Het concept van een chemische binding is van niet gering belang op verschillende gebieden van de chemie als wetenschap. Dit komt door het feit dat het met zijn hulp is dat individuele atomen zich kunnen combineren tot moleculen, waarbij allerlei stoffen worden gevormd, die op hun beurt het onderwerp zijn van chemisch onderzoek.
De verscheidenheid aan atomen en moleculen wordt geassocieerd met het ontstaan van verschillende soorten bindingen ertussen. Verschillende klassen van moleculen worden gekenmerkt door hun eigen kenmerken van de verdeling van elektronen, en dus hun eigen soorten bindingen.
Basisconcepten
Een chemische binding is een reeks interacties die leiden tot de binding van atomen om stabiele deeltjes met een meer complexe structuur (moleculen, ionen, radicalen) te vormen, evenals aggregaten (kristallen, glazen, enz.). De aard van deze interacties is elektrisch van aard en ze ontstaan tijdens de distributie van valentie-elektronen in naderende atomen.
Valentie wordt meestal het vermogen van een atoom genoemd om een bepaald aantal bindingen met andere atomen te vormen. In ionische verbindingen wordt het aantal gegeven of gehechte elektronen genomen als de waarde van valentie. BIJin covalente verbindingen is het gelijk aan het aantal gemeenschappelijke elektronenparen.
De oxidatietoestand wordt opgevat als de voorwaardelijke lading die op een atoom zou kunnen zijn als alle polaire covalente bindingen ionisch waren.
De bindingsmultipliciteit is het aantal gedeelde elektronenparen tussen de beschouwde atomen.
De bindingen die in verschillende takken van de chemie worden beschouwd, kunnen worden onderverdeeld in twee soorten chemische bindingen: bindingen die leiden tot de vorming van nieuwe stoffen (intramoleculaire) en bindingen die ontstaan tussen moleculen (intermoleculair).
Basiscommunicatiekenmerken
De bindingsenergie is de energie die nodig is om alle bestaande bindingen in een molecuul te verbreken. Het is ook de energie die vrijkomt tijdens de vorming van bindingen.
De bindingslengte is de afstand tussen aangrenzende atoomkernen in een molecuul, waarbij de krachten van aantrekking en afstoting in evenwicht zijn.
Deze twee kenmerken van de chemische binding van atomen zijn een maatstaf voor de sterkte: hoe korter de lengte en hoe groter de energie, hoe sterker de binding.
De bindingshoek wordt gewoonlijk de hoek genoemd tussen de weergegeven lijnen die in de richting van binding door de kernen van atomen gaan.
Methoden voor het beschrijven van links
De twee meest voorkomende benaderingen om de chemische binding te verklaren, ontleend aan de kwantummechanica:
Methode van moleculaire orbitalen. Hij beschouwt een molecuul als een verzameling elektronen en kernen van atomen, waarbij elk afzonderlijk elektron beweegt in het werkveld van alle andere elektronen en kernen. Het molecuul heeft een orbitale structuur en al zijn elektronen zijn langs deze banen verdeeld. Deze methode wordt ook MO LCAO genoemd, wat staat voor "moleculaire orbitaal - een lineaire combinatie van atomaire orbitalen".
Methode van valentiebindingen. Vertegenwoordigt een molecuul als een systeem van twee centrale moleculaire orbitalen. Bovendien komt elk van hen overeen met één binding tussen twee aangrenzende atomen in het molecuul. De methode is gebaseerd op de volgende bepalingen:
- De vorming van een chemische binding wordt uitgevoerd door een paar elektronen met tegengestelde spins, die zich tussen de twee beschouwde atomen bevinden. Het gevormde elektronenpaar behoort evenveel tot twee atomen.
- Het aantal bindingen gevormd door een of ander atoom is gelijk aan het aantal ongepaarde elektronen in de grond en aangeslagen toestand.
- Als elektronenparen niet deelnemen aan de vorming van een binding, worden ze alleenstaande paren genoemd.
Elektronegativiteit
Het is mogelijk om het type chemische binding in stoffen te bepalen op basis van het verschil in de elektronegativiteitswaarden van de samenstellende atomen. Elektronegativiteit wordt begrepen als het vermogen van atomen om gemeenschappelijke elektronenparen (elektronenwolk) aan te trekken, wat leidt tot bindingspolarisatie.
Er zijn verschillende manieren om de waarden van de elektronegativiteit van chemische elementen te bepalen. De meest gebruikte schaal is echter de schaal op basis van thermodynamische gegevens, die in 1932 werd voorgesteld door L. Pauling.
Hoe groter het verschil in de elektronegativiteit van atomen, hoe meer uitgesproken de ioniciteit. Integendeel, gelijke of nauwe elektronegativiteitswaarden geven de covalente aard van de binding aan. Met andere woorden, het is mogelijk om wiskundig te bepalen welke chemische binding in een bepaald molecuul wordt waargenomen. Om dit te doen, moet je ΔX berekenen - het verschil in de elektronegativiteit van atomen volgens de formule: ΔX=|X 1 -X 2 |.
- Als ΔХ>1, 7, dan is de binding ionisch.
- Als 0,5≦ΔХ≦1,7, dan is de covalente binding polair.
- Als ΔХ=0 of er dichtbij, dan is de binding covalent niet-polair.
Ionische binding
Ionisch is zo'n binding die ontstaat tussen ionen of door de volledige terugtrekking van een gemeenschappelijk elektronenpaar door een van de atomen. In stoffen wordt dit type chemische binding uitgevoerd door krachten van elektrostatische aantrekkingskracht.
Ionen zijn geladen deeltjes gevormd uit atomen als gevolg van elektronen die winnen of verliezen. Wanneer een atoom elektronen accepteert, krijgt het een negatieve lading en wordt het een anion. Als een atoom valentie-elektronen doneert, wordt het een positief geladen deeltje dat een kation wordt genoemd.
Het is kenmerkend voor verbindingen die worden gevormd door de interactie van atomen van typische metalen met atomen van typische niet-metalen. De belangrijkste van dit proces is het streven van atomen om stabiele elektronische configuraties te verwerven. En hiervoor hoeven typische metalen en niet-metalen slechts 1-2 elektronen te geven of te accepteren,wat ze met gemak doen.
Het mechanisme van de vorming van een ionische chemische binding in een molecuul wordt traditioneel beschouwd aan de hand van het voorbeeld van de interactie van natrium en chloor. Alkalimetaalatomen doneren gemakkelijk een elektron dat wordt getrokken door een halogeenatoom. Het resultaat is het Na+ kation en het Cl- anion, die bij elkaar worden gehouden door elektrostatische aantrekking.
Er is geen ideale ionbinding. Zelfs in dergelijke verbindingen, die vaak ionisch worden genoemd, vindt de uiteindelijke overdracht van elektronen van atoom naar atoom niet plaats. Het gevormde elektronenpaar blijft nog steeds in gemeenschappelijk gebruik. Daarom praten ze over de mate van ioniciteit van een covalente binding.
Ionische binding wordt gekenmerkt door twee belangrijke eigenschappen die aan elkaar gerelateerd zijn:
- niet-gericht, d.w.z. het elektrische veld rond het ion heeft de vorm van een bol;
- Onverzadiging, d.w.z. het aantal tegengesteld geladen ionen dat rond een ion kan worden geplaatst, wordt bepaald door hun grootte.
Covalente chemische binding
De binding die wordt gevormd wanneer de elektronenwolken van niet-metaalatomen elkaar overlappen, dat wil zeggen, uitgevoerd door een gemeenschappelijk elektronenpaar, wordt een covalente binding genoemd. Het aantal gedeelde elektronenparen bepa alt de veelvoud van de binding. Zo zijn waterstofatomen verbonden door een enkele H··H-binding en vormen zuurstofatomen een dubbele binding O::O.
Er zijn twee mechanismen voor de vorming ervan:
- Uitwisseling - elk atoom vertegenwoordigt één elektron voor de vorming van een gemeenschappelijk paar: A +B=A: B, terwijl de verbinding externe atomaire orbitalen betreft, waarop één elektron zich bevindt.
- Donor-acceptor - om een binding te vormen, levert een van de atomen (donor) een elektronenpaar en de tweede (acceptor) - een vrije orbitaal voor zijn plaatsing: A +:B=A:B.
De manieren waarop elektronenwolken elkaar overlappen wanneer een covalente chemische binding wordt gevormd, zijn ook verschillend.
- Direct. Het overlapgebied van de wolken ligt op een rechte denkbeeldige lijn die de kernen van de beschouwde atomen verbindt. In dit geval worden σ-bindingen gevormd. Het type chemische binding dat in dit geval optreedt, hangt af van het type elektronenwolken dat overlap ondergaat: s-s, sp, p-p, s-d of p-d σ-bindingen. In een deeltje (molecuul of ion) kan slechts één σ-binding voorkomen tussen twee naburige atomen.
- Zijkant. Het wordt uitgevoerd aan beide zijden van de lijn die de atoomkernen verbindt. Dit is hoe een π-binding wordt gevormd, en zijn varianten zijn ook mogelijk: p-p, p-d, d-d. Los van de σ-binding wordt de π-binding nooit gevormd, het kan in moleculen zijn die meerdere (dubbele en driedubbele) bindingen bevatten.
Covalente bindingseigenschappen
Ze bepalen de chemische en fysische eigenschappen van verbindingen. De belangrijkste eigenschappen van elke chemische binding in stoffen zijn de richtingsgevoeligheid, polariteit en polariseerbaarheid, evenals verzadiging.
De richting van de binding bepa alt de kenmerken van de moleculairede structuur van stoffen en de geometrische vorm van hun moleculen. De essentie ervan ligt in het feit dat de beste overlap van elektronenwolken mogelijk is met een bepaalde oriëntatie in de ruimte. De opties voor de vorming van σ- en π-bindingen zijn hierboven al overwogen.
Verzadiging wordt begrepen als het vermogen van atomen om een bepaald aantal chemische bindingen in een molecuul te vormen. Het aantal covalente bindingen voor elk atoom wordt beperkt door het aantal buitenste orbitalen.
De polariteit van de binding hangt af van het verschil in de elektronegativiteitswaarden van de atomen. Het bepa alt de uniformiteit van de verdeling van elektronen tussen de atoomkernen. Een covalente binding op deze basis kan polair of niet-polair zijn.
- Als het gemeenschappelijke elektronenpaar gelijkelijk tot elk van de atomen behoort en zich op dezelfde afstand van hun kernen bevindt, dan is de covalente binding niet-polair.
- Als het gemeenschappelijke elektronenpaar wordt verschoven naar de kern van een van de atomen, wordt een covalente polaire chemische binding gevormd.
Polariseerbaarheid wordt uitgedrukt door de verplaatsing van bindingselektronen onder invloed van een extern elektrisch veld, dat kan behoren tot een ander deeltje, aangrenzende bindingen in hetzelfde molecuul, of afkomstig kan zijn van externe bronnen van elektromagnetische velden. Een covalente binding onder hun invloed kan dus van polariteit veranderen.
Onder de hybridisatie van orbitalen begrijp je de verandering in hun vormen bij de implementatie van een chemische binding. Dit is nodig om de meest effectieve overlap te realiseren. Er zijn de volgende soorten hybridisatie:
- sp3. Een s- en drie p-orbitalen vormen vier"hybride" orbitalen met dezelfde vorm. Uiterlijk lijkt het op een tetraëder met een hoek tussen de assen van 109 °.
- sp2. Een s- en twee p-orbitalen vormen een platte driehoek met een hoek tussen de assen van 120°.
- sp. Een s- en een p-orbitaal vormen twee "hybride" orbitalen met een hoek tussen hun assen van 180°.
Metaalverbinding
Een kenmerk van de structuur van metaalatomen is een vrij grote straal en de aanwezigheid van een klein aantal elektronen in buitenste orbitalen. Als gevolg hiervan is in dergelijke chemische elementen de binding tussen de kern en valentie-elektronen relatief zwak en gemakkelijk verbroken.
Metaalbinding is zo'n interactie tussen metaalatomen-ionen, die wordt uitgevoerd met behulp van gedelokaliseerde elektronen.
In metaaldeeltjes kunnen valentie-elektronen gemakkelijk de buitenste orbitalen verlaten en ook lege plaatsen op hen innemen. Zo kan hetzelfde deeltje op verschillende tijdstippen een atoom en een ion zijn. De elektronen die ervan worden afgerukt, bewegen vrij door het hele volume van het kristalrooster en voeren een chemische binding uit.
Dit type binding heeft overeenkomsten met ionisch en covalent. Naast ionen zijn ionen nodig voor het bestaan van een metaalbinding. Maar als voor de implementatie van elektrostatische interactie in het eerste geval kationen en anionen nodig zijn, dan wordt in het tweede geval de rol van negatief geladen deeltjes gespeeld door elektronen. Als we een metaalbinding vergelijken met een covalente binding, dan vereist de vorming van beide gemeenschappelijke elektronen. Echter, inin tegenstelling tot een polaire chemische binding zijn ze niet gelokaliseerd tussen twee atomen, maar behoren ze tot alle metaaldeeltjes in het kristalrooster.
Metaalbindingen zijn verantwoordelijk voor de bijzondere eigenschappen van bijna alle metalen:
- plasticiteit, aanwezig vanwege de mogelijkheid van verplaatsing van atomenlagen in het kristalrooster dat wordt vastgehouden door elektronengas;
- metaalglans, die wordt waargenomen door de reflectie van lichtstralen van elektronen (in poedervorm is er geen kristalrooster en daarom bewegen elektronen erlangs);
- elektrische geleidbaarheid, die wordt uitgevoerd door een stroom geladen deeltjes, en in dit geval, kleine elektronen bewegen vrij tussen grote metaalionen;
- thermische geleidbaarheid, waargenomen vanwege het vermogen van elektronen om warmte over te dragen.
Waterstofbinding
Dit type chemische binding wordt soms een intermediair tussen covalente en intermoleculaire interactie genoemd. Als een waterstofatoom een binding heeft met een van de sterk elektronegatieve elementen (zoals fosfor, zuurstof, chloor, stikstof), dan kan het een extra binding vormen, waterstof genaamd.
Het is veel zwakker dan alle soorten bindingen die hierboven zijn beschouwd (energie is niet meer dan 40 kJ/mol), maar het kan niet worden verwaarloosd. Daarom ziet de chemische waterstofbinding in het diagram eruit als een stippellijn.
Het optreden van een waterstofbrug is mogelijk vanwege de tegelijkertijd elektrostatische donor-acceptor-interactie. Groot verschil in waardenelektronegativiteit leidt tot het verschijnen van een overmatige elektronendichtheid op de atomen O, N, F en anderen, evenals tot het ontbreken ervan op het waterstofatoom. In het geval dat er geen bestaande chemische binding tussen dergelijke atomen is, worden aantrekkingskrachten geactiveerd als ze dichtbij genoeg zijn. In dit geval is het proton een elektronenpaaracceptor en het tweede atoom een donor.
Waterstofbinding kan zowel optreden tussen aangrenzende moleculen, bijvoorbeeld water, carbonzuren, alcoholen, ammoniak, als binnen een molecuul, bijvoorbeeld salicylzuur.
De aanwezigheid van een waterstofbinding tussen watermoleculen verklaart een aantal van zijn unieke fysische eigenschappen:
- De waarden van de warmtecapaciteit, diëlektrische constante, kook- en smeltpunten, in overeenstemming met de berekeningen, zouden veel minder moeten zijn dan de echte, wat wordt verklaard door de binding van moleculen en de noodzaak om te besteden energie om intermoleculaire waterstofbruggen te verbreken.
- In tegenstelling tot andere stoffen, neemt het watervolume toe als de temperatuur da alt. Dit komt door het feit dat de moleculen een bepaalde positie innemen in de kristalstructuur van ijs en over de lengte van de waterstofbrug van elkaar weg bewegen.
Deze verbinding speelt een speciale rol voor levende organismen, omdat de aanwezigheid ervan in eiwitmoleculen hun speciale structuur en dus hun eigenschappen bepa alt. Bovendien zijn nucleïnezuren, die de dubbele DNA-helix vormen, ook precies verbonden door waterstofbruggen.
Communicatie in kristallen
De overgrote meerderheid van vaste stoffen heeft een kristalrooster - een specialede onderlinge rangschikking van de deeltjes waaruit ze bestaan. In dit geval wordt driedimensionale periodiciteit waargenomen en bevinden zich atomen, moleculen of ionen op de knooppunten, die verbonden zijn door denkbeeldige lijnen. Afhankelijk van de aard van deze deeltjes en de bindingen ertussen, zijn alle kristalstructuren onderverdeeld in atomaire, moleculaire, ionische en metallische.
Er zijn kationen en anionen in de knopen van het ionische kristalrooster. Bovendien is elk van hen omgeven door een strikt gedefinieerd aantal ionen met alleen de tegenovergestelde lading. Een typisch voorbeeld is natriumchloride (NaCl). Ze hebben meestal een hoog smeltpunt en een hoge hardheid, omdat ze veel energie nodig hebben om te breken.
Moleculen van stoffen gevormd door een covalente binding bevinden zich op de knopen van het moleculaire kristalrooster (bijvoorbeeld I2). Ze zijn met elkaar verbonden door een zwakke van der Waals-interactie en daarom is zo'n structuur gemakkelijk te vernietigen. Dergelijke verbindingen hebben een laag kook- en smeltpunt.
Het atomaire kristalrooster wordt gevormd door atomen van chemische elementen met hoge valentiewaarden. Ze zijn verbonden door sterke covalente bindingen, wat betekent dat de stoffen hoge kookpunten, smeltpunten en hoge hardheid hebben. Een voorbeeld is een diamant.
Dus alle soorten bindingen die in chemicaliën worden gevonden, hebben hun eigen kenmerken, die de fijne kneepjes van de interactie van deeltjes in moleculen en stoffen verklaren. De eigenschappen van de verbindingen hangen ervan af. Ze bepalen alle processen die in de omgeving plaatsvinden.
