Waarom kunnen atomen met elkaar combineren om moleculen te vormen? Wat is de reden voor het mogelijke bestaan van stoffen, die atomen van totaal verschillende chemische elementen bevatten? Dit zijn mondiale vraagstukken die van invloed zijn op de fundamentele concepten van de moderne fysische en chemische wetenschap. Je kunt ze beantwoorden als je een idee hebt over de elektronische structuur van atomen en de kenmerken kent van de covalente binding, die de basis vormt voor de meeste klassen van verbindingen. Het doel van ons artikel is om kennis te maken met de mechanismen van vorming van verschillende soorten chemische bindingen en de kenmerken van de eigenschappen van verbindingen die ze in hun moleculen bevatten.
Elektronische structuur van het atoom
Elektroneutrale materiedeeltjes, die de structurele elementen zijn, hebben een structuur die de structuur van het zonnestelsel weerspiegelt. Zoals de planeten rond de centrale ster draaien - de zon, zo bewegen de elektronen in het atoom rond de positief geladen kern. KarakteriserenIn een covalente binding zullen de elektronen die zich op het laatste energieniveau en het verst van de kern bevinden, significant zijn. Omdat hun verbinding met het centrum van hun eigen atoom minimaal is, kunnen ze gemakkelijk worden aangetrokken door de kernen van andere atomen. Dit is erg belangrijk voor het optreden van interatomaire interacties die leiden tot de vorming van moleculen. Waarom is de moleculaire vorm het belangrijkste bestaanstype van materie op onze planeet? Laten we het uitzoeken.
Basiseigenschap van atomen
Het vermogen van elektrisch neutrale deeltjes om te interageren, wat leidt tot een winst in energie, is hun belangrijkste kenmerk. Onder normale omstandigheden is de moleculaire toestand van materie inderdaad stabieler dan de atomaire toestand. De belangrijkste bepalingen van de moderne atomaire en moleculaire theorie verklaren zowel de principes van de vorming van moleculen als de kenmerken van een covalente binding. Bedenk dat het buitenste energieniveau van een atoom 1 tot 8 elektronen kan bevatten, in het laatste geval zal de laag compleet zijn, wat betekent dat deze zeer stabiel zal zijn. Atomen van edelgassen hebben zo'n externe niveaustructuur: argon, krypton, xenon - inerte elementen die elke periode in het systeem van D. I. Mendeleev voltooien. De uitzondering hier is helium, dat niet 8, maar slechts 2 elektronen in het laatste niveau heeft. De reden is simpel: in de eerste periode zijn er slechts twee elementen waarvan de atomen een enkele elektronenlaag hebben. Alle andere chemische elementen hebben 1 tot 7 elektronen op de laatste, onvolledige laag. In het proces van interactie met elkaar zullen de atomenstreven ernaar om tot een octet gevuld te worden met elektronen en de configuratie van een atoom van een inert element te herstellen. Een dergelijke toestand kan op twee manieren worden bereikt: door het verlies van de eigen of door de acceptatie van vreemde negatief geladen deeltjes. Deze vormen van interactie verklaren hoe te bepalen of er een ionische of covalente binding zal ontstaan tussen de reagerende atomen.
Mechanismen voor de vorming van een stabiele elektronische configuratie
Laten we ons voorstellen dat twee eenvoudige stoffen in de reactie van de verbinding komen: metallisch natrium en gasvormig chloor. Er wordt een stof van de klasse van zouten gevormd - natriumchloride. Het heeft een ionische chemische binding. Waarom en hoe is het ontstaan? Laten we opnieuw kijken naar de structuur van de atomen van de oorspronkelijke stoffen. Natrium heeft slechts één elektron op de laatste laag, zwak gebonden aan de kern vanwege de grote straal van het atoom. De ionisatie-energie van alle alkalimetalen, waaronder natrium, is laag. Daarom verlaat het elektron van het buitenste niveau het energieniveau, wordt aangetrokken door de kern van het chlooratoom en blijft in zijn ruimte. Dit schept een precedent voor de overgang van het Cl-atoom in de vorm van een negatief geladen ion. Nu hebben we niet meer te maken met elektrisch neutrale deeltjes, maar met geladen natriumkationen en chlooranionen. In overeenstemming met de wetten van de fysica ontstaan elektrostatische aantrekkingskrachten tussen hen, en de verbinding vormt een ionisch kristalrooster. Het mechanisme van vorming van het ionische type chemische binding dat door ons wordt overwogen, zal helpen om de specifieke kenmerken en belangrijkste kenmerken van een covalente binding duidelijker te verduidelijken.
Gedeelde elektronenparen
Als er een ionische binding optreedt tussen atomen van elementen die heel verschillend zijn in elektronegativiteit, d.w.z. metalen en niet-metalen, dan verschijnt het covalente type wanneer atomen van dezelfde of verschillende niet-metalen elementen op elkaar inwerken. In het eerste geval is het gebruikelijk om te praten over niet-polaire, en in het andere geval over de polaire vorm van een covalente binding. Het mechanisme van hun vorming is gemeenschappelijk: elk van de atomen geeft gedeeltelijk elektronen voor algemeen gebruik, die in paren worden gecombineerd. Maar de ruimtelijke rangschikking van elektronenparen ten opzichte van de kernen van atomen zal anders zijn. Op basis hiervan worden de soorten covalente bindingen onderscheiden - niet-polair en polair. Meestal zijn er in chemische verbindingen die bestaan uit atomen van niet-metalen elementen, paren bestaande uit elektronen met tegengestelde spins, d.w.z. die rond hun kernen in tegengestelde richtingen roteren. Omdat de beweging van negatief geladen deeltjes in de ruimte leidt tot de vorming van elektronenwolken, die uiteindelijk eindigen in hun onderlinge overlap. Wat zijn de gevolgen van dit proces voor atomen en waar leidt het toe?
Fysieke eigenschappen van een covalente binding
Het blijkt dat er tussen de centra van twee interagerende atomen een twee-elektronenwolk met een hoge dichtheid is. De elektrostatische aantrekkingskracht tussen de negatief geladen wolk zelf en de atoomkernen neemt toe. Er komt een deel van de energie vrij en de afstanden tussen atoomcentra worden kleiner. Bijvoorbeeld, aan het begin van de vorming van een molecuul H2 de afstand tussen de kernen van waterstofatomenis 1,06 A, na de overlap van wolken en de vorming van een gemeenschappelijk elektronenpaar - 0,74 A. Voorbeelden van een covalente binding gevormd volgens het bovenstaande mechanisme kunnen zowel bij eenvoudige als complexe anorganische stoffen worden gevonden. Het belangrijkste onderscheidende kenmerk is de aanwezigheid van gemeenschappelijke elektronenparen. Als gevolg hiervan verkrijgt elk van hen na het ontstaan van een covalente binding tussen atomen, bijvoorbeeld waterstof, de elektronische configuratie van inert helium en heeft het resulterende molecuul een stabiele structuur.
Ruimtelijke vorm van een molecuul
Een andere zeer belangrijke fysieke eigenschap van een covalente binding is directionaliteit. Het hangt af van de ruimtelijke configuratie van het stofmolecuul. Wanneer bijvoorbeeld twee elektronen een bolvormige wolk overlappen, is het uiterlijk van het molecuul lineair (waterstofchloride of waterstofbromide). De vorm van watermoleculen, waarin s- en p-wolken hybridiseren, is hoekig en zeer sterke gasvormige stikstofdeeltjes zien eruit als een piramide.
Structuur van eenvoudige stoffen - niet-metalen
Nu we hebben ontdekt wat voor soort binding covalent wordt genoemd, welke tekens het heeft, is het tijd om met de variëteiten om te gaan. Als atomen van hetzelfde niet-metaal - chloor, stikstof, zuurstof, broom, enz. Met elkaar in wisselwerking staan, worden de overeenkomstige eenvoudige stoffen gevormd. Hun gemeenschappelijke elektronenparen bevinden zich op dezelfde afstand van de centra van atomen, zonder te verschuiven. Voor verbindingen met een niet-polair type covalente binding zijn de volgende kenmerken inherent: lage kookpunten ensmelten, onoplosbaarheid in water, diëlektrische eigenschappen. Vervolgens gaan we uitzoeken welke stoffen worden gekenmerkt door een covalente binding, waarbij een verschuiving van gemeenschappelijke elektronenparen optreedt.
Elektronegativiteit en het effect ervan op het type chemische binding
De eigenschap van een bepaald element om elektronen aan te trekken van een atoom van een ander element in de chemie wordt elektronegativiteit genoemd. De schaal van waarden voor deze parameter, voorgesteld door L. Pauling, is te vinden in alle leerboeken over anorganische en algemene chemie. De hoogste waarde - 4,1 eV - heeft fluor, de kleinere - andere actieve niet-metalen, en de laagste indicator is typisch voor alkalimetalen. Als elementen die verschillen in hun elektronegativiteit met elkaar reageren, dan zal onvermijdelijk een, meer actieve, negatief geladen deeltjes van een atoom of een passiever element naar zijn kern trekken. De fysieke eigenschappen van een covalente binding hangen dus rechtstreeks af van het vermogen van de elementen om elektronen te doneren voor algemeen gebruik. De resulterende gemeenschappelijke paren bevinden zich niet langer symmetrisch ten opzichte van de kernen, maar worden verschoven naar het meer actieve element.
Kenmerken van verbindingen met een polaire binding
Stoffen in moleculen waarvan de gezamenlijke elektronenparen asymmetrisch zijn ten opzichte van de atoomkernen zijn onder meer waterstofhalogeniden, zuren, verbindingen van chalcogenen met waterstof en zuuroxiden. Dit zijn sulfaat- en nitraatzuren, oxiden van zwavel en fosfor, waterstofsulfide, enz. Een waterstofchloridemolecuul bevat bijvoorbeeld één gemeenschappelijk elektronenpaar,gevormd door ongepaarde elektronen van waterstof en chloor. Het is dichter bij het centrum van het Cl-atoom verschoven, wat een meer elektronegatief element is. Alle stoffen met een polaire binding in waterige oplossingen dissociëren in ionen en geleiden een elektrische stroom. Verbindingen met een polaire covalente binding, waarvan we voorbeelden hebben gegeven, hebben ook hogere smelt- en kookpunten in vergelijking met eenvoudige niet-metalen stoffen.
Methoden voor het verbreken van chemische bindingen
In de organische chemie volgen de substitutiereacties van verzadigde koolwaterstoffen met halogenen een radicaal mechanisme. Een mengsel van methaan en chloor in het licht en bij gewone temperatuur reageert zodanig dat de chloormoleculen beginnen te splitsen in deeltjes met ongepaarde elektronen. Met andere woorden, de vernietiging van het gemeenschappelijke elektronenpaar en de vorming van zeer actieve radicalen -Cl worden waargenomen. Ze kunnen methaanmoleculen zodanig beïnvloeden dat ze de covalente binding tussen koolstof- en waterstofatomen verbreken. Een actief deeltje -H wordt gevormd en de vrije valentie van het koolstofatoom neemt een chloorradicaal aan en chloormethaan wordt het eerste product van de reactie. Zo'n mechanisme voor het splitsen van moleculen wordt homolytisch genoemd. Als het gemeenschappelijke elektronenpaar volledig overgaat in het bezit van een van de atomen, dan spreken ze van een heterolytisch mechanisme dat kenmerkend is voor reacties die plaatsvinden in waterige oplossingen. In dit geval zullen polaire watermoleculen de vernietigingssnelheid van de chemische bindingen van de opgeloste verbinding verhogen.
Dubbel en driedubbellinks
De overgrote meerderheid van organische stoffen en sommige anorganische verbindingen bevatten in hun moleculen niet één, maar meerdere gemeenschappelijke elektronenparen. De veelvoud van de covalente binding verkleint de afstand tussen atomen en verhoogt de stabiliteit van verbindingen. Ze worden meestal chemisch resistent genoemd. In een stikstofmolecuul zijn er bijvoorbeeld drie paar elektronen, deze worden in de structuurformule aangegeven met drie streepjes en bepalen de sterkte ervan. De eenvoudige stof stikstof is chemisch inert en kan alleen reageren met andere verbindingen, zoals waterstof, zuurstof of metalen, alleen bij verhitting of bij verhoogde druk, evenals in aanwezigheid van katalysatoren.
Dubbele en driedubbele bindingen zijn inherent aan dergelijke klassen van organische verbindingen als onverzadigde dieenkoolwaterstoffen, evenals stoffen van de ethyleen- of acetyleenreeks. Meerdere bindingen bepalen de belangrijkste chemische eigenschappen: additie- en polymerisatiereacties die plaatsvinden op de punten van hun breuk.
In ons artikel hebben we een algemene beschrijving van de covalente binding gegeven en de belangrijkste typen ervan onderzocht.
