Chemische Bindung

Vergleichen molekulare Bindung, was oft eine chemische Bindung umfasst.
Beispiele von Lewis Dot-Stil Darstellungen chemischer Bindungen zwischen Kohlenstoff (C), Wasserstoff (Hand Sauerstoff (Ö). Lewis -DOT -Diagramme waren ein frühzeitiger Versuch, die chemische Bindung zu beschreiben, und werden heute noch weit verbreitet.

A chemische Bindung ist eine dauerhafte Anziehungskraft zwischen Atome, Ionen oder Moleküle Das ermöglicht die Bildung von Chemische Komponenten. Die Anleihe kann aus dem resultieren Elektrostatische Kraft zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen wie in ionische Bindungen oder durch die Teile von Elektronen wie in kovalente Bindungen. Die Stärke der chemischen Bindungen variiert erheblich; Es gibt "starke Bindungen" oder "primäre Bindungen" wie kovalent, ionisch und metallisch Anleihen und "schwache Bindungen" oder "sekundäre Bindungen" wie z. Dipol -Dipol -Wechselwirkungen, das Londoner Dispersionskraft und Wasserstoffbindung.

Da ziehen entgegengesetzte Gebühren über eine einfache Anziehungskraft an elektromagnetische Kraft, die negativ geladen Elektronen Umkreisten des Kerns und des positiv geladenen Kerns Protonen in dem Kern sich anziehen. Ein Elektron, das zwischen zwei Kernen positioniert ist, wird von beiden angezogen, und die Kerne werden in dieser Position zu Elektronen angezogen. Diese Anziehung stellt die chemische Bindung dar. Aufgrund der Materie Welle Art der Elektronen und ihre kleinere Masse müssen im Vergleich zu den Kernen viel größeres Volumen einnehmen, und dieses von den Elektronen besetzte Volumen hält die Atomkerne im Vergleich zur Größe der Kerne selbst relativ weit auseinander.[1]

Im Allgemeinen ist eine starke chemische Bindung mit dem Teilen oder Übertrag von Elektronen zwischen den teilnehmenden Atomen verbunden. Die Atome in Moleküle, Kristalle, Metalle und Diatomgase - in der Nähe der meisten physikalischen Umgebung um uns herum - werden durch chemische Bindungen zusammengehalten, die die Struktur und die Masseneigenschaften der Materie bestimmen.

Alle Anleihen können durch erklärt werden QuantentheorieAber in der Praxis ermöglichen die Vereinfachungsregeln Chemikern, die Stärke, Direktionalität und Polarität von Bindungen vorherzusagen. Das Oktettregel und VSEPR -Theorie sind zwei Beispiele. Anspruchsvollere Theorien sind Valenzbindungstheorie, welches beinhaltet Orbitalhybridisierung[2] und Resonanz,[3] und Molekulare Orbitalentheorie[4] welches beinhaltet lineare Kombination von Atomorbitalen und Ligandfeldtheorie. Elektrostatik werden verwendet, um Bindungs ​​Polaritäten und die Auswirkungen auf chemische Substanzen zu beschreiben.

Überblick über die Haupttypen chemischer Bindungen

Eine chemische Bindung ist eine Anziehungskraft zwischen Atomen. Diese Anziehung kann als Ergebnis unterschiedlicher Verhaltensweisen des äußersten oder gesehen werden Valenzelektronen von Atomen. Diese Verhaltensweisen verschmelzen unter verschiedenen Umständen nahtlos ineinander, so dass zwischen ihnen keine klare Linie gezogen werden muss. Es bleibt jedoch nützlich und üblich, zwischen verschiedenen Arten von Bindungen zu unterscheiden, was zu unterschiedlichen Eigenschaften von führt kondensierte Materie.

In der einfachsten Ansicht von a kovalente BindungEin oder mehrere Elektronen (oft ein Elektronenpaar) werden in den Raum zwischen den beiden Atomkern gezogen. Energie wird durch Bindungsbildung freigesetzt.[5] Dies ist nicht auf die Verringerung der potentiellen Energie zurückzuführen, da die Anziehungskraft der beiden Elektronen auf die beiden Protonen durch die Abstoßungen von Elektronenelektronen und Protonen-Protonen ausgeglichen wird. Stattdessen ergibt sich die Freisetzung von Energie (und damit die Stabilität der Bindung) aus der Verringerung der kinetischen Energie aufgrund der Elektronen in einem räumlich verteilten (d. H. Länger De Broglie -Wellenlänge) Orbital im Vergleich dazu, dass jedes Elektron näher an seinen jeweiligen Kern beschränkt ist.[6] Diese Bindungen bestehen zwischen zwei spezifischen identifizierbaren Atomen und haben eine Richtung im Raum, sodass sie als einzelne Verbindungslinien zwischen Atomen in Zeichnungen angezeigt werden oder als Sticks zwischen Kugeln in Modellen modelliert werden.

In einem polare kovalente BindungEin oder mehrere Elektronen werden ungleich zwischen zwei Kernen geteilt. Kovalente Bindungen führen häufig zur Bildung kleiner Sammlungen von besser vernetzten Atomen, die genannt werden Moleküle, die in Festkörpern und Flüssigkeiten durch Kräfte an andere Moleküle gebunden sind, die oft viel schwächer sind als die kovalenten Bindungen, die die Moleküle intern zusammenhalten. Solche schwachen intermolekularen Bindungen liefern organische molekulare Substanzen wie Wachs und Öle, ihren weichen Schüttgut und ihre niedrigen Schmelzpunkte (in Flüssigkeiten müssen Moleküle am strukturierten oder orientierten Kontakt miteinander aufhören). Wenn kovalente Bindungen lange Ketten von Atomen in großen Molekülen verknüpfen (wie bei Polymeren wie Nylon) oder wenn kovalente Bindungen in Netzwerken durch Festkörper erstrecken, die nicht aus diskreten Molekülen bestehen (wie z. Diamant oder Quarz oder der Silikatmineralien In vielen Arten von Gestein) können die Ergebnisstrukturen sowohl stark als auch zäh sein, zumindest in der korrekten Richtung, die mit Netzwerken kovalenter Bindungen korrekt ausgerichtet ist.[7] Auch die Schmelzpunkte solcher kovalenten Polymere und Netzwerke steigen stark an.

In einer vereinfachten Sicht eines ionisch BindungDas Verbindungselektron wird überhaupt nicht geteilt, sondern übertragen. In dieser Art von Bindung die Außenseite Atomkugel von einem Atom hat eine Leeranzeige, die die Zugabe eines oder mehrerer Elektronen ermöglicht. Diese neu hinzugefügten Elektronen belegen möglicherweise einen niedrigeren Energiezustand (effektiv näher an mehr Kernladung) als in einem anderen Atom. Somit bietet ein Kern eine engere Position zu einem Elektron als ein anderer Kern, mit dem Ergebnis, dass ein Atom ein Elektron auf das andere übertragen kann. Diese Übertragung führt dazu, dass ein Atom eine positive Netto -Ladung annimmt und das andere eine negative Nettoladung annimmt. Das Bindung resultiert dann aus der elektrostatischen Anziehungskraft zwischen positiv und negativ geladen Ionen. Ionenbindungen können als extreme Beispiele für Polarisation in kovalenten Bindungen angesehen werden. Oft haben solche Bindungen keine besondere Ausrichtung im Weltraum, da sie aus der gleichen elektrostatischen Anziehung jedes Ions an alle Ionen um sie herum entstehen. Ionenbindungen sind stark (und daher erfordern ionische Substanzen hohe Temperaturen zum Schmelzen), aber auch spröde, da die Kräfte zwischen den Ionen kurzfristig sind und Risse und Brüche nicht leicht zu brücken. Diese Art von Bindung führt zu den physikalischen Eigenschaften von Kristallen klassischer Mineralsalze wie Tischsalz.

Eine weniger oft erwähnte Art der Bindung ist metallisch Verbindung. Bei dieser Art der Bindung spendet jedes Atom in einem Metall ein oder mehrere Elektronen an ein "Meer" von Elektronen, die zwischen vielen Metallatomen liegen. In diesem Meer ist jedes Elektron frei (aufgrund seiner Wellen Natur) mit sehr vielen Atomen gleichzeitig in Verbindung gebracht werden. Die Bindung ergibt sich, weil die Metallatome aufgrund des Verlusts ihrer Elektronen etwas positiv geladen werden, während die Elektronen von vielen Atomen angezogen bleiben, ohne Teil eines bestimmten Atoms zu sein. Metallische Bindung kann als extremes Beispiel für gesehen werden Delokalisierung von Elektronen über ein großes System kovalenter Bindungen, an denen jedes Atom teilnimmt. Diese Art der Bindung ist oft sehr stark (was dazu führt Zugfestigkeit von Metallen). Die metallische Bindung ist jedoch kollektiver in der Natur als andere Typen, sodass Metallkristalle leichter verformen können, da sie aus Atomen bestehen, die voneinander angezogen werden, jedoch nicht auf besonders orientierte Weise. Dies führt zur Formbarkeit von Metallen. Die Elektronenwolke in metallischer Bindung verursacht die charakteristisch gute elektrische und thermische Leitfähigkeit von Metallen und auch ihre glänzende Lüster Das spiegelt die meisten Frequenzen von weißem Licht wider.

Geschichte

Hauptartikel: Geschichte der Chemie und Geschichte des Moleküls

Frühe Spekulationen über die Natur der chemische Bindungbereits im 12. Jahrhundert angenommen, dass bestimmte Arten von chemische Spezies wurden von einer Art von Art von verbunden Chemische Affinität. Im Jahr 1704, Herr Isaac Newton berühmte seine Atombindungstheorie in "Query 31" von ihm umrissen Optik, wobei Atome aneinander von einigen anhängen "Macht". Insbesondere, nachdem sie die verschiedenen populären Theorien in Mode zu dieser Zeit anerkannt hatten, wie Atom erklärt, dass er lieber aus ihrem Zusammenhalt schließen würde, dass "Partikel gegenseitig anziehen Macht, was in unmittelbarem Kontakt außerordentlich stark ist, führt in kleinen Entfernungen die chemischen Operationen durch und reicht nicht weit von den Partikeln mit einer sinnvollen Wirkung. "

Im Jahr 1819 nach der Erfindung der Erfindung der Voltaic Stapel, Jöns Jakob Berzelius entwickelten eine Theorie der chemischen Kombination, die die elektronegativen und elektropositiven Zeichen der kombinierten Atome betonte. Mitte des 19. Jahrhunderts, Edward Frankland, F.A. Kekulé, WIE. Couper, Alexander Butlerov, und Hermann Kolbe, auf dem Theorie der Radikale, entwickelte die Theorie der Valenz, ursprünglich "kombiniertem Power" genannt, in dem Verbindungen aufgrund einer Anziehungskraft positiver und negativer Pole verbunden waren. Im Jahr 1904, Richard Abegg vorgeschlagen seine Regel Dass die Differenz zwischen den maximalen und minimalen Valenzen eines Elements oft acht beträgt. Zu diesem Zeitpunkt war Valenz immer noch eine empirische Zahl, die nur auf chemischen Eigenschaften basierte.

Die Natur des Atoms wurde jedoch klarer mit Ernest Rutherford's 1911 Entdeckung das von einem Atomkern Umgeben von Elektronen, in denen er Nagaoka zitierte, lehnte Thomsons Modell mit der Begründung ab, dass entgegengesetzte Ladungen undurchdringlich sind. 1904 schlug Nagaoka eine Alternative vor Planetenmodell des Atom in dem ein positiv geladenes Zentrum von einer Reihe von revolvierenden Elektronen in der Art von Saturn und seinen Ringen umgeben ist.[8]

Das Modell von Nagaoka machte zwei Vorhersagen:

  • Ein sehr massives Atomzentrum (in Analogie zu einem sehr massiven Planeten)
  • Elektronen, die sich um den Kern drehen, gebunden von elektrostatischen Kräften (in Analogie zu den Ringen, die sich um Saturn drehen, gebunden von Gravitationskräften.)

Rutherford erwähnt Nagaokas Modell in seiner Arbeit von 1911, in der die Atomkern wird vorgeschlagen.[9]

Bei der Solvay -Konferenz von 1911 stellte Max Planck in der Diskussion darüber, was Energieunterschiede zwischen Atomen regulieren könnte, einfach zu: "Die Vermittler könnten die Elektronen sein."[10] Diese Kernmodelle deuten darauf hin, dass Elektronen das chemische Verhalten bestimmen.

Als nächstes kam Niels Bohr's 1913 Modell eines nuklearen Atoms mit Elektronenbahnen. 1916 Chemiker Gilbert N. Lewis entwickelte das Konzept von Elektronenpaarbindungen, in denen zwei Atome ein bis sechs Elektronen teilen können und so die bilden Einzelelektronenbindung, a Single Bond, a Doppelbindung, oder ein Dreifachbindung; In Lewis 'eigenen Worten "kann ein Elektron einen Teil der Hülle von zwei verschiedenen Atomen bilden und nicht ausschließlich zu einer gehören."[11]

Auch 1916, Walther Kossel Stellen Sie eine Theorie vor, die Lewis von nur seinem Modell ähnelt, die vollständige Elektronentransfers zwischen Atomen angenommen haben, und war daher ein Modell von ionische Bindung. Sowohl Lewis als auch Kossel strukturierten ihre Bindungsmodelle auf denen von Abeggs Regel (1904).

Niels Bohr auch vorgeschlagen ein Modell der chemischen Bindung 1913. nach seinem Modell für a Diatommolekül, Die Elektronen der Atome des Moleküls bilden einen rotierenden Ring, dessen Ebene senkrecht zur Achse des Moleküls und äquidistant aus den atomaren Kern ist. Das dynamisches Gleichgewicht des molekularen Systems wird durch das Gleichgewicht der Kräfte zwischen den Kräften der Anziehungskerne bis zur Ebene des Elektronenrings und den Kräften der gegenseitigen Abstoßung der Kerne erreicht. Das Bohr -Modell der chemischen Bindung berücksichtigte die Coulomb Abstoßung - Die Elektronen im Ring sind maximal voneinander entfernt.[12][13]

Im Jahr 1927, die erste mathematisch vollständige Quantenbeschreibung einer einfachen chemischen Bindung, d. H. Die durch ein Elektron im Wasserstoffmolekularionen erzeugte, erzeugt, erzeugt H2+wurde vom dänischen Physiker abgeleitet Øyvind Burrau.[14] Diese Arbeit zeigte, dass der Quantenansatz für chemische Bindungen grundlegend und quantitativ korrekt sein könnte, aber die verwendeten mathematischen Methoden konnten nicht auf Moleküle ausgedehnt werden, die mehr als ein Elektron enthalten. Ein praktischerer, wenn auch weniger quantitativer Ansatz wurde im selben Jahr von vorgebracht Walter Heitler und Fritz London. Die Heitler -London -Methode bildet die Grundlage dessen, was jetzt genannt wird Valenzbindungstheorie.[15] 1929 die Lineare Kombination der molekularen Orbitalmethode der Atomorbitale (LCAO) Die Näherung wurde von Sir eingeführt John Lennard-Jones, der auch Methoden vorschlug, um elektronische Strukturen von F -Molekülen abzuleiten2 (Fluor) und o2 (Sauerstoff) Moleküle aus grundlegenden Quantenprinzipien. Dies molekulares Orbital Die Theorie stellte eine kovalente Bindung als Orbital dar, die durch Kombination der Quantenmechanik gebildet wurde Schrödinger Atomarbitale, die für Elektronen in einzelnen Atomen angenommen worden waren. Die Gleichungen für Bindungselektronen in Multi-Elektronen-Atomen konnten nicht zur mathematischen Perfektion gelöst werden (d. H.,, analytisch), aber Annäherungen für sie gaben immer noch viele gute qualitative Vorhersagen und Ergebnisse. Quantitativste Berechnungen in modernen Berechnungen Quantenchemie Verwenden Sie entweder Valenzbindung oder molekulare Orbitalentheorie als Ausgangspunkt, obwohl ein dritter Ansatz, Dichtefunktionelle Theorie, ist in den letzten Jahren immer beliebter geworden.

Im Jahr 1933 führten H. H. James und A. S. Coolidge eine Berechnung des Dihydrogenmoleküls durch, die im Gegensatz zu allen früheren Berechnung, die Funktionen nur vom Abstand des Elektrons vom Atomkern verwendete, Funktionen verwendete, die auch den Abstand zwischen den beiden Elektronen explizit ergänzen.[16] Mit bis zu 13 einstellbaren Parametern erhielten sie ein Ergebnis sehr nahe am experimentellen Ergebnis für die Dissoziationsenergie. Spätere Erweiterungen haben bis zu 54 Parameter verwendet und eine hervorragende Übereinstimmung mit Experimenten erzielt. Diese Berechnung überzeugte die wissenschaftliche Gemeinschaft, dass die Quantentheorie ein Übereinstimmung mit Experiment geben könnte. Dieser Ansatz hat jedoch keine der physikalischen Bilder der Valenzbindung und der molekularen Orbitalheorien und ist schwer auf größere Moleküle auszudehnen.

Bindungen in chemischen Formeln

Da Atome und Moleküle dreidimensional sind, ist es schwierig, eine einzelne Methode zu verwenden, um Orbitale und Bindungen anzuzeigen. Im Molekulare Formeln Die chemischen Bindungen (Bindungsorbitale) zwischen Atomen werden je nach Art der Diskussion auf unterschiedliche Weise angezeigt. Manchmal werden einige Details vernachlässigt. Zum Beispiel in organische Chemie Man geht manchmal nur mit dem funktionelle Gruppe des Moleküls. Somit die molekulare Formel von Ethanol kann geschrieben sein in Konformation Form, dreidimensionale Form, Voll zweidimensionale Form (was auf jede Bindung ohne dreidimensionale Richtungen hinweist), komprimierte zweidimensionale Form (CH3-CH2–OH) durch Trennung der funktionellen Gruppe von einem anderen Teil des Moleküls (C)2H5OH) oder durch seine atomaren Bestandteile (C.2H6O), nach dem, was besprochen wird. Manchmal sind sogar die nicht dauerhaften Valenzschalenelektronen (mit den zweidimensionalen ungefähren Anweisungen) markiert, z. für elementarer Kohlenstoff .'C'. Einige Chemiker können auch die jeweiligen Orbitale markieren, z. das hypothetische Ethen–4 Anion (\/C = c/\ –4) Angabe der Möglichkeit der Bindungsbildung.

Starke chemische Bindungen

Typisch Bindungslängen in PM
und Bond Energien in kJ/mol.[17]
Bindungslängen können auf konvertiert werden Å
durch Division um 100 (1 Å = 100 pm).
Bindung Länge
(PM)		 Energie
(kJ/mol)
H - Wasserstoff
HH 74 436
H -O 96 467
H - f 92 568
H - Cl 127 432
C - Kohlenstoff
CH 109 413
C - C 154 347
C - c = 151
= C -Cwerb 147
= C - c = 148
C = c 134 614
Cwerb 120 839
C - n 147 308
C -O 143 358
C = o 745
Cwerb 1.072
C - F. 134 488
C - Cl 177 330
N - Stickstoff
N - h 101 391
N - n 145 170
Nwerb 110 945
Ö - Sauerstoff
O -o 148 146
O = o 121 495
F, cl, br, ich - Halogene
F - f 142 158
Cl - Cl 199 243
Br - H 141 366
BR -BR 228 193
ICH H 161 298
I - i 267 151

Starke chemische Bindungen sind die intramolekular Kräfte, die Atome zusammenhalten Moleküle. Eine starke chemische Bindung wird aus der Übertragung oder Teile von gebildet Elektronen zwischen Atomzentren und stützt sich auf die elektrostatische Anziehung zwischen den Protonen in Kernen und den Elektronen in den Orbitalen.

Die Arten starker Bindungen unterscheiden sich aufgrund des Unterschieds in Elektronegativität der Bestandteile. Elektronegativität ist die Tendenz für eine Atom von einem gegebenen Chemisches Element Um gemeinsame Elektronen bei der Bildung einer chemischen Bindung anzuziehen, wobei je höher die damit verbundene Elektronegativität ist, desto mehr zieht sie Elektronen an. Elektronegativität dient als einfache Möglichkeit, die quantitativ abzuschätzen Bindungsenergie, was eine Bindung entlang der kontinuierlichen Skala aus charakterisiert kovalent zu ionische Bindung. Ein großer Unterschied in der Elektronegativität führt zu einem polaren (ionischen) Charakter in der Bindung.

Ionenverbindung

Hauptartikel: Ionische Bindung
Kristallstruktur von Natriumchlorid (NaCl) mit Natrium Kationen (N / A+) in Violett und Chlorid Anionen (Cl−) in grün. Die gelben Haftstrafen repräsentieren die Elektrostatische Kraft zwischen den Ionen entgegengesetzter Ladung.

Die Ionenbindung ist eine Art elektrostatischer Wechselwirkung zwischen Atomen, die einen großen Elektronegativitätsunterschied aufweisen. Es gibt keinen genauen Wert, der Ionik von kovalenter Bindung unterscheidet, aber ein Elektronegativitätsunterschied von über 1,7 ist wahrscheinlich ionisch, während ein Unterschied von weniger als 1,7 wahrscheinlich kovalent ist.[18] Die Ionenbindung führt zu separaten positiven und negativen Ionen. Die Ionenladungen liegen üblicherweise zwischen -3e bis +3e. Ionenbindung tritt häufig in auf Metallsalze wie zum Beispiel Natriumchlorid (Tisch salz). Ein typisches Merkmal von ionischen Bindungen ist, dass sich die Spezies zu ionischen Kristallen bilden, bei denen kein Ion spezifisch mit einem einzelnen anderen Ion in einer spezifischen Richtungsbindung kombiniert wird. Vielmehr ist jede Ionenart von Ionen der entgegengesetzten Ladung umgeben, und der Abstand zwischen ihm und jeder der entgegengesetzt geladenen Ionen in der Nähe ist für alle umgebenden Atome desselben Typs gleich. Es ist daher nicht mehr möglich, ein Ion mit einem bestimmten anderen einzelnen ionisierten Atom in der Nähe zu verbinden. Dies ist eine Situation, anders als in kovalenten Kristallen, in denen kovalente Bindungen zwischen bestimmten Atomen immer noch aus den kürzeren Entfernungen zwischen ihnen erkennbar sind Röntgenbeugung.

Ionenkristalle können eine Mischung aus kovalenten und ionischen Spezies enthalten, wie zum Beispiel Salze von komplexen Säuren wie z. Natriumcyanid, Nacn. Röntgenbeugung zeigt, dass beispielsweise in NACN die Bindungen zwischen Natrium Kationen (N / A+) und die Zyanid Anionen (CN−) sind ionisch, ohne Natriumion im Zusammenhang mit einem bestimmten Cyanid. Die Bindungen zwischen den Kohlenstoff (C) und Stickstoff- (N) Atome in Cyanid sind von der kovalent Typ, damit jeder Kohlenstoff stark gebunden ist nur einer Stickstoff, zu dem es physisch viel näher ist als um andere Kohlenstoffe oder Nitrogene in einem Natriumcyanidkristall.

Wenn solche Kristalle in Flüssigkeiten geschmolzen werden, werden die ionischen Bindungen zuerst zerbrochen, da sie nicht lichtend sind und es den geladenen Spezies zulässt, sich frei zu bewegen. Wenn sich solche Salze in Wasser auflösen, werden die ionischen Bindungen in ähnlicher Weise durch die Wechselwirkung mit Wasser unterbrochen, die kovalenten Bindungen halten jedoch weiterhin. Zum Beispiel in Lösung die Cyanidionen, die immer noch als einzelner CN zusammengefasst sind− Ionen, bewegen+. In Wasser bewegen sich geladene Ionen auseinander, da jeder von ihnen stärker von einer Reihe von Wassermolekülen als zueinander angezogen wird. Die Anziehungskraft zwischen Ionen und Wassermolekülen in solchen Lösungen ist auf eine Art Schwacher zurückzuführen Dipol-Dipole Typ Chemische Bindung. In geschmolzenen ionischen Verbindungen werden die Ionen weiterhin voneinander angezogen, jedoch nicht auf geordnete oder kristalline Weise.

Kovalente Bindung

Hauptartikel: Kovalente Bindung
Nicht polare kovalente Bindungen in Methan (CH4). Das Lewis -Struktur zeigt Elektronen, die zwischen C- und H -Atomen geteilt werden.

Kovalente Bindung ist eine häufige Art von Bindung, an der zwei oder mehr Atome teilnehmen Valenzelektronen mehr oder weniger gleich. Der einfachste und häufigste Typ ist a Single Bond in denen zwei Atome zwei Elektronen teilen. Andere Typen sind die Doppelbindung, das Dreifachbindung, Ein- und Drei-Elektronen-Bindungen, das Drei-Zentrum-Zwei-Elektronen-Bindung und Drei-Zentmer-vier-Elektronen-Bindung.

In nichtpolaren kovalenten Bindungen ist der Elektronegativitätsunterschied zwischen den gebundenen Atomen klein, typischerweise 0 bis 0,3. Bindungen in den meisten organische Verbindungen werden als kovalent beschrieben. Die Abbildung zeigt Methan (CH4), in dem jeder Wasserstoff eine kovalente Bindung mit dem Kohlenstoff bildet. Sehen Sigma Bonds und PI -Bindungen Für LCAO -Beschreibungen einer solchen Bindung.[19]

Moleküle, die hauptsächlich aus nichtpolaren kovalenten Bindungen gebildet werden nicht mischbar in Wasser oder anderen Polare Lösungsmittel, aber viel löslicher in Nicht Polare Lösungsmittel wie zum Beispiel Hexan.

A polare kovalente Bindung ist eine kovalente Bindung mit einer signifikanten ionischer Charakter. Dies bedeutet, dass die beiden gemeinsamen Elektronen näher an einem der Atome sind als das andere, was zu einem Ungleichgewicht der Ladung führt. Solche Bindungen treten zwischen zwei Atomen mit mäßig unterschiedlichen Elektronegativitäten auf und führen zu Dipol -Dipol -Wechselwirkungen. Der Elektronegativitätsunterschied zwischen den beiden Atomen in diesen Bindungen beträgt 0,3 bis 1,7.

Einzel- und mehrere Bindungen

A Single Bond Zwischen zwei Atomen entspricht das Teilen eines Elektronenpaares. Das Wasserstoff (H) -Tom hat ein Valenzelektron. Zwei Wasserstoffatome können dann ein Molekül bilden, das durch das gemeinsame Elektronenpaar zusammengehalten wird. Jedes H -Atom hat jetzt die edle Gaselektronenkonfiguration von Helium (er). Das Paar gemeinsamer Elektronen bildet eine einzelne kovalente Bindung. Die Elektronendichte dieser beiden Bindungselektronen in der Region zwischen den beiden Atomen nimmt von der Dichte zweier nicht interagierender H-Atome zu.

Zwei p-Orbitale, die eine PI-Bindung bilden.

A Doppelbindung hat zwei gemeinsame Elektronenpaare, eine in einer Sigma -Bindung und eine in a PI Bond mit der Elektronendichte auf zwei gegenüberliegende Seiten der internukleären Achse konzentriert. EIN Dreifachbindung besteht aus drei gemeinsamen Elektronenpaaren, die ein Sigma und zwei PI -Bindungen bilden. Ein Beispiel ist Stickstoff. Vervierfachen und höhere Bindungen sind sehr selten und treten nur zwischen sicher auf Übergangsmetall Atome.

Koordinate kovalente Bindung (dipolare Bindung)

Addukt von Ammoniak und Bor Trifluorid

A kovalente Bindung koordinieren ist eine kovalente Bindung, bei der die beiden gemeinsamen Bindungselektronen aus denselben der an der Bindung beteiligten Atome stammen. Zum Beispiel, Bor Trifluorid (Bf3) und Ammoniak (NH3) für Mann Addukt oder Koordinierungskomplex F3B ← NH3 mit einer B -n -Bindung, in der a einzelnes Paar von Elektronen auf n wird mit einem leeren Atom -Orbital auf B. bf geteilt3 mit einem leeren Orbital wird als Elektronenpaarerakzeptor beschrieben oder Lewis Säure, während NH3 Mit einem einzigen Paar, das geteilt werden kann, wird als Elektronenpaarspender oder beschrieben Lewis -Basis. Die Elektronen werden im Gegensatz zur ionischen Bindung ungefähr gleich zwischen den Atomen geteilt. Eine solche Bindung wird durch einen Pfeil gezeigt, der auf die Lewis -Säure zeigt.

Übergangsmetallkomplexe sind im Allgemeinen durch kovalente Bindungen gebunden. Zum Beispiel die Ion Ag+ reagiert als Lewis -Säure mit zwei Molekülen der Lewis Base NH3 Um die komplexe Ionenag (NH) zu bilden3)2+, die zwei Ag ← n koordinieren kovalente Bindungen.

Metallische Bindung

Hauptartikel: Metallische Bindung

Bei metallischer Bindung werden Bindungselektronen über ein Atomegitter delokalisiert. Im Gegensatz dazu sind in ionischen Verbindungen die Stellen der Bindelektronen und ihrer Ladungen statisch. Die freie Bewegung oder Delokalisierung von Bindungselektronen führt zu klassischen metallischen Eigenschaften wie z. Lüster (Oberflächenlicht Reflexionsvermögen), elektrisch und Wärmeleitfähigkeit, Duktilitätund hoch Zugfestigkeit.

Intermolekulare Bindung

Hauptartikel: Intermolekulare Kraft

Es gibt vier grundlegende Arten von Bindungen, die zwischen zwei oder mehr (ansonsten nicht assoziierten) Molekülen, Ionen oder Atomen gebildet werden können. Intermolekularen Kräfte Moleküle voneinander angezogen oder abgestoßen werden. Oft definieren diese einige der physikalischen Eigenschaften (wie die Schmelzpunkt) einer Substanz.

  • Ein großer Unterschied in Elektronegativität Zwischen zwei gebundenen Atomen verursacht eine dauerhafte Ladung Trennung oder Dipol in einem Molekül oder Ion. Zwei oder mehr Moleküle oder Ionen mit permanenten Dipolen können innerhalb der Wechselwirkung Dipol-Dipol-Wechselwirkungen. Die Bindungselektronen in einem Molekül oder Ion werden im Durchschnitt näher am elektronegativeren Atom als das weniger elektronegative Atom sein, was dazu führt Teilgebühren bei jedem Atom und Ursache elektrostatische Kräfte zwischen Molekülen oder Ionen.
  • A Wasserstoffverbindung ist effektiv ein starkes Beispiel für eine Wechselwirkung zwischen zwei permanenten Dipolen. Der große Unterschied in der Elektronegativitäten zwischen Wasserstoff und jeder von Fluor, Stickstoff- und Sauerstoff, verbunden mit ihren einzelnen Elektronenpaaren, verursachen starke elektrostatische Kräfte zwischen Molekülen. Wasserstoffbrückenbindungen sind für die hohen Siedepunkte von Wasser und verantwortlich Ammoniak in Bezug auf ihre schwereren Analoga.
  • Das Londoner Dispersionskraft entsteht aufgrund sofortiger Dipole in benachbarten Atomen. Als negative Ladung der Elektron ist nicht einheitlich um das gesamte Atom, es gibt immer ein Ladungstruppschaft. Diese kleine Ladung führt zu einem entsprechenden Dipol in einem nahe gelegenen Molekül, was zu einer Anziehungskraft zwischen den beiden führt. Das Elektron bewegt sich dann zu einem anderen Teil der Elektronen Wolke Und die Anziehungskraft ist gebrochen.
  • A Kation -PI -Wechselwirkung tritt zwischen a auf PI Bond und ein Kation.

Theorien der chemischen Bindung

In der (unrealistischen) Grenze von "rein" ionische Bindung, Elektronen sind auf einem der beiden Atome in der Bindung perfekt lokalisiert. Solche Bindungen können von verstanden werden klassische Physik. Die Kräfte zwischen den Atomen sind durch gekennzeichnet durch isotrop Elektrostatische Potentiale kontinuierlicher. Ihre Größe ist im einfachen Verhältnis zum Ladungsunterschied.

Kovalente Bindungen werden besser verstanden von Valenzbindung (VB) Theorie oder Molekular Orbital (MO) Theorie. Die Eigenschaften der beteiligten Atome können unter Verwendung von Konzepten wie verstanden werden Oxidationszahl, formale Ladung, und Elektronegativität. Die Elektronendichte innerhalb einer Bindung wird nicht einzelne Atome zugeordnet, sondern zwischen Atomen delokalisiert. In der Valenz -Bond -Theorie wird die Bindung als aus Elektronenpaaren aufgebaut, die von zwei Atomen über die Überlappung von Atomorbitalen lokalisiert und geteilt werden. Die Konzepte von Orbitalhybridisierung und Resonanz Erweitern Sie diesen grundlegenden Begriff der Elektronenpaarbindung. In der molekularen Orbitalentheorie wird die Bindung als delokalisiert und in Orbitalen, die sich im gesamten Molekül erstrecken lineare Kombinationen von Atomorbitalen (LCAO). Die Valenzbindungstheorie ist chemisch intuitiver, indem sie räumlich lokalisiert ist und die Aufmerksamkeit auf die Teile des Moleküls konzentriert, die sich einer chemischen Veränderung unterziehen. Im Gegensatz dazu sind molekulare Orbitale aus quantenmechanischer Sicht "natürlicher", wobei Orbitalenergien physisch signifikant sind und direkt mit experimentellen Ionisationsenergien aus verbunden sind Photoelektronenspektroskopie. Infolgedessen werden die Valenzbindungstheorie und die molekulare Orbitalentheorie häufig als konkurrierende, aber komplementäre Rahmenbedingungen angesehen, die unterschiedliche Einblicke in chemische Systeme bieten. Als Ansätze für die elektronische Strukturtheorie können sowohl Mo- als auch VB -Methoden zumindest im Prinzip Annäherungen an alle gewünschten Genauigkeitsniveaus geben. Bei niedrigeren Ebenen unterscheiden sich jedoch die Näherungen, und ein Ansatz kann besser für Berechnungen geeignet sein, die ein bestimmtes System oder eine bestimmte Eigenschaft betreffen als die andere.

Im Gegensatz zu den sphärisch symmetrischen Coulombischen Kräften in reinen ionischen Bindungen sind kovalente Bindungen im Allgemeinen gerichtet und anisotrop. Diese werden häufig basierend auf ihrer Symmetrie in Bezug auf eine molekulare Ebene als klassifiziert Sigma Bonds und PI -Bindungen. Im allgemeinen Fall bilden Atome je nach Relativ Bindungen, die zwischen Ionisch und kovalent sind, abhängig Elektronegativität der beteiligten Atome. Bindungen dieser Art sind als bekannt als polare kovalente Bindungen.

Siehe auch

Verweise

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