Die Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare in einem Schwefelmolekül. Einführung in die Allgemeine Chemie. Warum ist die Formel von vierwertigem Schwefeloxid SO2

Wie bereits erwähnt, kann durch ungepaarte Elektronen in nicht angeregten wechselwirkenden Atomen ein gemeinsames Elektronenpaar gebildet werden, das eine kovalente Bindung ausführt. Dies geschieht beispielsweise bei der Bildung von Molekülen wie . Hier hat jedes der Atome ein ungepaartes Elektron; Wenn zwei solche Atome interagieren, entsteht ein gemeinsames Elektronenpaar - a kovalente Bindung.

Ein nicht angeregtes Stickstoffatom hat drei ungepaarte Elektronen:

Daher kann das Stickstoffatom aufgrund ungepaarter Elektronen an der Bildung von drei kovalenten Bindungen teilnehmen. Das passiert zum Beispiel in oder-Molekülen, in denen die Stickstoffkovalenz 3 ist.

Die Anzahl der kovalenten Bindungen kann jedoch größer sein als die Anzahl der verdampften Elektronen, die in einem nicht angeregten Atom vorhanden sind. Ja in normale Vorraussetzungen extern elektronische Schicht Das Kohlenstoffatom hat eine Struktur, die durch das Diagramm dargestellt wird:

Aufgrund der Anwesenheit ungepaarter Elektronen kann ein Kohlenstoffatom zwei kovalente Bindungen eingehen. Kohlenstoff hingegen ist durch Verbindungen gekennzeichnet, bei denen jedes seiner Atome durch vier kovalente Bindungen (z. B. usw.) mit benachbarten Atomen verbunden ist. Dies ist dadurch möglich, dass mit etwas Energieaufwand eines der im Atom vorhandenen Elektronen auf eine Unterebene überführt werden kann, wodurch das Atom in einen angeregten Zustand übergeht und die Zahl der ungepaarten Elektronen zunimmt . Ein solcher Anregungsprozess, begleitet von der „Paarung“ von Elektronen, lässt sich durch folgendes Schema darstellen, in dem der angeregte Zustand mit einem Sternchen neben dem Elementsymbol gekennzeichnet ist:

Nun befinden sich in der äußeren Elektronenschicht des Kohlenstoffatoms vier ungepaarte Elektronen; daher kann ein angeregtes Kohlenstoffatom an der Bildung von vier kovalenten Bindungen teilnehmen. In diesem Fall geht die Freisetzung mit einer Erhöhung der Anzahl der gebildeten kovalenten Bindungen einher mehr Energie, als nötig ist, um ein Atom in einen angeregten Zustand zu bringen.

Wenn die Anregung eines Atoms, die zu einer Erhöhung der Zahl der ungepaarten Elektronen führt, mit sehr großen Energiekosten verbunden ist, dann werden diese Kosten nicht durch die Bildungsenergie kompensiert neue Bindungen; dann erweist sich ein solcher Vorgang insgesamt als energetisch ungünstig. Sauerstoff- und Fluoratome haben also keine freien Orbitale in der äußeren Elektronenschicht:

Hier ist eine Erhöhung der Zahl der ungepaarten Elektronen nur möglich, indem eines der Elektronen auf das nächste Energieniveau, also in den Zustand, überführt wird. Allerdings ist ein solcher Übergang mit einem sehr großen Energieaufwand verbunden, der nicht durch die bei der Bildung neuer Bindungen freigesetzte Energie gedeckt wird. Daher kann ein Sauerstoffatom aufgrund ungepaarter Elektronen nicht mehr als zwei kovalente Bindungen bilden, und ein Fluoratom kann nur eine bilden. Tatsächlich sind diese Elemente durch eine konstante Kovalenz gleich zwei für Sauerstoff und eins für Fluor gekennzeichnet.

Atome von Elementen der dritten und nachfolgenden Perioden haben eine Unterebene in der äußeren Elektronenschicht, zu der bei Anregung die s- und p-Elektronen der äußeren Schicht gelangen können. Daher erscheinen hier Zusatzfunktionen eine Zunahme der Anzahl ungepaarter Elektronen. Das Chloratom, das im nicht angeregten Zustand ein ungepaartes Elektron besitzt,

kann mit etwas Energieaufwand in angeregte Zustände überführt werden, die durch drei, fünf oder sieben ungepaarte Elektronen gekennzeichnet sind;

Daher kann das Chloratom im Gegensatz zum Fluoratom an der Bildung von nicht nur einer, sondern auch von drei, fünf oder sieben kovalenten Bindungen teilnehmen. In Salzsäure beträgt die Kovalenz von Chlor also drei, in Chlorsäure fünf und in Perchlorsäure- Sieben. In ähnlicher Weise kann ein Schwefelatom, das ebenfalls ein unbesetztes -Unterniveau hat, mit vier oder sechs ungepaarten Elektronen in angeregte Zustände übergehen und daher an der Bildung von nicht nur zwei, wie Sauerstoff, sondern auch von vier oder sechs kovalenten Bindungen teilnehmen. Dies kann die Existenz von Verbindungen erklären, in denen Schwefel eine Kovalenz von vier oder sechs aufweist.

In vielen Fällen entstehen kovalente Bindungen auch aufgrund der paarigen Elektronen, die im externen elektronischen Feld des Atoms vorhanden sind. Betrachten Sie zum Beispiel elektronische Struktur Ammoniakmoleküle:

Hier bezeichnen die Punkte die Elektronen, die ursprünglich zum Stickstoffatom gehörten, und die Kreuze bezeichnen diejenigen, die zu den Wasserstoffatomen gehörten. Von den acht äußeren Elektronen des Stickstoffatoms bilden sechs drei kovalente Bindungen und sind dem Stickstoffatom und den Wasserstoffatomen gemeinsam. Aber zwei Elektronen gehören nur zum Stickstoff und bilden ein ungeteiltes Elektronenpaar. Ein solches Elektronenpaar kann auch an der Bildung einer kovalenten Bindung mit einem anderen Atom beteiligt sein, wenn in der äußeren Elektronenschicht dieses Atoms ein freies Orbital vorhanden ist. Ein ungefülltes -Orbital steht beispielsweise für Nicht-Wasserstoff zur Verfügung, der im Allgemeinen elektronenfrei ist:

Wenn also ein Molekül mit einem Wasserstoffion interagiert, entsteht zwischen ihnen eine kovalente Bindung; Das einsame Elektronenpaar des Stickstoffatoms wird zwei Atomen gemeinsam, was zur Bildung von Ammoniumionen führt:

Hier entstand eine kovalente Bindung durch ein Elektronenpaar (Elektronenpaar) und ein freies Orbital eines anderen Atoms (Elektronenpaar-Akzeptor), das ursprünglich zu einem Atom (Elektronenpaar-Donor) gehörte.

Diese Methode zur Bildung einer kovalenten Bindung wird Donor-Akzeptor genannt. Im betrachteten Beispiel ist der Elektronenpaar-Donor ein Stickstoffatom und der Akzeptor ein Wasserstoffatom.

Die Erfahrung hat gezeigt, dass die vier Bindungen im Ammoniumion in jeder Hinsicht gleichwertig sind. Daraus folgt, dass sich die durch das Donor-Akzeptor-Verfahren gebildete Bindung in ihren Eigenschaften nicht von der kovalenten Bindung unterscheidet, die durch die ungepaarten Elektronen der wechselwirkenden Atome entsteht.

Ein weiteres Beispiel für ein Molekül, in dem durch das Donor-Akzeptor-Verfahren Bindungen gebildet werden, ist das Stickoxidmolekül.

Bisher wurde die Strukturformel dieser Verbindung wie folgt dargestellt:

Nach dieser Formel ist das zentrale Stickstoffatom durch fünf kovalente Bindungen mit Nachbaratomen verbunden, so dass seine äußere Elektronenschicht zehn Elektronen enthält (fünf Elektronenpaare). Eine solche Schlussfolgerung widerspricht jedoch der elektronischen Struktur des Stickstoffatoms, da seine äußere L-Schicht nur vier Orbitale (ein s- und drei p-Orbitale) enthält und nicht mehr als acht Elektronen aufnehmen kann. Daher kann die obige Strukturformel nicht als richtig angesehen werden.

Betrachten Sie die elektronische Struktur von Stickoxid mit Elektronen einzelne Atome werden abwechselnd durch Punkte oder Kreuze bezeichnet. Das Sauerstoffatom, das über zwei ungepaarte Elektronen verfügt, geht mit dem zentralen Stickstoffatom zwei kovalente Bindungen ein:

Durch das am zentralen Stickstoffatom verbleibende ungepaarte Elektron geht dieses eine kovalente Bindung mit dem zweiten Stickstoffatom ein:

Dadurch werden die äußeren Elektronenschichten des Sauerstoffatoms und des zentralen Stickstoffatoms aufgefüllt: Hier bilden sich stabile Acht-Elektronen-Konfigurationen. Aber nur sechs Elektronen befinden sich in der äußeren Elektronenschicht des äußersten Stickstoffatoms; dieses Atom kann also Akzeptor eines anderen Elektronenpaares sein. Das ihm benachbarte zentrale Stickstoffatom hat ein freies Elektronenpaar und kann als Donor fungieren.

Dies führt zur Bildung einer weiteren kovalenten Bindung zwischen Stickstoffatomen durch die Donor-Akzeptor-Methode:

Jetzt hat jedes der drei Atome, aus denen das Molekül besteht, eine stabile Acht-Elektronen-Außenschichtstruktur. Wird die nach der Donor-Akzeptor-Methode gebildete kovalente Bindung wie üblich mit einem vom Donoratom zum Akzeptoratom weisenden Pfeil bezeichnet, so lässt sich die Strukturformel von Stickoxid (I) wie folgt darstellen:

So beträgt in Stickoxid die Kovalenz des zentralen Stickstoffatoms vier und die äußerste zwei.

Die betrachteten Beispiele zeigen, dass Atome verschiedene Möglichkeiten zur Bildung kovalenter Bindungen haben. Letzteres kann sowohl auf Kosten von ungepaarten Elektronen eines nicht angeregten Atoms als auch auf Kosten von ungepaarten Elektronen, die als Ergebnis der Anregung eines Atoms auftreten (die „Paarung“ von Elektronenpaaren), und schließlich durch erzeugt werden die Donor-Akzeptor-Methode. Dennoch, Gesamtzahl kovalente Bindungen, die sich bilden können gegebenes Atom, begrenzt. Sie wird bestimmt durch die Gesamtzahl der Valenzorbitale, also derjenigen Orbitale, deren Nutzung zur Knüpfung kovalenter Bindungen sich als energetisch günstig erweist. Quantenmechanische Berechnungen zeigen, dass s- und p-Orbitale der äußeren Elektronenschicht und -Orbitale der vorherigen Schicht zu solchen Orbitalen gehören; in manchen Fällen können, wie wir am Beispiel der Chlor- und Schwefelatome gesehen haben, auch die -Orbitale der äußeren Schicht als Valenzorbitale verwendet werden.

Atome aller Elemente der zweiten Periode haben vier Orbitale in der äußeren Elektronenschicht in Abwesenheit von -Orbitalen in der vorherigen Schicht. Daher können die Valenzorbitale dieser Atome nicht mehr als acht Elektronen aufnehmen. Das bedeutet, dass die maximale Kovalenz der Elemente der zweiten Periode vier ist.

Atome von Elementen der dritten und folgenden Perioden können nicht nur s-, sondern auch -Orbitale verwenden, um kovalente Bindungen zu bilden. Es sind Verbindungen von -Elementen bekannt, bei denen die s- und p-Orbitale der äußeren elektronischen Schicht und alle fünf -Orbitale der vorhergehenden Schicht an der Bildung kovalenter Bindungen beteiligt sind; in ähnliche Fälle die Kovalenz des entsprechenden Elements erreicht neun.

Die Fähigkeit von Atomen, an der Bildung einer begrenzten Anzahl kovalenter Bindungen teilzunehmen, wird als Sättigung einer kovalenten Bindung bezeichnet.

Variante 1.

1. Die Ladung des Kerns eines Atoms +8 hat Atome eines chemischen Elements:
B. Sauerstoff.

2. Die Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare in einem Chlormolekül:
Um drei Uhr.

3. Eine kovalente polare Bindung besteht in einem Molekül einer Substanz, deren Formel lautet:
B. CO2.

4. Der Grad der Stickstoffoxidation in einer Reihe von Substanzen, deren Formeln N2-NO-NO2-HNO3 sind:
A. Erhöht sich von 0 auf +5.

5. Strukturformel Wasserstoffverbindung des Elements E wichtigste Untergruppe VI-Gruppe des Periodensystems:
V. N-E-N.

6. Die Gleichung der chemischen Reaktion H2S + C12 = 2HC1 + S entspricht dem Chlorumwandlungsschema:
A.Cl0→Cl-1

7. Stoff X in der Reihe der Umwandlungen С02→ X→Са(НСО3)2→ CO2 hat die Formel:
B. CaCO3.

8. Das Reagens für das Chloridanion ist das Kation:
B. Ag+.

D. H2SO4 und MgO.

10. Stickoxid (IV) entsteht durch die Wechselwirkung von Substanzen, deren Formeln sind:
B. HNO3(konz.) und Ag.

2P + 3Zn = Zn3P2
Zn3P2 + 3H2O + 4O2 = 3Zn(OH)2 + P2O5
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
2H3PO4 + 6Na = 2Na3PO4 + 3H2
Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓+ 3NaNO3

Zn3P2-3 + 3H2O + 4O20 = 3Zn(OH)2 + P2+5O5-2
O2 0 → 2O -2 +2 e, Oxidationsmittel
P -3 → P +5 - 8 e, Reduktionsmittel

Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3NaNO3
3Na+ + PO4 3-+ 3Ag+ + 3NO3- = Ag3PO4↓+ 3Na+ + 3NO3-
PO4 3-+ 3Ag+= Ag3PO4↓

14. Berechnen Sie die Masse (in kg) an Chlorwasserstoff, die durch Umsetzung von 4,48 m3 Chlor mit einem Überschuss an Wasserstoff erhalten wird.
n(Cl2) = 4480 dm3 / 22,4 dm3 / mol = 200 mol
n (HCl) = 2n (Cl2) = 400 mol
m (HCl) \u003d 400 mol * 36,5 g / mol \u003d 14600 g \u003d 14,6 kg

15. Nennen Sie das chemische Element, das ein Isotop hat, in dessen Kern keine Neutronen sind.
Wasserstoff

Option 2.

TEIL A. Testaufgaben mit Antwortauswahl

1. Die Ladung des Kerns eines Atoms +17 hat Atome eines chemischen Elements:
G. Chlor.

2. Die Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare in einem Wasserstoffmolekül:
A.1.

3. Im Molekül einer Substanz existiert eine kovalente unpolare Bindung, deren Formel lautet:
A. N2.

4. Der Oxidationszustand von Phosphor in einer Reihe von Substanzen, deren Formeln Ca3P2-P-P2O3-P2O5 sind:
B. Erhöhung von -3 auf +5.

5. Strukturformel der Wasserstoffverbindung des Elements E der Hauptuntergruppe der Gruppe V des Periodensystems:
G. N-E-N.
H

6. Die Gleichung der chemischen Reaktion 2SO2 + O2 = 2SO3 entspricht dem Schwefelumwandlungsschema:
B. S+4 → S+6.

7. Stoff X in der Umwandlungsreihe N2 → NH3 → X → NO2 hat die Formel:
B. NEIN.

8. Der Reaktant für das Carbonatanion ist das Kation:
A.H+.

9. Eine chemische Reaktion ist möglich zwischen Stoffen, deren Formeln sind:
B. P2O5 und NaOH.

10. Schwefeloxid (IV) wird nicht während der Wechselwirkung von Substanzen gebildet, deren Formeln sind:
D. CaCO3 und H2SO4.

TEIL B. Aufgaben mit freier Antwort

1. Mg + S = MgS
2. 2 MgS + 3O2 = 2MgO + 2SO2,
3. 2SO2 + O2 = 2SO3
4. SO3 + Na2O = Na2SO4
5. Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓+ 2NaCl

12. Betrachten Sie Transformation 2 aus Aufgabe 11 aus der Sicht von OVR.
2 MgS-2 + ZO20 = 2MgO-2 + 2S + 4O2-2,
S-2 → S+4 , -6e, Reduktionsmittel
O20 → 2O-2 + 2 * 2e, Oxidationsmittel

13. Wähle aus Aufgabe 11 die Ionenaustauschreaktion aus und schreibe sie in Ionenform auf.
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓+ 2NaCl
SO42- + Ba2+ = BaSO4 ↓

14. Berechnen Sie die Masse (in kg) an Ammoniak, die durch Reaktion von 2 kmol Stickstoff mit einem Überschuss an Wasserstoff erhalten wird.
N2 + 3H2 = 2NH3
n(NH3) = 2n(N2) = 4kmol = 4000 mol
m(NH3) \u003d 4000 mol * 17 g / mol \u003d 68000 g \u003d 68 kg.

15. Nennen Sie ein chemisches Element, das niemals in Verbindungen vorkommt positiver Grad Oxidation.
Fluor

Möglichkeit 3.

TEIL A. Multiple-Choice-Tests

1. Die Ladung des Kerns eines Atoms +14 hat Atome eines chemischen Elements:
V. Silizium.

2. Die Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare in einem Brommolekül:
A.1.

3. Eine kovalente polare Bindung besteht in einer Substanz, deren Formel lautet:
B. H2S.

4. Der Oxidationsgrad von Schwefel in einer Reihe von Substanzen, deren Formeln SO3-SO2-S-H2S sind:
D. Verringert sich von +6 auf -2.

5. Strukturformel der Wasserstoffverbindung des Elements E der Hauptuntergruppe der Gruppe VII des Periodensystems:
A. N-E.

6. Die chemische Reaktionsgleichung 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O entspricht dem Stickstoffumwandlungsschema:
B. N-3 → N+2.

7. Stoff X in der Umwandlungsreihe PH3 → P2O5 → X → Ca3 (PO4) 2 hat die Formel:
A. H3PO4.

8. Das Reagenz für das Sulfatanion ist das Kation:
B. Ba2+.

9. Eine chemische Reaktion ist möglich zwischen Stoffen, deren Formeln sind:
A. CO2 und NaOH.

10. Kohlenmonoxid (IV) entsteht durch die Wechselwirkung von Substanzen, deren Formeln sind:
B. CaCO3 und HC1.

TEIL B. Aufgaben mit freier Antwort

11. Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf, mit denen Sie Umformungen nach dem Schema durchführen können:
SiH4 → SiO2 → Na2SiO3 → H2SiO3 → SiO2 → Si.
1. SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O
2. SiO2 + Na2O = Na2SiO3
3. Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
4. H2SiO3 = SiO2 + H2O
5. SiO2+2C ---> Si + 2CO

12. Betrachten Sie Transformation 5 aus Aufgabe 11 aus der Sicht von OVR.
Si+4O2+2C0 ---> Si0 + 2C+2O
Si+4 →Si0 +4е, Oxidationsmittel
C0 →C+2 -2e, Reduktionsmittel

13. Wähle aus Aufgabe 11 die Ionenaustauschreaktion aus und schreibe sie in Ionenform auf.
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
SiO32- + 2H+ = H2SiO3↓

14. Berechnen Sie die Masse (in kg) an Ammoniumchlorid, die durch die Wechselwirkung von 11,2 m3 Chlorwasserstoff mit einem Überschuss an Ammoniak entsteht.
HCl + NH3 = NH4Cl
n(HCl) = n(NH4Cl) = 11200 dm3/ 22,4 dm3/mol = 500 mol
m(NH4Cl) \u003d 500 mol * 56,5 g / mol \u003d 28250 g \u003d 28,250 kg.

15. Ordnen Sie die chemischen Elemente Phosphor, Sauerstoff, Schwefel, Chlor nach steigenden nichtmetallischen Eigenschaften.
Phosphor, Schwefel, Sauerstoff, Chlor

Möglichkeit 4.

TEIL A. Multiple-Choice-Tests

1. Die Ladung des Kerns eines Atoms +16 hat Atome eines chemischen Elements:
V. Schwefel.

2. Die Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare in einem Stickstoffmolekül:
UM 3.

3. Eine kovalente unpolare Bindung besteht in einer Substanz, deren Formel lautet:
B. O2.

4. Der Oxidationsgrad von Kohlenstoff in einer Reihe von Substanzen, deren Formeln CH4-C-CO-CO2 sind:
B. Erhöhung von -4 auf +4.

5. Strukturformel der Wasserstoffverbindung des Elements E der Hauptuntergruppe der Gruppe IV des Periodensystems:
W. N-E-N

6. Die chemische Reaktionsgleichung Cu + 4HNO3 = CU(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O entspricht dem Stickstoffumwandlungsschema:
D. N+5 →N+4.

7. Stoff X in der Umwandlungsreihe S → S02 → X → Na2SO3 hat die Formel:
D.H2SO3.

8. Der Reaktant für das Phosphatanion ist das Kation:
D. Ag+.

9. Eine chemische Reaktion ist möglich zwischen Stoffen, deren Formeln sind:
B. CO2 und Ca(OH)2.

10. Kieselsäure gebildet durch die Wechselwirkung von Substanzen, deren Formeln sind:
B. Na2SiO3 und HC1.

TEIL B. Aufgaben mit freier Antwort

11. Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf, mit denen Sie Umformungen nach dem Schema durchführen können:
N2 → NH3 → NO → NO2 → HNO3 → KNO3.
1. N2 + 3H2 = 2NH3
2. 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
3. 2NO + O2 = 2NO2
4. 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
5. HNO3 + KOH = KNO3 + H2O

12. Betrachten Sie Transformation 2 in Aufgabe 11 aus der Sicht von OVR.
4N-3H3 + 5O20 = 4N+2O-2 + 6H2O
N-3 -> N+2, -5e, Reduktionsmittel
O20 -> 2O-2 ,+ 2*2e, Oxidationsmittel

13. Wähle aus Aufgabe 11 die Ionenaustauschreaktion aus und schreibe sie in Ionenform auf.
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
H+ + OH- = H2O

14. Berechnen Sie die Masse (in kg) an Schwefeloxid (IV), das bei der Verbrennung von 4,48 m3 Schwefelwasserstoff in überschüssigem Sauerstoff gebildet wird.
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
n(H2S) = n(SO2) = 44800 dm3/ 22,4 dm3/mol = 2000 mol
m(SO2) = 2000 mol * 64 g/mol = 128000 g = 128 kg

15. Was ist das häufigste chemische Element:
A. In der Erdkruste:
Sauerstoff
B. Im Universum:
Wasserstoff

Als Ergebnis des Studiums dieses Themas lernen Sie: Warum ist das Wassermolekül polar? Kohlendioxid- Nein. Was ist maximale Wertigkeit Stickstoff in Verbindungen. Warum hat Wasser ungewöhnlich hohe Schmelz- und Siedepunkte? Als Ergebnis des Studiums dieses Themas lernen Sie: Bestimmen Sie die Art der chemischen Bindung (kovalent polar und unpolar, ionisch, Wasserstoff, metallisch) in verschiedenen Verbindungen. Bestimmen Sie die geometrische Form von Molekülen auf der Grundlage der Analyse ihrer elektronischen Struktur unter Einbeziehung von Hybridisierungskonzepten Atomorbitale. Prognostizieren Sie die Eigenschaften von Substanzen basierend auf Informationen über die Art der chemischen Bindung und die Arten von Kristallgittern. Studienfragen:

5.1. kovalente Bindung

Eine chemische Bindung wird gebildet, wenn zwei oder mehr mehr Atome, wenn infolge ihrer Wechselwirkung die Gesamtenergie des Systems abnimmt. Die stabilsten elektronischen Konfigurationen der äußeren Elektronenhüllen von Atomen sind Konfigurationen von Edelgasatomen, bestehend aus zwei oder acht Elektronen. Extern Elektronenhüllen Atome anderer Elemente enthalten ein bis sieben Elektronen, d.h. sind unvollständig. Wenn ein Molekül gebildet wird, neigen Atome dazu, eine stabile Zwei-Elektronen- oder Acht-Elektronen-Hülle anzunehmen. an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt Valenzelektronen Atome.

Eine kovalente Bindung ist eine chemische Bindung zwischen zwei Atomen, die durch Elektronenpaare gebildet wird, die gleichzeitig zu diesen beiden Atomen gehören.

Es gibt zwei Mechanismen für die Bildung einer kovalenten Bindung: Austausch und Donor-Akzeptor.

5.1.1. Austauschmechanismus zur Bildung einer kovalenten Bindung

Austauschmechanismus Die Bildung einer kovalenten Bindung wird durch die Überlagerung von Elektronenwolken von Elektronen realisiert, die zu verschiedenen Atomen gehören. Nähern sich beispielsweise zwei Wasserstoffatome einander an, kommt es zu einer Überlappung von 1s Elektronenorbitale. Als Ergebnis gibt es gemeinsames Paar Elektronen, die gleichzeitig zu beiden Atomen gehören. In diesem Fall wird die chemische Bindung durch Elektronen mit antiparallelem Spin gebildet, Abb. 5.1.

Reis. 5.1. Bildung eines Wasserstoffmoleküls aus zwei H-Atomen

5.1.2. Donor-Akzeptor-Mechanismus der Bildung kovalenter Bindungen

Beim Donor-Akzeptor-Mechanismus zur Bildung einer kovalenten Bindung wird die Bindung ebenfalls mit Hilfe von Elektronenpaaren hergestellt. In diesem Fall stellt jedoch ein Atom (Donor) sein Elektronenpaar zur Verfügung, und das andere Atom (Akzeptor) ist mit seinem freien Orbital an der Bildung der Bindung beteiligt. Ein Beispiel für die Realisierung einer Donor-Akzeptor-Bindung ist die Bildung eines Ammoniumions NH 4 + bei der Wechselwirkung von Ammoniak NH 3 mit einem Wasserstoffkation H + .

Im Molekül NH 3 bilden drei Elektronenpaare drei N - H-Bindungen, das vierte Elektronenpaar, das zum Stickstoffatom gehört, ist frei. Dieses Elektronenpaar kann eine Bindung zum Wasserstoffion eingehen, das ein freies Orbital hat. Es entsteht ein Ammoniumion NH 4 + , Abb. 5.2.

Reis. 5.2. Entstehung einer Donor-Akzeptor-Bindung bei der Bildung eines Ammoniumions

Es sollte beachtet werden, dass die vier kovalenten N – H-Bindungen, die im NH 4 + -Ion vorhanden sind, äquivalent sind. Im Ammoniumion ist es unmöglich, die durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildete Bindung zu isolieren.

5.1.3. Polare und unpolare kovalente Bindung

Wenn eine kovalente Bindung gebildet wird identische Atome, dann befindet sich das Elektronenpaar im gleichen Abstand zwischen den Kernen dieser Atome. Eine solche kovalente Bindung wird als unpolar bezeichnet. Ein Beispiel für Moleküle mit einer unpolaren kovalenten Bindung sind H 2, Cl 2, O 2, N 2 usw.

Bei einer polaren kovalenten Bindung verschiebt sich das gemeinsame Elektronenpaar zum Atom mit der höheren Elektronegativität. Diese Art der Bindung wird in gebildeten Molekülen realisiert verschiedene Atome. Die kovalente polare Bindung findet in den Molekülen von HCl, HBr, CO, NO usw. statt. Beispielsweise kann die Bildung einer polaren kovalenten Bindung im HCl-Molekül durch das Diagramm, Abb. 1, dargestellt werden. 5.3:

Reis. 5.3. Bildung einer kovalenten polaren Bindung im HC1-Molekül

Im betrachteten Molekül ist das Elektronenpaar zum Chloratom verschoben, da dessen Elektronegativität (2.83) größer ist als die Elektronegativität des Wasserstoffatoms (2.1).

5.1.4. Dipolmoment und Struktur von Molekülen

Das Maß für die Bindungspolarität ist ihr Dipolmoment μ:

μ = e l,

wo e ist die Ladung eines Elektrons, l ist der Abstand zwischen den Mittelpunkten positiver und negativer Ladungen.

Das Dipolmoment ist Anzahl der Vektoren. Die Begriffe "Bindungsdipolmoment" und "Dipolmoment eines Moleküls" stimmen nur für zweiatomige Moleküle überein. Das Dipolmoment eines Moleküls ist gleich der Vektorsumme der Dipolmomente aller Bindungen. Somit hängt das Dipolmoment eines mehratomigen Moleküls von seiner Struktur ab.

In einem linearen CO 2 -Molekül ist zum Beispiel jede der C-O-Bindungen polar. Allerdings ist das CO 2 -Molekül im Allgemeinen unpolar, da sich die Dipolmomente der Bindungen gegenseitig kompensieren (Abb. 5.4). Das Dipolmoment eines Kohlendioxidmoleküls ist m = 0.

Im Eck-H 2 O-Molekül liegen die polaren H-O-Bindungen in einem Winkel von 104,5 o. Vektorsumme Dipolmomente zweier H-O-Bindungen werden durch die Diagonale des Parallelogramms ausgedrückt (Abb. 5.4). Dadurch ist das Dipolmoment des Wassermoleküls m ungleich Null.

Reis. 5.4. Dipolmomente CO 2 - und H 2 O-Moleküle

5.1.5. Wertigkeit von Elementen in Verbindungen mit kovalenter Bindung

Die Wertigkeit von Atomen wird durch die Anzahl der ungepaarten Elektronen bestimmt, die an der Bildung gemeinsamer Elektronenpaare mit Elektronen anderer Atome beteiligt sind. Mit einem ungepaarten Elektron auf der äußeren Elektronenschicht sind die Halogenatome in den F 2 -, HCl-, PBr 3 - und CCl 4 -Molekülen einwertig. Elemente der Sauerstoff-Untergruppe enthalten zwei ungepaarte Elektronen auf der äußeren Schicht, sind also in Verbindungen wie O 2 , H 2 O, H 2 S und SCl 2 zweiwertig.

Da eine Bindung in Molekülen neben den üblichen kovalenten Bindungen auch über einen Donor-Akzeptor-Mechanismus aufgebaut werden kann, hängt die Wertigkeit von Atomen auch vom Vorhandensein einsamer Elektronenpaare und freier Elektronenorbitale in ihnen ab. Ein quantitatives Maß für die Wertigkeit ist die Anzahl der chemischen Bindungen, durch die ein bestimmtes Atom mit anderen Atomen verbunden ist.

Die maximale Wertigkeit von Elementen darf in der Regel die Anzahl der Gruppen, in denen sie sich befinden, nicht überschreiten. Die Ausnahme bilden die Elemente der Nebenuntergruppe der ersten Gruppe Cu, Ag, Au, deren Wertigkeit in Verbindungen mehr als eine. Zu den Valenzelektronen zählen in erster Linie die Elektronen der äußeren Schichten, jedoch für die Elemente seitliche Untergruppen auch die Elektronen der vorletzten (vorderen) Schicht sind an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt.

5.1.6. Valenz von Elementen in normalen und angeregten Zuständen

Mehrheitsvalenz chemische Elemente hängt davon ab, ob sich diese Elemente im normalen oder im angeregten Zustand befinden. Elektronische Konfiguration des Li-Atoms: 1s 2 2s 1. Das Lithiumatom auf der äußeren Ebene hat ein ungepaartes Elektron, d.h. Lithium ist einwertig. Um dreiwertiges Lithium zu erhalten, ist ein sehr großer Energieaufwand erforderlich, der mit dem Übergang eines 1s-Elektrons in ein 2p-Orbital verbunden ist. Dieser Energieaufwand ist so groß, dass er nicht durch die bei der Bildung chemischer Bindungen freigesetzte Energie kompensiert wird. Insofern gibt es keine Verbindungen des dreiwertigen Lithiums.

Die Konfiguration der äußeren Elektronenschicht der Elemente der Nebengruppe des Berylliums ns 2 . Das bedeutet, dass sich auf der äußeren Elektronenschicht dieser Elemente zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin im ns-Zellorbital befinden. Die Elemente der Beryllium-Untergruppe enthalten keine ungepaarten Elektronen, daher ist ihre Wertigkeit im Normalzustand Null. In einem aufgeregten Zustand elektronische Konfiguration Elemente der Beryllium-Untergruppe ns 1 nð 1 , d.h. Elemente bilden Verbindungen, in denen sie zweiwertig sind.

Valenzmöglichkeiten Boratom

Betrachten Sie die elektronische Konfiguration des Boratoms im Grundzustand: 1s 2 2s 2 2ð 1 . Das Boratom enthält im Grundzustand ein ungepaartes Elektron (Abb. 5.5), d.h. er ist einwertig. Bor ist jedoch nicht durch die Bildung von Verbindungen gekennzeichnet, in denen es einwertig ist. Bei Anregung eines Boratoms findet ein Übergang eines 2s-Elektrons in ein 2p-Orbital statt (Abb. 5.5). Das Boratom hat in einem angeregten Zustand 3 ungepaarte Elektronen und kann Verbindungen bilden, in denen seine Wertigkeit drei ist.

Reis. 5.5. Valenzzustände Boratom im normalen und angeregten Zustand

Die Energie, die für den Übergang eines Atoms in einen angeregten Zustand innerhalb eines Energieniveaus aufgewendet wird, wird in der Regel im Überschuss durch die Energie kompensiert, die bei der Bildung zusätzlicher Bindungen freigesetzt wird.

Aufgrund des Vorhandenseins eines freien 2p-Orbitals im Boratom kann Bor in Verbindungen eine vierte kovalente Bindung bilden, die als Elektronenpaarakzeptor wirkt. Abbildung 5.6 zeigt, wie das BF-Molekül mit dem F-Ion - wechselwirkt, wodurch ein Ion - gebildet wird, in dem Bor vier kovalente Bindungen eingeht.

Reis. 5.6. Donor-Akzeptor-Mechanismus für die Bildung der vierten kovalenten Bindung am Boratom

Valenzmöglichkeiten des Stickstoffatoms

In Betracht ziehen elektronische Struktur Stickstoffatom (Abb. 5.7).

Reis. 5.7. Die Verteilung der Elektronen in den Orbitalen des Stickstoffatoms

Aus dem dargestellten Diagramm ist ersichtlich, dass Stickstoff drei ungepaarte Elektronen hat, drei chemische Bindungen bilden kann und seine Wertigkeit drei ist. Der Übergang des Stickstoffatoms in einen angeregten Zustand ist unmöglich, da das zweite Energieniveau keine d-Orbitale enthält. Gleichzeitig kann das Stickstoffatom einem Atom, das ein freies Orbital (Akzeptor) hat, ein ungeteiltes Elektronenpaar von Außenelektronen 2s 2 zur Verfügung stellen. Dadurch entsteht eine vierte chemische Bindung des Stickstoffatoms, wie dies beispielsweise beim Ammoniumion der Fall ist (Abb. 5.2). Somit beträgt die maximale Kovalenz (die Anzahl der gebildeten kovalenten Bindungen) des Stickstoffatoms vier. In seinen Verbindungen kann Stickstoff im Gegensatz zu anderen Elementen der fünften Gruppe nicht fünfwertig sein.

Valenzmöglichkeiten von Phosphor-, Schwefel- und Halogenatomen

Im Gegensatz zu Stickstoff-, Sauerstoff- und Fluoratomen haben Phosphor-, Schwefel- und Chloratome in der dritten Periode freie 3D-Zellen, zu denen Elektronen übertragen werden können. Wenn ein Phosphoratom angeregt wird (Abb. 5.8), hat es 5 ungepaarte Elektronen auf seiner äußeren Elektronenschicht. Dadurch kann in Verbindungen das Phosphoratom nicht nur drei-, sondern auch fünfwertig sein.

Reis. 5.8. Verteilung der Valenzelektronen in Bahnen für ein Phosphoratom in einem angeregten Zustand

Schwefel weist im angeregten Zustand neben einer Wertigkeit von zwei auch eine Wertigkeit von vier und sechs auf. In diesem Fall erfolgt die Depaarung von 3p- und 3s-Elektronen sequentiell (Abb. 5.9).

Reis. 5.9. Valenzmöglichkeiten des Schwefelatoms im angeregten Zustand

Im angeregten Zustand ist für alle Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe V mit Ausnahme von Fluor ein sequentielles Depairing möglich, zuerst p- und dann und s-Elektronenpaare. Dadurch werden diese Elemente drei-, fünf- und siebenwertig (Abb. 5.10).

Reis. 5.10. Valenzmöglichkeiten von Chlor-, Brom- und Jodatomen im angeregten Zustand

5.1.7. Länge, Energie und Richtung einer kovalenten Bindung

Zwischen den Atomen von Nichtmetallen wird in der Regel eine kovalente Bindung gebildet. Die Hauptmerkmale einer kovalenten Bindung sind Länge, Energie und Richtung.

Kovalente Bindungslänge

Die Bindungslänge ist der Abstand zwischen den Kernen der Atome, die diese Bindung bilden. Sie wird experimentell bestimmt physikalische Methoden. Die Bindungslänge lässt sich anhand der Additivitätsregel abschätzen, wonach die Bindungslänge im AB-Molekül etwa gleich der Hälfte der Summe der Bindungslängen in den A 2 - und B 2 -Molekülen ist:

.

Von oben nach unten nach Untergruppen Periodensystem Elemente verlängert sich die chemische Bindung, da die Radien der Atome in dieser Richtung zunehmen (Tab. 5.1). Mit zunehmender Bindungsmultiplizität nimmt ihre Länge ab.

Tabelle 5.1.

Die Länge einiger chemischer Bindungen

chemische Bindung	Kommunikationslänge, pm	chemische Bindung	Kommunikationslänge, pm
		C-C

Bindungsenergie

Das Maß für die Bindungsstärke ist die Bindungsenergie. Bindungsenergie wird durch die Energie bestimmt, die erforderlich ist, um die Bindung zu brechen und die Atome, die diese Bindung bilden, auf eine unendliche Entfernung voneinander zu entfernen. Die kovalente Bindung ist sehr stark. Seine Energie reicht von mehreren zehn bis mehreren hundert kJ/mol. Für ein IСl 3 -Molekül beispielsweise Ebonds ≈40 und für N 2 - und CO-Moleküle Ebonds ≈1000 kJ/mol.

In den Untergruppen des Periodensystems der Elemente nimmt die Energie einer chemischen Bindung von oben nach unten ab, da die Bindungslänge in dieser Richtung zunimmt (Tab. 5.1). Mit zunehmender Multiplizität der Verbindung steigt ihre Energie (Tab. 5.2).

Tabelle 5.2.

Die Energien einiger chemischer Bindungen

chemische Bindung	Bindungsenergie,	chemische Bindung	Bindungsenergie,
		C-C

Sättigung und Richtung einer kovalenten Bindung

Die wichtigsten Eigenschaften einer kovalenten Bindung sind ihre Sättigung und Direktionalität. Sättigung kann als die Fähigkeit von Atomen definiert werden, eine begrenzte Anzahl kovalenter Bindungen zu bilden. Ein Kohlenstoffatom kann also nur vier kovalente Bindungen bilden und ein Sauerstoffatom kann zwei bilden. Maximale Anzahl gewöhnliche kovalente Bindungen, die ein Atom bilden kann (mit Ausnahme von Bindungen, die durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet werden), ist gleich der Anzahl der ungepaarten Elektronen.

Kovalente Bindungen haben eine räumliche Orientierung, da die Überlappung von Orbitalen während der Bildung einer Einfachbindung entlang der Linie erfolgt, die die Atomkerne verbindet. Räumliche Anordnung Die Elektronenorbitale eines Moleküls bestimmen seine Geometrie. Die Winkel zwischen chemischen Bindungen werden als Bindungswinkel bezeichnet.

Die Sättigung und Richtung einer kovalenten Bindung unterscheidet diese Bindung von einer ionischen Bindung, die im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung ungesättigt und ungerichtet ist.

Räumliche Struktur von H 2 O- und NH 3 -Molekülen

Betrachten wir die Orientierung einer kovalenten Bindung am Beispiel von H 2 O- und NH 3 -Molekülen.

Das H 2 O-Molekül wird aus einem Sauerstoffatom und zwei Wasserstoffatomen gebildet. Das Sauerstoffatom hat zwei ungepaarte p-Elektronen, die zwei rechtwinklig zueinander stehende Orbitale besetzen. Wasserstoffatome haben ungepaarte 1s-Elektronen. Der Winkel zwischen den von den p-Elektronen gebildeten Bindungen sollte nahe dem Winkel zwischen den Orbitalen der p-Elektronen sein. Experimentell wurde jedoch festgestellt, dass der Winkel zwischen den O-H-Bindungen in einem Wassermolekül 104,50 beträgt. Die Vergrößerung des Winkels gegenüber dem Winkel von 90 o lässt sich durch die zwischen den Wasserstoffatomen wirkenden Abstoßungskräfte erklären, Abb. 5.11. Somit hat das H 2 O-Molekül eine eckige Form.

An der Bildung des NH 3 -Moleküls sind drei ungepaarte p-Elektronen des Stickstoffatoms beteiligt, deren Orbitale sich in drei zueinander senkrechten Richtungen befinden. Daher müssen die drei N-H-Bindungen in Winkeln nahe 90° zueinander stehen (Abb. 5.11). Der experimentelle Wert des Bindungswinkels im NH 3 -Molekül beträgt 107,3°. Der Unterschied in den Werten der Winkel zwischen den Bindungen von den theoretischen Werten ist wie beim Wassermolekül auf die gegenseitige Abstoßung der Wasserstoffatome zurückzuführen. Darüber hinaus berücksichtigen die vorgestellten Schemata nicht die Möglichkeit der Beteiligung von zwei Elektronen in 2s-Orbitalen an der Bildung chemischer Bindungen.

Reis. 5.11. Überlappung elektronischer Orbitale bei der Bildung chemischer Bindungen in H 2 O- (a) und NH 3 -Molekülen (b).

Betrachten Sie die Bildung des BeCl 2 -Moleküls. Ein Berylliumatom in einem angeregten Zustand hat zwei ungepaarte Elektronen: 2s und 2p. Es kann angenommen werden, dass das Berylliumatom zwei Bindungen eingehen sollte: eine Bindung, die durch das s-Elektron gebildet wird, und eine Bindung, die durch das p-Elektron gebildet wird. Diese Bindungen müssen unterschiedliche Energien und unterschiedliche Längen haben. Das BeCl 2 -Molekül sollte in diesem Fall nicht linear, sondern eckig sein. Die Erfahrung zeigt jedoch, dass das BeCl 2 -Molekül hat lineare Struktur und beide chemischen Bindungen darin sind äquivalent. Eine ähnliche Situation wird beobachtet, wenn man die Struktur von BCl 3 - und CCl 4 -Molekülen betrachtet – alle Bindungen in diesen Molekülen sind äquivalent. Das Molekül BC1 3 hat eine planare Struktur, CC1 4 ist tetraedrisch.

Um die Struktur von Molekülen wie BeCl 2, BCl 3 und CCl 4 zu erklären, Pauling und Slater(USA) führten das Konzept der Hybridisierung von Atomorbitalen ein. Sie schlugen vor, mehrere Atomorbitale, die sich in ihrer Energie nicht sehr unterscheiden, durch die gleiche Anzahl äquivalenter Orbitale, Hybridorbitale genannt, zu ersetzen. Diese Hybridorbitale sind durch ihre Linearkombination aus Atomorbitalen aufgebaut.

Laut L. Pauling ist es möglich, wenn chemische Bindungen von einem Atom gebildet werden, das Elektronen verschiedener Art in einer Schicht hat und sich daher in der Energie nicht sehr unterscheidet (z. B. s und p), die Konfiguration von Orbitalen zu ändern verschiedener Typen, in denen sie in Form und Energie ausgerichtet sind . Dadurch entstehen Hybridorbitale, die eine asymmetrische Form haben und auf einer Seite des Kerns stark verlängert sind. Es ist wichtig zu betonen, dass das Hybridisierungsmodell in dem Fall verwendet wird, in dem Elektronen unterschiedlichen Typs an der Bildung von Bindungen teilnehmen, z. B. s und p.

5.1.8.2. verschiedene Typen Hybridisierung von Atomorbitalen

sp-Hybridisierung

Hybridisierung von einem s- und ein R- Orbitale ( sp- Hybridisierung) beispielsweise bei der Bildung von Berylliumchlorid realisiert. Wie oben gezeigt, hat das Be-Atom im angeregten Zustand zwei ungepaarte Elektronen, von denen eines das 2s-Orbital und das andere das 2p-Orbital besetzt. Bei der Bildung einer chemischen Bindung werden diese beiden unterschiedlichen Orbitale in zwei identische Hybridorbitale umgewandelt, die in einem Winkel von 180 ° zueinander ausgerichtet sind (Abb. 5.12). lineare Anordnung zwei hybride Orbitale entspricht ihrer minimalen Abstoßung voneinander. Dadurch hat das BeCl 2 -Molekül eine lineare Struktur - alle drei Atome befinden sich auf derselben Linie.

Reis. 5.12. Schema überlappender Elektronenorbitale während der Bildung des BeCl 2 -Moleküls

Die Struktur des Acetylenmoleküls; Sigma- und Pi-Anleihen

Betrachten Sie das Schema überlappender Elektronenorbitale bei der Bildung eines Acetylenmoleküls. Im Acetylenmolekül befindet sich jedes Kohlenstoffatom im sp-Hybridzustand. Zwei sp-Hybrid-Orbitale stehen in einem Winkel von 180° zueinander; sie bilden eine σ-Bindung zwischen Kohlenstoffatomen und zwei σ-Bindungen mit Wasserstoffatomen (Abb. 5.13).

Reis. 5.13. Schema der Bildung von s-Bindungen im Acetylenmolekül

Eine σ-Bindung ist eine Bindung, die als Ergebnis der Überlappung von Elektronenorbitalen entlang der Verbindungslinie zwischen den Atomkernen gebildet wird.

Jedes Kohlenstoffatom im Acetylenmolekül enthält zwei weitere p-Elektronen, die nicht an der Bildung von σ-Bindungen beteiligt sind. Die Elektronenwolken dieser Elektronen befinden sich gegenseitig senkrechte Ebenen und bilden einander überlappend zwei weitere π-Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen aufgrund der seitlichen Überlappung von Nicht-Hybrid R-Wolken (Abb. 5.14).

Eine π-Bindung ist eine kovalente chemische Bindung, die als Ergebnis einer Zunahme der Elektronendichte auf beiden Seiten einer Linie gebildet wird, die die Kerne von Atomen verbindet.

Reis. 5.14. Schema der Bildung von σ- und π-Bindungen im Acetylenmolekül.

So ist im Acetylenmolekül zwischen den Kohlenstoffatomen dreifache Bindung, die aus einer σ-Bindung und zwei π-Bindungen besteht; σ -Bindungen sind stärker als π-Bindungen.

sp2-Hybridisierung

Die Struktur des BCl 3 -Moleküls kann anhand von erklärt werden sp2- Hybridisierung. Das Boratom enthält im angeregten Zustand ein s-Elektron und zwei p-Elektronen auf der äußeren Elektronenschicht, d.h. drei ungepaarte Elektronen. Diese drei Elektronenwolken können in drei äquivalente Hybridorbitale umgewandelt werden. Die minimale Abstoßung dreier Hybridorbitale voneinander entspricht ihrer Lage in derselben Ebene in einem Winkel von 120 o zueinander (Abb. 5.15). So hat das BCl 3 -Molekül flache Form.

Reis. 5.15. flache Struktur BCl 3 -Moleküle

sp 3 - Hybridisierung

Die Valenzorbitale des Kohlenstoffatoms (s, p x , p y , p z ) lassen sich in vier äquivalente Hybridorbitale umwandeln, die im Raum in einem Winkel von 109,5 o zueinander stehen und auf die Ecken des Tetraeders gerichtet sind dessen Mittelpunkt der Kern des Kohlenstoffatoms ist (Abb. 5.16).

Reis. 5.16. Tetraederstruktur des Methanmoleküls

5.1.8.3. Hybridisierung mit einsamen Elektronenpaaren

Mit dem Hybridisierungsmodell lässt sich der Aufbau von Molekülen erklären, bei denen es neben der Bindung auch ungeteilte Elektronenpaare gibt. In Wasser- und Ammoniakmolekülen beträgt die Gesamtzahl der Elektronenpaare des Zentralatoms (O und N) vier. In diesem Fall hat das Wassermolekül zwei und das Ammoniakmolekül ein ungeteiltes Elektronenpaar. Die Bildung chemischer Bindungen in diesen Molekülen lässt sich durch die Annahme erklären, dass einsame Elektronenpaare auch Hybridorbitale füllen können. Ungeteilte Elektronenpaare nehmen viel Platz ein mehr Platz als Bindemittel. Als Ergebnis der Abstoßung, die zwischen einsamen und bindenden Elektronenpaaren auftritt, kommt es zu einer Abnahme Bindungswinkel in Wasser- und Ammoniakmolekülen, die kleiner als 109,5 o sind.

Reis. 5.17. sp 3 - Hybridisierung, an der einsame Elektronenpaare in H 2 O- (A) und NH 3 -Molekülen (B) beteiligt sind

5.1.8.4. Feststellung der Art der Hybridisierung und Bestimmung der Struktur von Molekülen

Um die Art der Hybridisierung und folglich die Struktur von Molekülen festzustellen, müssen die folgenden Regeln verwendet werden.

1. Die Art der Hybridisierung des Zentralatoms, das keine freien Elektronenpaare enthält, wird durch die Zahl der Sigma-Bindungen bestimmt. Bei zwei solchen Bindungen findet eine sp-Hybridisierung statt, drei - sp 2 -Hybridisierung, vier - sp 3 -Hybridisierung. Ungeteilte Elektronenpaare (in Abwesenheit von Bindungen, die durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet werden) fehlen in Molekülen, von Atomen gebildet Beryllium, Bor, Kohlenstoff, Silizium, d.h. die Elemente der Hauptuntergruppen II - IV Gruppen.

2. Wenn das Zentralatom freie Elektronenpaare enthält, dann wird die Anzahl der Hybridorbitale und die Art der Hybridisierung durch die Summe der Anzahl der Sigma-Bindungen und der Anzahl der freien Elektronenpaare bestimmt. Die Hybridisierung mit ungeteilten Elektronenpaaren findet in Molekülen statt, die aus Stickstoff-, Phosphor-, Sauerstoff- und Schwefelatomen bestehen, d.h. Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen V und VI.

3. Die geometrische Form der Moleküle wird durch die Art der Hybridisierung des Zentralatoms bestimmt (Tab. 5.3).

Tabelle 5.3.

Valenzwinkel Geometrische Figur Moleküle in Abhängigkeit von der Anzahl der Hybridorbitale und der Art der Hybridisierung des Zentralatoms

5.2. Ionenverbindung

Die Ionenbindung erfolgt durch elektrostatische Anziehung zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen. Diese Ionen entstehen durch die Übertragung von Elektronen von einem Atom zum anderen. Eine Ionenbindung wird zwischen Atomen gebildet, die große Unterschiede in der Elektronegativität aufweisen (normalerweise größer als 1,7 auf der Pauling-Skala), beispielsweise zwischen Atomen Alkali Metalle und Halogene.

Betrachten wir das Auftreten einer ionischen Bindung am Beispiel der Bildung von NaCl. Aus elektronische Formeln Die Atome Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 und Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 zeigen, dass es zur Vervollständigung der äußeren Ebene für ein Natriumatom einfacher ist, ein Elektron abzugeben, als sieben zu binden, und es ist einfacher damit ein Chloratom eins anheftet, als sieben aufzugeben. BEI chemische Reaktionen Das Natriumatom gibt ein Elektron ab und das Chloratom nimmt es auf. Dadurch verwandeln sich die Elektronenhüllen von Natrium- und Chloratomen in stabile Elektronenhüllen von Edelgasen (die elektronische Konfiguration des Natriumkations ist Na + 1s 2 2s 2 2p 6 und die elektronische Konfiguration des Chloranions Cl ist 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Die elektrostatische Wechselwirkung von Ionen führt zur Bildung des NaCl-Moleküls.

Hauptmerkmale der Ionenbindung und Eigenschaften ionische Verbindungen

1. Eine ionische Bindung ist eine starke chemische Bindung. Die Energie dieser Bindung beträgt etwa 300 – 700 kJ/mol.

2. Im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung ist eine ionische Bindung Nichtrichtungs, da ein Ion Ionen an sich ziehen kann entgegengesetztem Vorzeichen in irgendeine Richtung.

3. Im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung ist eine ionische Bindung ungesättigt, da die Wechselwirkung von Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen nicht zu einer vollständigen gegenseitigen Kompensation ihrer Kraftfelder führt.

4. Bei der Bildung von Molekülen mit ionischer Bindung findet kein vollständiger Elektronentransfer statt, daher gibt es in der Natur keine 100%ige ionische Bindung. Im NaCl-Molekül ist die chemische Bindung nur zu 80 % ionisch.

5. Ionische Verbindungen sind fest kristalline Substanzen mit hohen Schmelz- und Siedepunkten.

6. Die meisten ionischen Verbindungen lösen sich in Wasser auf. Lösungen und Schmelzen ionischer Verbindungen leiten elektrischer Strom.

5.3. Metallverbindung

Metallatome auf der äußeren Energieebene enthalten kleine Nummer Valenzelektronen. Da die Ionisationsenergie von Metallatomen niedrig ist, werden Valenzelektronen in diesen Atomen schwach zurückgehalten. Dadurch entstehen im Kristallgitter von Metallen positiv geladene Ionen und freie Elektronen. In diesem Fall befinden sich die Metallkationen an den Knoten ihres Kristallgitters, und die Elektronen bewegen sich frei im Bereich positiver Zentren und bilden das sogenannte "Elektronengas". Das Vorhandensein eines negativ geladenen Elektrons zwischen zwei Kationen führt dazu, dass jedes Kation mit diesem Elektron wechselwirkt. Eine metallische Bindung ist also eine Bindung zwischen positiven Ionen in Metallkristallen, die durch die Anziehung von Elektronen erfolgt, die sich frei im Kristall bewegen.

Da die Valenzelektronen im Metall gleichmäßig im Kristall verteilt sind, ist die metallische Bindung, wie die ionische, eine ungerichtete Bindung. Im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung ist eine metallische Bindung eine ungesättigte Bindung. Aus einer kovalenten Bindung metallische Bindung unterscheidet sich auch in der Haltbarkeit. Energie metallische Bindung etwa drei- oder viermal weniger Energie kovalente Bindung.

Aufgrund der hohen Beweglichkeit des Elektronengases zeichnen sich Metalle durch eine hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit aus.

5.4. Wasserstoffverbindung

In den Molekülen der Verbindungen HF, H 2 O, NH 3 gibt es Wasserstoffbrückenbindungen mit einem stark elektronegativen Element (H–F, H–O, H–N). Zwischen den Molekülen können solche Verbindungen gebildet werden intermolekular Wasserstoffbrücken . In einigen organische Moleküle mit HO-, H-N-Bindungen, intramolekulare Wasserstoffbrückenbindungen.

Der Mechanismus der Wasserstoffbrückenbildung ist teilweise elektrostatisch, teilweise Donor-Akzeptor. Dabei fungiert ein Atom eines stark elektronegativen Elements (F, O, N) als Elektronenpaar-Donator und mit diesen Atomen verbundene Wasserstoffatome als Akzeptor. Wie bei kovalenten Bindungen sind Wasserstoffbrückenbindungen gekennzeichnet durch Orientierung im Raum u Sättigungsfähigkeit.

Die Wasserstoffbrückenbindung wird üblicherweise durch Punkte gekennzeichnet: H ··· F. Die Wasserstoffbrücke ist umso ausgeprägter, je größer die Elektronegativität des Partneratoms und je kleiner seine Größe ist. Es ist vor allem für Fluorverbindungen sowie Sauerstoff charakteristisch geringeren Grades Stickstoff, in noch geringerem Maße für Chlor und Schwefel. Dementsprechend ändert sich auch die Energie der Wasserstoffbrücke (Tab. 5.4).

Tabelle 5.4.

Mittelwerte der Wasserstoffbrückenbindungsenergien

Intermolekulare und intramolekulare Wasserstoffbrückenbindung

Dank Wasserstoffbrückenbindungen werden Moleküle zu Dimeren und komplexeren Assoziaten kombiniert. Beispielsweise die Bildung eines Dimers Ameisensäure kann durch das folgende Diagramm dargestellt werden (Abb. 5.18).

Reis. 5.18. Bildung intermolekularer Wasserstoffbrückenbindungen in Ameisensäure

Im Wasser können lange Ketten von Assoziaten (H 2 O) n auftreten (Abb. 5.19).

Reis. 5.19. Bildung einer Assoziationskette in flüssigem Wasser aufgrund intermolekularer Wasserstoffbrückenbindungen

Jedes H 2 O-Molekül kann vier Wasserstoffbrückenbindungen bilden, während ein HF-Molekül nur zwei bilden kann.

Wasserstoffbrückenbindungen können sowohl zwischen verschiedenen Molekülen (intermolekulare Wasserstoffbrückenbindung) als auch innerhalb eines Moleküls (intramolekulare Wasserstoffbrückenbindung) auftreten. Beispiele für intramolekulare Bindungsbildung für einige organische Materie sind in Abb. dargestellt. 5.20.

Reis. 5.20. Die Bildung einer intramolekularen Wasserstoffbrücke in den Molekülen verschiedener organische Verbindungen

Die Wirkung von Wasserstoffbrückenbindungen auf die Eigenschaften von Stoffen

Der bequemste Indikator für das Vorhandensein einer intermolekularen Wasserstoffbrücke ist der Siedepunkt einer Substanz. Der höhere Siedepunkt von Wasser (100 o C im Vergleich zu Wasserstoffverbindungen Elemente der Sauerstoff-Untergruppe (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) wird durch das Vorhandensein von Wasserstoffbrückenbindungen erklärt: Um intermolekulare Wasserstoffbrückenbindungen in Wasser zu zerstören, wird zusätzliche Energie benötigt.

Die Wasserstoffbrückenbindung kann die Struktur und Eigenschaften von Stoffen erheblich beeinflussen. Das Vorhandensein von intermolekularen Wasserstoffbrückenbindungen erhöht die Schmelz- und Siedepunkte von Substanzen. Das Vorhandensein einer intramolekularen Wasserstoffbrücke führt dazu, dass das Molekül der Desoxyribonukleinsäure (DNA) in Wasser zu einer Doppelhelix gefaltet wird.

Auch die Wasserstoffbrückenbindung spielt eine Rolle wichtige Rolle B. bei Lösungsprozessen, da die Löslichkeit auch von der Fähigkeit der Verbindung abhängt, Wasserstoffbrückenbindungen mit dem Lösungsmittel zu bilden. Dadurch können OH-Gruppen enthaltende Stoffe wie Zucker, Glucose, Alkohole, Carbonsäuren sind in der Regel gut wasserlöslich.

5.5. Arten von Kristallgittern

Feststoffe haben in der Regel eine kristalline Struktur. Die Teilchen, aus denen Kristalle bestehen (Atome, Ionen oder Moleküle), befinden sich an genau definierten Punkten im Raum und bilden ein Kristallgitter. Kristallzelle besteht aus Elementarzellen, die die für ein bestimmtes Gitter charakteristischen strukturellen Merkmale beibehalten. Die Punkte, an denen sich die Teilchen befinden, werden genannt Gitterknoten. Je nach Art der auf den Gitterplätzen befindlichen Teilchen und der Art der Verbindung zwischen ihnen werden 4 Arten von Kristallgittern unterschieden.

5.5.1. Atomares Kristallgitter

An den Knoten von Atomkristallgittern befinden sich Atome, die durch kovalente Bindungen miteinander verbunden sind. Substanzen mit einem Atomgitter umfassen Diamant, Silizium, Karbide, Silizide usw. Im Aufbau atomarer Kristall Es ist unmöglich, einzelne Moleküle zu isolieren, der gesamte Kristall wird als ein riesiges Molekül betrachtet. Die Struktur von Diamant ist in Abb. 1 dargestellt. 5.21. Ein Diamant besteht aus Kohlenstoffatomen, die jeweils an vier benachbarte Atome gebunden sind. Aufgrund der Tatsache, dass kovalente Bindungen stark sind, haben alle Substanzen, die Atomgitter, sind feuerfest, hart und wenig flüchtig. Sie sind leicht wasserlöslich.

Reis. 5.21. Diamantkristallgitter

5.5.2. Molekulares Kristallgitter

Moleküle befinden sich an den Knoten von molekularen Kristallgittern, die durch schwache intermolekulare Kräfte miteinander verbunden sind. Also Stoffe Molekulares Gitter haben eine geringe Härte, sind schmelzbar, zeichnen sich durch erhebliche Flüchtigkeit aus, sind in Wasser leicht löslich, ihre Lösungen leiten in der Regel keinen elektrischen Strom. Es sind viele Substanzen mit einem molekularen Kristallgitter bekannt. Dies sind fester Wasserstoff, Chlor, Kohlenmonoxid (IV) und andere Substanzen, die bei normaler Temperatur enthalten sind Gaszustand. Die meisten kristallinen organischen Verbindungen haben ein Molekülgitter.

5.5.3. Ionenkristallgitter

Kristallgitter, an deren Knoten sich Ionen befinden, werden genannt ionisch. Sie werden von Substanzen mit ionischer Bindung gebildet, beispielsweise Alkalihalogeniden. In Ionenkristallen können einzelne Moleküle nicht unterschieden werden, der gesamte Kristall kann als ein Makromolekül betrachtet werden. Die Bindungen zwischen Ionen sind stark, daher haben Substanzen mit einem Ionengitter eine geringe Flüchtigkeit, hohe Temperaturen Schmelzen und Kochen. Das Kristallgitter von Natriumchlorid ist in Abb. 1 dargestellt. 5.22.

Reis. 5.22. Kristallgitter von Natriumchlorid

In dieser Figur sind helle Kugeln Na + -Ionen, dunkle Kugeln sind Cl – -Ionen. Links in Abb. 5.22 zeigt die Elementarzelle von NaCl.

5.5.4. Kristallgitter aus Metall

Metalle im Festkörper bilden metallische Kristallgitter. An den Knoten solcher Gitter befinden sich positive Metallionen, zwischen denen sich Valenzelektronen frei bewegen können. Die Elektronen ziehen die Kationen elektrostatisch an und verleihen dadurch Stabilität Metallgitter. Eine solche Gitterstruktur bestimmt die hohe Wärmeleitfähigkeit, elektrische Leitfähigkeit und Plastizität von Metallen - bei mechanischer Verformung werden Bindungen nicht gebrochen und der Kristall nicht zerstört, da die Ionen, aus denen er besteht, in einer Wolke aus Elektronengas zu schweben scheinen . Auf Abb. 5.23 zeigt das Kristallgitter von Natrium.

Reis. 5.23. Das Kristallgitter von Natrium

kovalente Bindung durch die Wechselwirkung von Nichtmetallen gebildet. Atome von Nichtmetallen haben eine hohe Elektronegativität und neigen dazu, die äußere Elektronenschicht auf Kosten von Fremdelektronen aufzufüllen. Zwei solche Atome können in einen stabilen Zustand übergehen, wenn sie ihre Elektronen kombinieren .

Betrachten Sie die Entstehung einer kovalenten Bindung in einfach Substanzen.

1.Die Bildung eines Wasserstoffmoleküls.

Jedes Atom Wasserstoff hat ein Elektron. Es braucht ein weiteres Elektron, um den stabilen Zustand zu erreichen.

Nähern sich zwei Atome einander an, überlappen sich die Elektronenwolken. Es entsteht ein gemeinsames Elektronenpaar, das die Wasserstoffatome zu einem Molekül bindet.

Im Raum zwischen zwei Kernen gemeinsame Elektronen sind häufiger als anderswo. Es wird ein Bereich mit gebildet erhöhte Elektronendichte und negative Ladung. Positiv geladene Kerne werden davon angezogen und es entsteht ein Molekül.

In diesem Fall erhält jedes Atom ein abgeschlossenes externes Zwei-Elektronen-Niveau und geht in einen stabilen Zustand über.

Eine kovalente Bindung aufgrund der Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaars wird als einfach bezeichnet.

Gemeinsame Elektronenpaare (kovalente Bindungen) werden aufgrund von gebildet ungepaarte Elektronen, befindet sich auf extern Energieniveaus wechselwirkende Atome.

Wasserstoff hat ein ungepaartes Elektron. Für andere Elemente ist ihre Nummer 8 - Gruppennummer.

Nichtmetalle VII Und Gruppen (Halogene) haben ein ungepaartes Elektron auf der äußeren Schicht.

Nichtmetalle VI ABER Gruppen (Sauerstoff, Schwefel) gibt es zwei solche Elektronen.

Nichtmetalle v Und Gruppen (Stickstoff, Phosphor) - drei ungepaarte Elektronen.

2.Die Bildung eines Fluormoleküls.

Atom Fluor Es hat sieben Elektronen in der äußeren Ebene. Sechs von ihnen bilden Paare, und das siebte ist ungepaart.

Wenn sich Atome verbinden, wird ein gemeinsames Elektronenpaar gebildet, das heißt, es entsteht eine kovalente Bindung. Jedes Atom erhält eine fertige Acht-Elektronen-Außenschicht. Auch die Bindung im Fluormolekül ist einfach. Die gleichen Einfachbindungen existieren in Molekülen Chlor, Brom und Jod .

Wenn Atome mehrere ungepaarte Elektronen haben, dann werden zwei oder drei gemeinsame Paare gebildet.

3.Die Bildung eines Sauerstoffmoleküls.

Beim Atom Sauerstoff die äußere Ebene hat zwei ungepaarte Elektronen.

Wenn zwei Atome interagieren Sauerstoff Es gibt zwei gemeinsame Elektronenpaare. Jedes Atom füllt seine äußere Ebene mit bis zu acht Elektronen. Die Bindung im Sauerstoffmolekül ist doppelt.