Kovalente Bindung. Bildungsmechanismus. Eigenschaften kovalenter Bindungen. Kovalente chemische Bindung. Mechanismus der Bildung mehrerer Bindungen

NEUE INFORMATIONEN NUTZEN

TECHNOLOGIE IM CHEMIEUNTERRICHT

Die Zeit schreitet schnell voran, und wenn die Schule früher eine theoretische Grundlage sowie pädagogische und methodische Unterstützung schaffen musste, verfügt sie jetzt über alles Notwendige, um die Effizienz ihrer Arbeit zu steigern. Und das ist ein großer Verdienst des nationalen Projekts „Bildung“. Natürlich haben wir Lehrer große Schwierigkeiten, moderne Technologien zu beherrschen. Unsere Unfähigkeit, mit einem Computer zu arbeiten, beeinträchtigt uns und es erfordert viel Zeit, ihn zu beherrschen. Aber trotzdem sehr interessant und spannend! Darüber hinaus ist das Ergebnis offensichtlich. Die Kinder sind am Unterricht interessiert, die vielfältigen Aktivitäten werden sehr schnell und informativ abgehalten.

Die Leute denken oft, dass Chemie schädlich und gefährlich sei. Wir hören oft: „Umweltfreundliche Produkte!“, „Ich habe gehört, dass Sie mit Chemikalien vergiftet werden!“... Aber das ist nicht so! Wir Chemielehrer stehen vor der Aufgabe, Schüler davon zu überzeugen, dass Chemie eine kreative Wissenschaft ist, dass sie die Produktivkraft der Gesellschaft ist und dass ihre Produkte in allen Industriezweigen, in der Landwirtschaft und ohne Chemisierung in der Weiterentwicklung der Zivilisation eingesetzt werden ist unmöglich.

Die flächendeckende Einführung von Chemikalien, Substanzen, Methoden und technologischen Techniken erfordert hochqualifizierte Fachkräfte mit soliden chemischen Kenntnissen. Zu diesem Zweck verfügt unsere Schule über eine Fachklasse für Chemie und Biologie, die den Schülern eine hochwertige Vorbereitung auf die Fortsetzung ihrer Chemieausbildung bietet. Damit sich Schülerinnen und Schüler im Gymnasium für dieses besondere Profil entscheiden können, gibt es in der 9. Klasse den Wahlpflichtkurs „Chemie im Alltag“, der den Kindern den Einstieg in Berufe mit direktem Bezug zu den Fächern Chemie und Biologie erleichtern soll . Auch wenn die Schüler im Gymnasium kein chemisches und biologisches Hauptfach wählen, wird das Wissen über Stoffe, denen sie im Alltag ständig begegnen, im Leben von Nutzen sein.

Im Wahlfachbereich stehen Vorlesungen an erster Stelle. Bei der Vorbereitung nutze ich Online-Informationsquellen. Auf dem Bildschirm werden viele Illustrationen, Diagramme, Videosammlungen, Labormaterialien und Folien angezeigt, auf deren Grundlage ich meine Geschichte erzähle. Meine Erklärungstechnologie hat sich erheblich verändert. Die Kinder sind sehr interessiert, sie hören der Geschichte mit großer Aufmerksamkeit und Lust zu.

Chemie ist eine experimentelle Wissenschaft. Für den Laborunterricht wird viel Zeit aufgewendet. Es kommt jedoch vor, dass einige Reagenzien im Labor nicht verfügbar sind und ein virtuelles Labor Abhilfe schafft. Mithilfe eines speziellen Programms können Studierende ein virtuelles Experiment durchführen. Die Kinder untersuchen die Wirkung synthetischer Waschmittel auf verschiedene Stoffarten, die Löslichkeit von Mineraldüngern in Wasser, das Medium ihrer Lösung und die qualitative Zusammensetzung von Lebensmitteln (Kohlenhydrate, Proteine, Fette). Am Computer führen sie ein eigenes Experimentiertagebuch, in dem sie das Thema der Laborarbeit, ihre Beobachtungen und Schlussfolgerungen zum richtigen Einsatz dieser Substanzen im Alltag festhalten. Die Vorteile eines virtuellen Labors liegen in der Sicherheit, dem Verzicht auf Laborgeräte und dem minimalen Zeitaufwand.

Am Ende des Kurses müssen die Studierenden einen Test zu jedem behandelten Thema ablegen. Sie stehen vor der Aufgabe zu entscheiden, in welcher Form sie zusammenfassen möchten. Die traditionellste Variante ist ein Test in Form einer Zusammenfassung, einer Nachricht oder eines Berichts. Um sie vorzubereiten, verwenden Kinder Materialien aus Internetressourcen. Dabei helfe ich ihnen natürlich: Ich stelle die Aufgabenstellung klar, formuliere die Fragen, die die Studierenden beantworten müssen, und gebe die Adresse der Seite mit Informationen zum jeweiligen Thema an.

Diese Form ist jedoch bereits etwas veraltet und einige Leute begannen, Projektaktivitäten auszuwählen. Sie arbeiten einzeln, in Gruppen, in Teams. Die Suche nach Informationen ist ohne die Nutzung der Leistungsfähigkeit des Internets nicht vollständig. Bevor ich sie in eine kostenlose Suche überlasse, gebe ich ihnen Orientierung: Suchtechniken, Schlüsselwörter, Phrasen, Namen von Suchmaschinen, mit denen die Arbeit nützlich sein könnte, Adressen von Internetseiten.

Kinder wählen auch einen Test in Form eines Spiels, Aufgaben und Übungen, für die sie sich entwickeln. Dies könnte ein Spin-Test sein, „Kluge Männer und Frauen“, „Wie wird man Millionär?“, „Was?“ Wo? Wann?“, verschiedene Rätsel.

Ich arrangiere auch eine Präsentation des resultierenden Produkts mithilfe von Remote-Technologien. Durch die Veröffentlichung der Ergebnisse ihrer Aktivitäten im Internet auf der Schul- oder Klassenwebsite haben Schüler die Möglichkeit, ihre Arbeit nicht nur mit Hilfe ihrer Klassenkameraden, sondern auch mit Kindern und Lehrern anderer Schulen zu bewerten, diese Ergebnisse zu diskutieren und anzuschauen betrachte sie mit anderen Augen.

Aus Sicht der Neue-Medien-Pädagogik leben wir in äußerst interessanten Zeiten. Die rasante Einführung moderner Technologien zwingt uns, alte Positionen neu anzugehen. Die berufsvorbereitende Ausbildung an unserer Schule läuft seit vier Jahren und jedes Mal schaue ich mir den Verlauf des Unterrichts an, weil... Es eröffnen sich neue Perspektiven, es entstehen fruchtbare Verbindungen zwischen traditionellen Lehrmethoden und neuen Herausforderungen der Gesellschaft, Information und Wissen. Tatsächlich ist Medienerziehung Teil der Allgemeinbildung geworden. Gleichzeitig entwickeln die Kinder Kommunikationsfähigkeiten, Interesse an neuen Technologien, Leidenschaft, Eigenaktivität, Kreativität, sie arbeiten aktiv zusammen und tauschen ihre eigenen Meinungen aus.

Ich bin davon überzeugt, dass der Einsatz von Informationstechnologie zu einer entwickelten Bildungskultur führen kann. Das ist Erfolg im Lehren und Lernen. Nutzen Sie Informationstechnologie! Wechseln Sie von alten Trainingsformen, die ihre Wirksamkeit verloren haben, zu neueren, fortschrittlicheren und moderneren!

Der Einsatz neuer Informationstechnologien im Bildungsprozess lässt sich am Beispiel einer Unterrichtsstunde in allgemeiner Chemie in der 11. Klasse veranschaulichen.

Bildungsmechanismus und Eigenschaften kovalenter Bindungen

Der Zweck der Lektion. Erinnern Sie sich an den Mechanismus der Bildung einer kovalenten Bindung aus dem Kurs der 8. Klasse, studieren Sie den Donor-Akzeptor-Mechanismus und die Eigenschaften einer kovalenten Bindung.

Ausrüstung. Tabelle der Elektronegativität chemischer Elemente, Kodogramme von st- und l-Bindungen, Lehrdiskette „Allgemeine Chemie“ aus der Reihe der Lehrprogramme von Cyril und Methodius mit Diagrammen und Modellen von Molekülen, Kugel-Stab-Modelle von Molekülen, Arbeitskarte mit Aufgaben und Tests, interaktives Whiteboard, Computer, Aufgaben zur Festigung und Kontrolle des Wissens mit Fernbedienung.

Während des Unterrichts

Die Vorlesung wird mit der Lehrdiskette „Allgemeine Chemie“ durchgeführt.

Wiederholung des behandelten Materials

Erinnern Sie sich mit den Schülern daran, wie Bindungen zwischen Nichtmetallatomen gebildet werden. Erledigen Sie die Aufgaben 1, 2 auf der Arbeitskarte (siehe Anhang).

Neues Material lernen

Mechanismus der kovalenten Bindungsbildung:

a) Austausch (zum Beispiel H 2, Cl 2, HC1);

b) Donor-Akzeptor (am Beispiel von NH 4 C1).

Die Schüler notieren sofort ihre Hausaufgaben am Rand: Beschreiben Sie die Entstehung des Hydroniumions H 3 UM + aus H-Ion + und Wassermoleküle.

Arten kovalenter Bindungen: polar und unpolar (je nach Zusammensetzung des Moleküls).

Eigenschaften kovalenter Bindungen.

Vielzahl(einfach, eineinhalb, doppelt, dreifach).

Kommunikationsenergie- Dies ist die Energiemenge, die bei der Bildung einer chemischen Bindung freigesetzt oder für deren Bruch aufgewendet wird.

Linklänge ist der Abstand zwischen den Atomkernen eines Moleküls.

Energie und Bindungslänge hängen zusammen. Zeigen Sie anhand eines Beispiels, wie diese Eigenschaften miteinander zusammenhängen und wie sie sich auf die Stärke des Moleküls auswirken (auf die Tafel projizieren):

Sättigungsfähigkeit ist die Fähigkeit von Atomen, eine bestimmte und begrenzte Anzahl von Bindungen einzugehen. Zeigen Sie mit Beispielen von Ball-and-Rod

Moleküle Cl 2, H 2 O, CH 4, HNO 3.

Direktionalität. Betrachten Sie Zeichnungen der Überlappung von Elektronenwolken während der Bildung von σ- und π-Bindungen und projizieren Sie sie auf die Tafel (Abb.).

Fixieren Sie die Aufgaben 6, 7 auf der Arbeitskarte (siehe Anhang).

Kleine Pause!

1. Beginnen wir die Liste der Reihe nach,

Weil das erste Element.

(Übrigens bildet es Wasser -

Ein sehr wichtiger Punkt).

Stellen wir uns sein Molekül vor

Praktische Formel H 2.

Lassen Sie uns deutlich hinzufügen -

Es gibt keinen leichteren Stoff auf der Welt!

2. N 2 - Stickstoffmolekül.

Es ist bekanntermaßen farblos

Gas. Viel Wissen, aber lasst uns

Lassen Sie uns ihren Vorrat auffüllen.

3. Er ist überall und überall:

Und in Stein, in der Luft, im Wasser,

Er ist im Morgentau,

Und am blauen Himmel.

(Sauerstoff.)

4. Pilzsammler fanden im Wald einen kleinen Sumpf, aus dem stellenweise Gasblasen platzten. Das Gas loderte aus dem Streichholz auf und eine schwach leuchtende Flamme begann durch den Sumpf zu wandern. Was für ein Gas ist das? (Methan.)

Fortsetzung der Lektion.

Polarisierbarkeit- Dies ist die Fähigkeit einer kovalenten Bindung, ihre Polarität unter dem Einfluss eines externen elektrischen Feldes zu ändern (achten Sie auf so unterschiedliche Konzepte wie Bindungspolarität und Polarisierbarkeit des Moleküls).

Vertiefung des Gelernten

Die Steuerung des untersuchten Themas erfolgt über Fernbedienungen.

Die Umfrage dauert 3 Minuten, 10 Fragen sind einem Punkt wert, 30 Sekunden sind für Antworten vorgesehen, Fragen werden auf die interaktive Tafel projiziert. Wenn Sie 9–10 Punkte erzielen, erhalten Sie „5“, bei 7–8 Punkten erhalten Sie „4“, bei 5–6 Punkten erhalten Sie „3“.

Fragen zur Vertiefung

1. Eine Bindung, die aufgrund gemeinsamer Elektronenpaare entsteht, heißt:

a) ionisch; b) kovalent; c) Metall.

2. Zwischen Atomen entsteht eine kovalente Bindung:

a) Metalle; b) Nichtmetalle; c) Metall und Nichtmetall.

3. Der Mechanismus der Bildung einer kovalenten Bindung aufgrund eines einzelnen Elektronenpaars eines Atoms und eines freien Orbitals eines anderen heißt:

a) Spender-Akzeptor; b) inert; c) katalytisch.

4. Welches Molekül hat eine kovalente Bindung?

a) Zn; b) CuO; c) NH 3.

5. Die Bindungsvielfalt in einem Stickstoffmolekül ist gleich:

eine Drei; b) zwei; c) eins.

6. Die kürzeste Bindungslänge in einem Molekül:

a) H 2 S; b) SF 6; c) SO 2; d) SOr

7. Wenn sich Elektronenwolken entlang der Achse überlappen, die die Kerne wechselwirkender Atome verbindet, entsteht Folgendes:

a) σ-Bindung; b) π-Bindung; c) ρ-Bindung.

8. Das Stickstoffatom hat eine mögliche Anzahl ungepaarter Elektronen:

a) 1; b)2; um 3.

9. Die Bindungsstärke nimmt in der Reihe zu:

a) H 2 O – H 2 S; 6) NH 3 - PH 3; c) CS 2 – C O 2; d) N 2 – O 2

10. Das Orbital des Hybrids hat die Form:

ein Ball; b) unregelmäßige Acht; c) reguläre Acht.

Die Ergebnisse werden sofort auf dem Bildschirm angezeigt, wir erstellen zu jeder Frage einen Bericht.

Analyse der Hausaufgaben (siehe Anhang - Arbeitskarte), § 6 des Lehrbuchs von O.S. Gabrielyan, G.GLysov „Chemie. 11. Klasse“ (M.: Bustard, 2006), Notizen in einem Notizbuch.

Anwendung

Arbeitskarte

1. Ordnen Sie die Namen des Stoffes und die Art der Bindung zu.

1) Kaliumchlorid;

2) Sauerstoff;

3) Magnesium;

4) Tetrachlorkohlenstoff.

a) kovalent unpolar;

b) ionisch;

c) Metall;

d) kovalent polar.

2. Zwischen den Atomen welcher Elemente wird die chemische Bindung ionischer Natur sein?

a) NnO; b) Si und C1; c) Na und O; d) P und Br.

3. Die Länge der Verbindung wird ausgedrückt in:

a) nm; b) kg; c) j; d) m 3.

4. Wo ist die chemische Bindung am stärksten: im Cl 2- oder O 2-Molekül?

5. Welches Molekül hat eine stärkere Wasserstoffbindung: H 2 O oder H 2 S?

6. Setzen Sie den Satz fort: „Die Bindung, die durch die Überlappung von Elektronenwolken entlang der Verbindungslinie zwischen den Atomkernen entsteht, heißt........................ ..... ......",

7. Zeichnen Sie Diagramme der Überlappung von Elektronenorbitalen während der Bildung einer π-Bindung.

8. Hausaufgaben. „Allgemeine Chemie in Tests, Problemen, Übungen“ von O.S. Gabrielyan (M.: Drofa, 2003), Arbeit 8A, Option 1, 2.

Dabei gab eines der Atome ein Elektron ab und wurde zu einem Kation, während das andere Atom ein Elektron aufnahm und zu einem Anion wurde.

Die charakteristischen Eigenschaften einer kovalenten Bindung – Direktionalität, Sättigung, Polarität, Polarisierbarkeit – bestimmen die chemischen und physikalischen Eigenschaften von Verbindungen.

Die Richtung der Verbindung wird durch die molekulare Struktur des Stoffes und die geometrische Form seines Moleküls bestimmt. Die Winkel zwischen zwei Bindungen werden Bindungswinkel genannt.

Sättigbarkeit ist die Fähigkeit von Atomen, eine begrenzte Anzahl kovalenter Bindungen zu bilden. Die Anzahl der von einem Atom gebildeten Bindungen wird durch die Anzahl seiner äußeren Atomorbitale begrenzt.

Die Polarität der Bindung ist auf die ungleichmäßige Verteilung der Elektronendichte zurückzuführen, die auf Unterschiede in der Elektronegativität der Atome zurückzuführen ist. Auf dieser Grundlage werden kovalente Bindungen in unpolare und polare (unpolare) unterteilt – ein zweiatomiges Molekül besteht aus identischen Atomen (H 2, Cl 2, N 2) und die Elektronenwolken jedes Atoms sind relativ zu diesen Atomen symmetrisch verteilt ; polar – ein zweiatomiges Molekül besteht aus Atomen verschiedener chemischer Elemente, und die allgemeine Elektronenwolke verschiebt sich in Richtung eines der Atome, wodurch eine Asymmetrie in der Verteilung der elektrischen Ladung im Molekül entsteht und ein Dipolmoment des Moleküls entsteht.

Die Polarisierbarkeit einer Bindung drückt sich in der Verschiebung der Bindungselektronen unter dem Einfluss eines äußeren elektrischen Feldes aus, auch des eines anderen reagierenden Teilchens. Die Polarisierbarkeit wird durch die Elektronenmobilität bestimmt. Die Polarität und Polarisierbarkeit kovalenter Bindungen bestimmt die Reaktivität von Molekülen gegenüber polaren Reagenzien.

Der zweifache Nobelpreisträger L. Pauling wies jedoch darauf hin, dass „in manchen Molekülen kovalente Bindungen aufgrund eines oder dreier Elektronen statt eines gemeinsamen Paares bestehen“. Im molekularen Wasserstoffion H 2 + wird eine chemische Einelektronenbindung realisiert.

Das molekulare Wasserstoffion H2+ enthält zwei Protonen und ein Elektron. Das einzelne Elektron des molekularen Systems kompensiert die elektrostatische Abstoßung der beiden Protonen und hält sie in einem Abstand von 1,06 Å (der Länge der H 2 + -chemischen Bindung). Das Zentrum der Elektronendichte der Elektronenwolke des molekularen Systems liegt im gleichen Abstand von beiden Protonen beim Bohr-Radius α 0 =0,53 A und ist das Symmetriezentrum des molekularen Wasserstoffions H 2 + .

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  Eine kovalente Bindung wird durch ein Elektronenpaar gebildet, das von zwei Atomen gemeinsam genutzt wird. Diese Elektronen müssen zwei stabile Orbitale besetzen, eines von jedem Atom.

  A + + B → A: B

  Durch die Vergesellschaftung bilden Elektronen ein gefülltes Energieniveau. Eine Bindung entsteht, wenn ihre Gesamtenergie auf diesem Niveau geringer ist als im Ausgangszustand (und der Energieunterschied nichts anderes als die Bindungsenergie beträgt).

  Nach der Theorie der Molekülorbitale führt die Überlappung zweier Atomorbitale im einfachsten Fall zur Bildung zweier Molekülorbitale (MO): MO verknüpfen Und antibindendes (lockerndes) MO. Die gemeinsamen Elektronen befinden sich auf dem Bindungs-MO mit niedrigerer Energie.

  Bindungsbildung bei der Rekombination von Atomen

  Der Mechanismus der interatomaren Wechselwirkung blieb jedoch lange Zeit unbekannt. Erst 1930 führte F. London das Konzept der Dispersionsanziehung ein – die Wechselwirkung zwischen momentanen und induzierten (induzierten) Dipolen. Derzeit werden die Anziehungskräfte, die durch die Wechselwirkung zwischen den fluktuierenden elektrischen Dipolen von Atomen und Molekülen entstehen, „Londoner Kräfte“ genannt.

  Die Energie einer solchen Wechselwirkung ist direkt proportional zum Quadrat der elektronischen Polarisierbarkeit α und umgekehrt proportional zum Abstand zwischen zwei Atomen oder Molekülen in der sechsten Potenz.

  Bindungsbildung durch Donor-Akzeptor-Mechanismus

  Zusätzlich zu dem im vorherigen Abschnitt beschriebenen homogenen Mechanismus der Bildung kovalenter Bindungen gibt es einen heterogenen Mechanismus – die Wechselwirkung entgegengesetzt geladener Ionen – des H + -Protons und des negativen Wasserstoffions H –, genannt Hydridion:

  H + + H - → H 2

  Bei der Annäherung der Ionen wird die Zwei-Elektronen-Wolke (Elektronenpaar) des Hydridions vom Proton angezogen und schließlich beiden Wasserstoffkernen gemeinsam, also zu einem bindenden Elektronenpaar. Das Teilchen, das ein Elektronenpaar liefert, wird Donor genannt, und das Teilchen, das dieses Elektronenpaar aufnimmt, wird Akzeptor genannt. Dieser Mechanismus der Bildung kovalenter Bindungen wird Donor-Akzeptor genannt.

  H + + H 2 O → H 3 O +

  Ein Proton greift das freie Elektronenpaar eines Wassermoleküls an und bildet ein stabiles Kation, das in wässrigen Säurelösungen vorkommt.

  In ähnlicher Weise wird einem Ammoniakmolekül ein Proton hinzugefügt, um ein komplexes Ammoniumkation zu bilden:

  NH 3 + H + → NH 4 +

  Auf diese Weise wird (gemäß dem Donor-Akzeptor-Mechanismus der Bildung kovalenter Bindungen) eine große Klasse von Oniumverbindungen erhalten, zu denen Ammonium, Oxonium, Phosphonium, Sulfonium und andere Verbindungen gehören.

  Ein Wasserstoffmolekül kann als Donor eines Elektronenpaares fungieren, was bei Kontakt mit einem Proton zur Bildung eines molekularen Wasserstoffions H 3 + führt:

  H 2 + H + → H 3 +

  Das bindende Elektronenpaar des molekularen Wasserstoffions H 3 + gehört gleichzeitig zu drei Protonen.

  Arten kovalenter Bindungen

  Es gibt drei Arten kovalenter chemischer Bindungen, die sich im Bildungsmechanismus unterscheiden:

  1. Einfache kovalente Bindung. Für seine Bildung stellt jedes Atom ein ungepaartes Elektron zur Verfügung. Bei der Bildung einer einfachen kovalenten Bindung bleiben die formalen Ladungen der Atome unverändert.

  • Wenn die Atome, die eine einfache kovalente Bindung bilden, gleich sind, dann sind auch die wahren Ladungen der Atome im Molekül gleich, da die Atome, die die Bindung bilden, gleichermaßen ein gemeinsames Elektronenpaar besitzen. Diese Verbindung heißt unpolare kovalente Bindung. Einfache Stoffe haben einen solchen Zusammenhang, zum Beispiel: 2, 2, 2. Aber nicht nur Nichtmetalle derselben Art können eine kovalente unpolare Bindung eingehen. Nichtmetallische Elemente, deren Elektronegativität gleich wichtig ist, können auch eine kovalente unpolare Bindung eingehen, beispielsweise ist die Bindung im PH 3-Molekül kovalent unpolar, da der EO von Wasserstoff gleich dem EO von Phosphor ist.
  • Wenn die Atome unterschiedlich sind, wird der Grad des Besitzes eines gemeinsamen Elektronenpaars durch den Unterschied in der Elektronegativität der Atome bestimmt. Ein Atom mit größerer Elektronegativität zieht ein Bindungselektronenpaar stärker zu sich selbst und seine wahre Ladung wird negativ. Ein Atom mit geringerer Elektronegativität erhält dementsprechend eine gleich große positive Ladung. Wenn eine Verbindung zwischen zwei verschiedenen Nichtmetallen entsteht, nennt man eine solche Verbindung kovalente polare Bindung.

  Im Ethylenmolekül C 2 H 4 gibt es eine Doppelbindung CH 2 = CH 2, ihre elektronische Formel: H:C::C:H. Die Kerne aller Ethylenatome liegen in derselben Ebene. Die drei Elektronenwolken jedes Kohlenstoffatoms bilden drei kovalente Bindungen mit anderen Atomen in derselben Ebene (mit Winkeln zwischen ihnen von etwa 120°). Die Wolke des vierten Valenzelektrons des Kohlenstoffatoms befindet sich oberhalb und unterhalb der Molekülebene. Solche Elektronenwolken beider Kohlenstoffatome, die sich oberhalb und unterhalb der Molekülebene teilweise überlappen, bilden eine zweite Bindung zwischen den Kohlenstoffatomen. Die erste, stärkere kovalente Bindung zwischen Kohlenstoffatomen wird σ-Bindung genannt; die zweite, schwächere kovalente Bindung heißt π (\displaystyle \pi )- Kommunikation.

  In einem linearen Acetylenmolekül

  N-S≡S-N (N: S::: S: N)

  Es gibt σ-Bindungen zwischen Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen, eine σ-Bindung zwischen zwei Kohlenstoffatomen und zwei π (\displaystyle \pi )-Bindungen zwischen denselben Kohlenstoffatomen. Zwei π (\displaystyle \pi )-Bindungen liegen oberhalb des Wirkungsbereichs der σ-Bindung in zwei zueinander senkrechten Ebenen.

  Alle sechs Kohlenstoffatome des cyclischen Benzolmoleküls C 6 H 6 liegen in derselben Ebene. Es gibt σ-Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen in der Ringebene; Jedes Kohlenstoffatom hat die gleichen Bindungen mit Wasserstoffatomen. Kohlenstoffatome verbrauchen drei Elektronen, um diese Bindungen herzustellen. Wolken aus vierten Valenzelektronen von Kohlenstoffatomen, die wie Achtfiguren geformt sind, befinden sich senkrecht zur Ebene des Benzolmoleküls. Jede dieser Wolken überlappt gleichermaßen mit den Elektronenwolken benachbarter Kohlenstoffatome. In einem Benzolmolekül trennen sich nicht drei π (\displaystyle \pi )-Verbindungen, aber eine einzige π (\displaystyle \pi) Dielektrika oder Halbleiter. Typische Beispiele für Atomkristalle (Atome, die durch kovalente (Atom-)Bindungen miteinander verbunden sind) sind

  KS– eine Bindung, die durch ein Elektronenpaar beider Atome bewirkt wird.

  Bedingungen für die Bildung der CS: Es entsteht zwischen Atomen mit hoher Elektronegativität. (Elektroelektrizität ist die Fähigkeit von Atomen, Elektronen anzuziehen).

  ∆Χ – Unterschied in der Elektronegativität von 2 Atomen, wenn ∆Χ≤1,4, ist die Bindung polar

  KS m.b. gebildet:

  1 – zwischen allen Nichtmetallatomen (da alle Nichtmetalle hohe elektrische Negativitätswerte haben), z. B. HCl, elektrische Negativitätswerte – gemäß den Tabellen für H = 2,1, für Cl = 3,1, - ∆Χ = 3,1 -2,1 = 1≤1,4, dies ist eine kovalente und polare Bindung.

  2 – zwischen Nichtmetall- und Metallatomen, wenn das Metall einen hohen Oxidationsgrad aufweist, z. B. CrCl6 für Cr=2,4, ∆Χ=3,1-2,4=0,7≤1,4 – dies ist eine kovalente polare Bindung.

  Mechanismen der CS-Bildung:

  1- Austauschmechanismus- 2 Atome tauschen Elektronen aus und bilden so ein gemeinsames Elektronenpaar, das zu beiden gehört und „gemeinsam“ genannt wird. Ein Beispiel sind die Moleküle flüchtiger anorganischer Verbindungen: HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 usw. Die Bildung eines HCl-Moleküls kann durch das Schema H. ​​+ dargestellt werden. Cl: = H:Cl: Das Elektronenpaar wird zum Chloratom verschoben, da die relative Elektronegativität des Chloratoms (2.83) größer ist als die des Wasserstoffatoms (2.1).

  2 – Spender-Akzeptor-Mechanismus: - besteht darin, dass ein Elektronenpaar eines Atoms (Donor) ein freies Orbital eines anderen Atoms (Akzeptor) besetzt. Betrachten wir als Beispiel den Mechanismus der Bildung des Ammoniumions. In einem Ammoniakmolekül hat das Stickstoffatom ein freies Elektronenpaar (eine Zwei-Elektronen-Wolke): .

  Das Wasserstoffion hat ein freies (ungefülltes) 1s-Orbital, das als □H+ bezeichnet werden kann. Wenn ein Ammoniumion gebildet wird, wird die Zwei-Elektronen-Stickstoffwolke den Stickstoff- und Wasserstoffatomen gemeinsam, d. h. es verwandelt sich in eine molekulare Elektronenwolke. Dies bedeutet, dass eine vierte kovalente Bindung entsteht. Der Prozess der Bildung von Ammoniumionen kann durch das Diagramm dargestellt werden

  + □H+ →

  Die Ladung des Wasserstoffions wird gemeinsam (sie ist delokalisiert, d. h. zwischen allen Atomen verteilt), und die Zwei-Elektronen-Wolke (einsames Elektronenpaar), die zu Stickstoff gehört, wird mit Wasserstoff gemeinsam.

  
  
  

  Kovalente Bindungen können polar (komplexe Moleküle) oder unpolar (einfache Moleküle) sein.

  Eigenschaften kovalenter Bindungen

  Kovalente Bindungen haben eine Reihe wichtiger Eigenschaften. Dazu gehören: Sättigung und Direktionalität.

  Sättigungsfähigkeit- eine charakteristische Eigenschaft einer kovalenten Bindung. Es äußert sich in der Fähigkeit von Atomen, eine begrenzte Anzahl kovalenter Bindungen zu bilden. Dies liegt daran, dass ein Orbital eines Atoms an der Bildung nur einer kovalenten chemischen Bindung beteiligt sein kann. Diese Eigenschaft bestimmt die Zusammensetzung molekularer chemischer Verbindungen. Wenn also Wasserstoffatome interagieren, entsteht ein Molekül H2, nicht H3. Das dritte Wasserstoffatom kann nicht beitreten, da der Spin seines Elektrons parallel zum Spin eines der gepaarten Elektronen im Molekül verläuft. Die Fähigkeit, in Atomen verschiedener Elemente die eine oder andere Anzahl kovalenter Bindungen zu bilden, wird durch die Erzielung der maximalen Anzahl ungepaarter Valenzelektronen begrenzt.

  Fokus- eine Eigenschaft einer kovalenten Bindung, die die geometrische Struktur eines Moleküls bestimmt. Der Grund für die Direktionalität der Bindung liegt darin, dass die Überlappung der Elektronenorbitale nur mit ihrer spezifischen gegenseitigen Orientierung möglich ist, was die höchste Elektronendichte im Bereich ihrer Überlappung gewährleistet. In diesem Fall entsteht die stärkste chemische Bindung.

  Kovalente, ionische und metallische Bindungen sind die drei Haupttypen chemischer Bindungen.

  Lassen Sie uns mehr darüber erfahren kovalente chemische Bindung. Betrachten wir den Mechanismus seines Auftretens. Nehmen wir als Beispiel die Entstehung eines Wasserstoffmoleküls:

  Eine kugelsymmetrische Wolke, die von einem 1s-Elektron gebildet wird, umgibt den Kern eines freien Wasserstoffatoms. Wenn sich Atome einem bestimmten Abstand nähern, überlappen sich ihre Orbitale teilweise (siehe Abbildung). Dadurch entsteht zwischen den Zentren beider Kerne eine molekulare Zwei-Elektronen-Wolke, die im Raum zwischen den Kernen eine maximale Elektronendichte aufweist. Mit zunehmender Dichte der negativen Ladung kommt es zu einem starken Anstieg der Anziehungskräfte zwischen der Molekülwolke und den Kernen.

  Wir sehen also, dass durch überlappende Elektronenwolken von Atomen eine kovalente Bindung entsteht, die mit der Freisetzung von Energie einhergeht. Wenn der Abstand zwischen den Atomkernen, die sich vor der Berührung nähern, 0,106 nm beträgt, beträgt er nach der Überlappung der Elektronenwolken 0,074 nm. Je größer die Überlappung der Elektronenorbitale ist, desto stärker ist die chemische Bindung.

  Kovalent angerufen chemische Bindung durch Elektronenpaare. Verbindungen mit kovalenten Bindungen werden genannt homöopolar oder atomar.

  Existieren zwei Arten kovalenter Bindungen: Polar- Und unpolar.

  Für unpolar Bei einer kovalenten Bindung ist die von einem gemeinsamen Elektronenpaar gebildete Elektronenwolke symmetrisch relativ zu den Kernen beider Atome verteilt. Ein Beispiel sind zweiatomige Moleküle, die aus einem Element bestehen: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 und anderen, wobei das Elektronenpaar beiden Atomen gleichermaßen gehört.

  Bei Polar Bei einer kovalenten Bindung wird die Elektronenwolke in Richtung des Atoms mit höherer relativer Elektronegativität verschoben. Zum Beispiel Moleküle flüchtiger anorganischer Verbindungen wie H 2 S, HCl, H 2 O und andere.

  Die Entstehung eines HCl-Moleküls lässt sich wie folgt darstellen:

  

  Weil Ist die relative Elektronegativität des Chloratoms (2.83) größer als die des Wasserstoffatoms (2.1), wird das Elektronenpaar zum Chloratom verschoben.

  Neben dem Austauschmechanismus der kovalenten Bindungsbildung gibt es aufgrund von Überlappung auch einen Spender-Akzeptor der Mechanismus seiner Entstehung. Dies ist ein Mechanismus, bei dem die Bildung einer kovalenten Bindung aufgrund der Zwei-Elektronen-Wolke eines Atoms (Donor) und des freien Orbitals eines anderen Atoms (Akzeptor) erfolgt. Schauen wir uns ein Beispiel für den Mechanismus der Bildung von Ammonium NH 4 + an. Im Ammoniakmolekül hat das Stickstoffatom eine Zwei-Elektronen-Wolke:

  Das Wasserstoffion hat ein freies 1s-Orbital, bezeichnen wir dies als .

  Bei der Bildung des Ammoniumions wird die Zwei-Elektronen-Wolke des Stickstoffs den Stickstoff- und Wasserstoffatomen gemeinsam, das heißt, sie wird in eine molekulare Elektronenwolke umgewandelt. Folglich entsteht eine vierte kovalente Bindung. Den Prozess der Ammoniumbildung können Sie sich anhand des folgenden Diagramms vorstellen:

  Die Ladung des Wasserstoffions wird zwischen allen Atomen verteilt und die Zwei-Elektronen-Wolke, die zum Stickstoff gehört, wird mit Wasserstoff geteilt.

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  Eine kovalente Bindung ist eine Bindung, die am häufigsten Nichtmetallatome in Molekülen und Kristallen bindet. Wir sprechen in diesem Artikel darüber, welche Art von chemischer Bindung als kovalent bezeichnet wird.

  Was ist eine kovalente chemische Bindung?

  Eine kovalente chemische Bindung ist eine Bindung, die durch die Bildung gemeinsamer (bindender) Elektronenpaare entsteht.

  Wenn es ein gemeinsames Elektronenpaar zwischen zwei Atomen gibt, dann nennt man eine solche Bindung einfach; wenn es zwei gibt, ist sie doppelt; wenn es drei sind, ist sie dreifach.

  Eine Bindung wird normalerweise durch eine horizontale Linie zwischen Atomen bezeichnet. In einem Wasserstoffmolekül gibt es beispielsweise eine Einfachbindung: H-H; in einem Sauerstoffmolekül gibt es eine Doppelbindung: O=O; In einem Stickstoffmolekül gibt es eine Dreifachbindung:

  

  Reis. 1. Dreifachbindung in einem Stickstoffmolekül.

  Je höher die Bindungsvielfalt, desto stärker das Molekül: Das Vorhandensein einer Dreifachbindung erklärt die hohe chemische Stabilität von Stickstoffmolekülen.

  Bildung und Arten kovalenter Bindungen

  Es gibt zwei Mechanismen für die Bildung einer kovalenten Bindung: den Austauschmechanismus und den Donor-Akzeptor-Mechanismus:

  • Austauschmechanismus. Beim Austauschmechanismus stellen die beiden Bindungsatome jeweils ein ungepaartes Elektron zur Verfügung, um ein gemeinsames Elektronenpaar zu bilden. Genau das passiert beispielsweise, wenn ein Wasserstoffmolekül entsteht.

  

  Reis. 2. Bildung eines Wasserstoffmoleküls.

  Zu jedem der gebundenen Atome gehört ein gemeinsames Elektronenpaar, das heißt, ihre Elektronenhülle ist vollständig.

  • Donor-Akzeptor-Mechanismus. Im Donor-Akzeptor-Mechanismus wird das gemeinsame Elektronenpaar durch eines der Bindungsatome repräsentiert, das elektronegativer ist. Das zweite Atom stellt ein leeres Orbital für ein gemeinsames Elektronenpaar dar.

  

  Reis. 3. Bildung von Ammoniumionen.

  Auf diese Weise entsteht das Ammoniumion NH 4 +. Dieses positiv geladene Ion (Kation) entsteht, wenn Ammoniakgas mit einer Säure reagiert. In einer sauren Lösung gibt es Wasserstoffkationen (Protonen), die in einer Wasserstoffumgebung das Hydroniumkation H 3 O+ bilden. Die Formel von Ammoniak lautet NH 3: Das Molekül besteht aus einem Stickstoffatom und drei Wasserstoffatomen, die durch einfache kovalente Bindungen über einen Austauschmechanismus verbunden sind. Das Stickstoffatom verbleibt mit einem freien Elektronenpaar. Er stellt es als gemeinsamen Donor dem Wasserstoffion H+ zur Verfügung, das über ein freies Orbital verfügt.

  Kovalente chemische Bindungen in chemischen Substanzen können polar oder unpolar sein. Eine Bindung hat kein Dipolmoment, also keine Polarität, wenn zwei Atome desselben Elements mit demselben Elektronegativitätswert gebunden sind. In einem Wasserstoffmolekül ist die Bindung also unpolar.

  Im Chlorwasserstoff-HCl-Molekül sind Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität durch eine kovalente Einfachbindung verbunden. Das gemeinsame Elektronenpaar wird in Richtung Chlor verschoben, das eine höhere Elektronenaffinität und Elektronegativität aufweist. Es entsteht ein Dipolmoment und die Bindung wird polar. In diesem Fall kommt es zu einer teilweisen Ladungstrennung: Das Wasserstoffatom wird zum positiven Ende des Dipols und das Chloratom zum negativen Ende.

  Jede kovalente Bindung weist die folgenden Eigenschaften auf: Energie, Länge, Multiplizität, Polarität, Polarisierbarkeit, Sättigung, Richtung im Raum

  Was haben wir gelernt?

  Eine kovalente chemische Bindung entsteht durch die Überlappung zweier Valenzelektronenwolken. Diese Art von Bindung kann sowohl durch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus als auch durch einen Austauschmechanismus gebildet werden. Eine kovalente Bindung kann polar oder unpolar sein und zeichnet sich durch das Vorhandensein von Länge, Multiplizität, Polarität und Richtung im Raum aus.

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