wie Natriummetall zu den Alkalimetallen. Beide lösen sich in Wasser auf. Natrium löst sich in Wasser und bildet Natronlauge, eine sehr starke Säure. Beim Auflösen von Alkalimetallen in Wasser wird viel Wärme und Gas (Wasserstoff) freigesetzt. Es ist ratsam, solche Metalle nicht mit den Händen zu berühren, da Sie sich verbrennen können.

Referenzliste

1. Lektion zum Thema "Metallische chemische Bindung", Chemielehrerin Tukhta Valentina Anatolyevna MOU "Esenovichskaya-Sekundarschule"
2. F. A. Derkach "Chemie" - wissenschaftliches und methodisches Handbuch. - Kiew, 2008.
3. LB Tsvetkova "Anorganische Chemie" - 2. Auflage, überarbeitet und erweitert. - Lemberg, 2006.
4. V. V. Malinovsky, P. G. Nagorny "Anorganische Chemie" - Kiew, 2009.
5. Glinka N.L. Allgemeine Chemie. - 27. Aufl. / Unter. Hrsg. V. A. Rabinowitsch. - L.: Chemie, 2008 .-- 704 S.

Bearbeitet und gesendet von A.V. Lisnyak

An der Lektion gearbeitet:

Tukhta V. A.

Lisnyak A. V.

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