BC Leon är en ledande bookmaker online på spelmarknaden. Företaget ägnar särskild uppmärksamhet åt den oavbrutna driften av tjänsten. Funktionaliteten i portalen förbättras också ständigt. För användarnas bekvämlighet har Leon-spegeln skapats.

Gå till spegeln

Vad är en spegel Leon.

För att få tillgång till BC Leons officiella portal måste du använda spegeln. Arbetsspegeln ger användaren många fördelar såsom:

ett brett utbud av sportevenemang som har höga odds;
ger möjligheten att spela i Live-läge, att titta på matcher kommer att vara en intressant upplevelse;
detaljerat material om de tävlingar som hålls;
ett bekvämt gränssnitt som även en oerfaren användare snabbt kan förstå.

Arbetsspegeln är en kopia av den officiella portalen. Den har identisk funktionalitet och en synkron databas. På grund av detta ändras inte din kontoinformation. Utvecklarna har tillhandahållit möjligheten att blockera den fungerande spegeln i sådana fall, något annat tillhandahålls. Dessa exakta kopior skickas ut och kontrolleras av BC Leons anställda. Om du använder en fungerande spegel kan du komma åt den officiella portalen för BC Leon.

Användaren kommer inte att ha svårt att hitta en spegel, eftersom deras lista är föremål för uppdatering. Med stängd åtkomst måste webbplatsbesökaren installera Leons mobiltelefonapplikation på datorn. Du måste också ändra din IP till ett annat land med ett VPN. För att ändra platsen för användaren eller leverantören måste du använda TOP-webbläsaren.

Utvecklarna har gett olika möjligheter att använda spegeln. För att göra detta, på höger sida av webbplatsen finns inskriptionen "Åtkomst till webbplatsen"; den gröna "Bypass blockering" -knappen låter spelaren gå till undermenyn och lägga till ett universellt bokmärke till webbläsaren.

Mobilapplikationen ger också bekvämlighet för användaren. Om du behöver ta reda på den nya adressen till portalspegeln kan du ringa det avgiftsfria numret. Kanalen @leonbets_official på Telegram låter dig komma åt spegeln. Leonacsess-appen för Windows låter dig alltid komma åt sidan. Dessa metoder tillåter spelaren att få tillgång till en fungerande spegel.

Varför blockerades Leons huvudwebbplats?

Detta beror på Roskomnadzors agerande. Detta beror på avsaknaden av en licens för att bedriva bookmaking-verksamhet. Blue Leon fick ingen licens så att spelaren inte betalar 13% på vinster.

Hur man registrerar sig på Leonbets-spegeln

Att registrera sig på denna sida är mycket enklare än officiellt. Användaren behöver inte registrera sig på två portaler, vilket tar upp till två dagar. Om du föredrar en fungerande spegel, kommer denna procedur att vara så enkel som möjligt.

För att göra detta behöver användaren bara fylla i information om fullständigt namn, kontakter. Du måste också bestämma valutan, ange ditt födelsedatum och hemadress. Du måste också prenumerera på nyhetsbrevet. Detta gör att du snabbt kan ta emot information från bookmakers. En registrerad användare får möjlighet att ha tillgång till sitt personliga konto, vilket gör att han kan lägga spel på matcher och evenemang. Om problem uppstår kan du kontakta teknisk support.

Atomer av de flesta grundämnen existerar inte separat, eftersom de kan interagera med varandra. Denna interaktion ger mer komplexa partiklar.

Naturen hos en kemisk bindning är verkan av elektrostatiska krafter, som är krafterna för interaktion mellan elektriska laddningar. Elektroner och atomkärnor har sådana laddningar.

Elektroner som ligger på de yttre elektroniska nivåerna (valenselektroner), som är längst bort från kärnan, interagerar med den svagast och kan därför bryta sig loss från kärnan. De är ansvariga för att binda atomer till varandra.

Typer av interaktioner inom kemi

Typer av kemiska bindningar kan presenteras i följande tabell:

Egenskaper för jonbindning

Kemisk reaktion som uppstår pga jonattraktion att ha olika laddningar kallas jonisk. Detta händer om atomerna som binds har en signifikant skillnad i elektronegativitet (det vill säga förmågan att attrahera elektroner) och elektronparet går till det mer elektronegativa elementet. Resultatet av denna överföring av elektroner från en atom till en annan är bildningen av laddade partiklar - joner. En attraktion uppstår mellan dem.

De har de lägsta elektronegativitetsindexen typiska metaller, och de största är typiska icke-metaller. Joner bildas alltså genom interaktionen mellan typiska metaller och typiska icke-metaller.

Metallatomer blir positivt laddade joner (katjoner), donerar elektroner till deras yttre elektronnivåer, och icke-metaller tar emot elektroner och förvandlas därmed till negativt laddad joner (anjoner).

Atomer går in i ett mer stabilt energitillstånd och fullbordar sina elektroniska konfigurationer.

Jonbindningen är icke-riktad och icke-mättbar, eftersom den elektrostatiska interaktionen sker i alla riktningar, kan jonen attrahera joner med motsatt tecken i alla riktningar.

Arrangemanget av jonerna är sådant att runt varje det finns ett visst antal motsatt laddade joner. Begreppet "molekyl" för joniska föreningar inte vettigt.

Exempel på utbildning

Bildandet av en bindning i natriumklorid (nacl) beror på överföringen av en elektron från Na-atomen till Cl-atomen för att bilda motsvarande joner:

Na 0 - 1 e = Na + (katjon)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anjon)

I natriumklorid finns det sex kloranjoner runt natriumkatjonerna och sex natriumjoner runt varje kloridjon.

När interaktion bildas mellan atomer i bariumsulfid sker följande processer:

Bao-2e = Ba2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba donerar sina två elektroner till svavel, vilket resulterar i bildandet av svavelanjoner S 2- och bariumkatjoner Ba 2+.

Metall kemisk bindning

Antalet elektroner i metallernas yttre energinivåer är litet de är lätta att separera från kärnan. Som ett resultat av denna lösgöring bildas metalljoner och fria elektroner. Dessa elektroner kallas "elektrongas". Elektroner rör sig fritt genom metallens volym och är ständigt bundna och separerade från atomer.

Metallämnets struktur är som följer: kristallgittret är ämnets skelett, och mellan dess noder kan elektroner röra sig fritt.

Följande exempel kan ges:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalent: polär och icke-polär

Den vanligaste typen av kemisk interaktion är en kovalent bindning. Elektronegativitetsvärdena för de element som interagerar skiljer sig inte kraftigt åt, därför sker endast en förskjutning av det gemensamma elektronparet till en mer elektronegativ atom.

Kovalenta interaktioner kan bildas av en utbytesmekanism eller en donator-acceptormekanism.

Utbytesmekanismen realiseras om var och en av atomerna har oparade elektroner på de yttre elektroniska nivåerna och överlappningen av atomära orbitaler leder till uppkomsten av ett elektronpar som redan tillhör båda atomerna. När en av atomerna har ett par elektroner på den yttre elektroniska nivån och den andra har en fri omloppsbana, då när de atomära orbitaler överlappar, delas elektronparet och interagerar enligt donator-acceptor-mekanismen.

Kovalenta delas genom multiplicitet i:

enkel eller enkel;
dubbel;
tredubblar.

Dubbla säkerställer delning av två elektronpar samtidigt, och tredubbla - tre.

Enligt fördelningen av elektrondensitet (polaritet) mellan bundna atomer delas en kovalent bindning in i:

icke-polär;
polär.

En opolär bindning bildas av identiska atomer, och en polär bindning bildas av olika elektronegativitet.

Interaktionen mellan atomer med liknande elektronegativitet kallas en opolär bindning. Det gemensamma elektronparet i en sådan molekyl attraheras inte av någon av atomerna, utan tillhör båda.

Interaktionen mellan element som skiljer sig i elektronegativitet leder till bildandet av polära bindningar. I denna typ av interaktion attraheras delade elektronpar till det mer elektronegativa elementet, men överförs inte fullständigt till det (det vill säga bildandet av joner sker inte). Som ett resultat av denna förskjutning i elektrontäthet uppstår partiella laddningar på atomerna: den mer elektronegativa har en negativ laddning och den mindre elektronegativa har en positiv laddning.

Egenskaper och egenskaper hos kovalens

Huvudegenskaper hos en kovalent bindning:

Längden bestäms av avståndet mellan kärnorna av interagerande atomer.
Polariteten bestäms av elektronmolnets förskjutning mot en av atomerna.
Riktningsförmåga är egenskapen att bilda bindningar orienterade i rymden och följaktligen molekyler med vissa geometriska former.
Mättnad bestäms av förmågan att bilda ett begränsat antal bindningar.
Polariserbarhet bestäms av förmågan att ändra polaritet under påverkan av ett yttre elektriskt fält.
Energin som krävs för att bryta en bindning avgör dess styrka.

Ett exempel på en kovalent opolär interaktion kan vara molekylerna väte (H2), klor (Cl2), syre (O2), kväve (N2) och många andra.

H· + ·H → H-H-molekylen har en enkel icke-polär bindning,

O: + :O → O=O-molekylen har en dubbel opolär,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekylen är trippel opolär.

Exempel på kovalenta bindningar av kemiska grundämnen inkluderar molekyler av koldioxid (CO2) och kolmonoxid (CO), vätesulfid (H2S), saltsyra (HCL), vatten (H2O), metan (CH4), svaveloxid (SO2) och många andra .

I CO2-molekylen är förhållandet mellan kol- och syreatomer kovalent polärt, eftersom det mer elektronegativa vätet drar till sig elektrontäthet. Syre har två oparade elektroner i sitt yttre skal, medan kol kan ge fyra valenselektroner för att bilda interaktionen. Som ett resultat bildas dubbelbindningar och molekylen ser ut så här: O=C=O.

För att bestämma typen av bindning i en viss molekyl räcker det att överväga dess ingående atomer. Enkla metallämnen bildar en metallisk bindning, metaller med icke-metaller bildar en jonbindning, enkla icke-metalliska ämnen bildar en kovalent opolär bindning och molekyler som består av olika icke-metaller bildas genom en polär kovalent bindning.

Kemisk bindning är ett fenomen av interaktion mellan atomer orsakat av överlappning av elektronmoln av bindande partiklar, vilket åtföljs av en minskning av systemets totala energi.

När en kovalent kemisk bindning bildas spelar utbytesinteraktion en viktig roll för att minska den totala energin.

Grundprincipen för bildandet av molekyler från atomer är önskan om minimal energi och maximal stabilitet (exempel: H (g) + H (g) = H 2 (g) + 435 kJ/mol energi).

Typer av kemiska bindningar:

1. Kovalent bindning- koppling av atomer på grund av socialiseringen av ett elektronpar med antiparallella spinn. En kovalent opolär bindning uppstår mellan icke-metaller, skillnaden i elektronegativitet mellan dem är liten: 03; E.O.(P)=2,1; E.O.(H)=2,2; D E.O.=0,1). Följaktligen uppstår en kovalent polär bindning mellan element med hög elektronegativitet: 0,4

2. Jonbindningär en bindning mellan joner, det vill säga en bindning mellan atomer. Orsakas av den elektrostatiska interaktionen av motsatt laddade joner. Betraktas som ett separat fall av en kovalent polär bindning. För en jonbindning D E.O.>2 (exempel: NaCl E.O.(Na)=0,9; E.O.(Cl)=3.1; D E.O.=2,2).

3. Vätebindning- en bindning orsakad av ett positivt polariserat väte i en molekyl och en elektronegativ atom i en annan eller samma molekyl.

4. Metallanslutning- en koppling orsakad av den elektrostatiska interaktionen mellan socialiserade delokaliserade valenselektroner och positivt laddade katjoner vid platserna för kristallgittret.

Huvudegenskaper hos en kovalent bindning:

1. Kemisk bindningsenergi(E xc) - bestämmer bindningsstyrkan. Denna energi krävs för att omvandla en mol av ett gasformigt (molekylärt) ämne till individuella gasformiga atomer. Den kovalenta bindningsenergin är i storleksordningen 10-1000 kJ/mol.

2. Kemisk bindningslängd(L xc) är avståndet mellan kärnorna hos kemiskt bundna atomer. Ju kortare den kemiska bindningen är, desto starkare bindningen. Den kemiska bindningslängden är i storleksordningen 0,1-0,3 nm.

3. Polariteten för en kemisk bindning- ojämn fördelning av elektrondensitet mellan atomer i en molekyl på grund av olika elektronegativitet. I opolära molekyler sammanfaller tyngdpunkterna för positiva och negativa laddningar. Polära molekyler är dipoler.

4. Polariserbarhet- elektrondensitetens förmåga blir polär som ett resultat av inverkan av ett yttre elektriskt fält på molekylen - i synnerhet fältet för andra molekyler som reagerar.

5. Fokus- en specifik riktning av kemisk bindning som uppstår som ett resultat av överlappande elektronmoln. Riktningsgraden bestäms av molekylens struktur.

Mekanismen för uppkomsten av kovalenta bindningar:

1. Utbyte - mekanismen för bildandet av en kovalent bindning genom att dela oparade elektroner från andra atomer.

2. Donator-acceptor - en mekanism för bildandet av en kovalent bindning, i vilken en atom som har ett ensamt elektronpar (donator) tillhandahåller sin fria orbital till en annan atom (acceptor).

Intermolekylära interaktioner inkluderar: orienterande - dipol-dipol; induktion - dipol-ej-dipol och dispersiv - på grund av mikrodipoler.

Du vet att atomer kan kombineras med varandra för att bilda både enkla och komplexa ämnen. I det här fallet bildas olika typer av kemiska bindningar: joniska, kovalenta (icke-polära och polära), metalliska och väte. En av de viktigaste egenskaperna hos atomer av element som bestämmer vilken typ av bindning som bildas mellan dem - jonisk eller kovalent - Detta är elektronegativitet, d.v.s. förmågan hos atomer i en förening att attrahera elektroner.

En villkorad kvantitativ bedömning av elektronegativitet ges av den relativa elektronegativitetsskalan.

I perioder finns det en allmän tendens att elektronegativiteten hos element ökar, och i grupper - för deras minskning. Element är ordnade i en rad enligt deras elektronegativitet, på grundval av vilken elektronegativiteten hos element som ligger i olika perioder kan jämföras.

Typen av kemisk bindning beror på hur stor skillnaden i elektronegativitetsvärdena för de förbindande atomerna hos element är. Ju mer atomerna i de element som bildar bindningen skiljer sig åt i elektronegativitet, desto mer polär är den kemiska bindningen. Det är omöjligt att dra en skarp gräns mellan typerna av kemiska bindningar. I de flesta föreningar är typen av kemisk bindning mellanliggande; till exempel är en högpolär kovalent kemisk bindning nära en jonbindning. Beroende på vilket av de begränsande fallen en kemisk bindning är närmare till sin natur, klassificeras den som antingen en jonisk eller en kovalent polär bindning.

Jonbindning.

En jonbindning bildas genom växelverkan mellan atomer som skiljer sig kraftigt från varandra i elektronegativitet. Till exempel bildar de typiska metallerna litium (Li), natrium (Na), kalium (K), kalcium (Ca), strontium (Sr), barium (Ba) jonbindningar med typiska icke-metaller, främst halogener.

Förutom alkalimetallhalider bildas även jonbindningar i föreningar som alkalier och salter. Till exempel, i natriumhydroxid (NaOH) och natriumsulfat (Na 2 SO 4) existerar jonbindningar endast mellan natrium- och syreatomer (de återstående bindningarna är polära kovalenta).

Kovalent opolär bindning.

När atomer med samma elektronegativitet interagerar bildas molekyler med en kovalent opolär bindning. En sådan bindning finns i molekylerna av följande enkla ämnen: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Kemiska bindningar i dessa gaser bildas genom delade elektronpar, d.v.s. när motsvarande elektronmoln överlappar varandra, på grund av elektron-kärnväxelverkan, som uppstår när atomer närmar sig varandra.

När man komponerar elektroniska formler för ämnen bör man komma ihåg att varje vanligt elektronpar är en konventionell bild av ökad elektrontäthet till följd av överlappningen av motsvarande elektronmoln.

Kovalent polär bindning.

När atomer interagerar, vars elektronegativitetsvärden skiljer sig åt, men inte skarpt, skiftar det vanliga elektronparet till en mer elektronegativ atom. Detta är den vanligaste typen av kemisk bindning, som finns i både oorganiska och organiska föreningar.

Kovalenta bindningar inkluderar också helt de bindningar som bildas av en donator-acceptormekanism, till exempel i hydronium- och ammoniumjoner.

Metallanslutning.

Den bindning som bildas som ett resultat av interaktionen av relativt fria elektroner med metalljoner kallas en metallisk bindning. Denna typ av bindning är karakteristisk för enkla ämnen - metaller.

Kärnan i processen för bildning av metallbindningar är som följer: metallatomer ger lätt upp valenselektroner och förvandlas till positivt laddade joner. Relativt fria elektroner som frigörs från atomen rör sig mellan positiva metalljoner. En metallisk bindning uppstår mellan dem, d.v.s. elektroner, som det var, cementerar de positiva jonerna i kristallgittret av metaller.

Vätebindning.

En bindning som bildas mellan väteatomerna i en molekyl och en atom i ett starkt elektronegativt element(O,N,F) en annan molekyl kallas en vätebindning.

Frågan kan uppstå: varför bildar väte en sådan specifik kemisk bindning?

Detta förklaras av det faktum att atomradien för väte är mycket liten. Dessutom, när den förskjuter eller helt donerar sin enda elektron, får väte en relativt hög positiv laddning, på grund av vilken vätet i en molekyl interagerar med atomer av elektronegativa element som har en partiell negativ laddning som går in i kompositionen av andra molekyler (HF) H2O, NH3).

Låt oss titta på några exempel. Vi representerar vanligtvis vattensammansättningen med den kemiska formeln H 2 O. Detta är dock inte helt korrekt. Det skulle vara mer korrekt att beteckna vattnets sammansättning med formeln (H 2 O)n, där n = 2,3,4, etc. Detta förklaras av det faktum att enskilda vattenmolekyler är förbundna med varandra genom vätebindningar .

Vätebindningar betecknas vanligtvis med prickar. Det är mycket svagare än joniska eller kovalenta bindningar, men starkare än vanliga intermolekylära interaktioner.

Närvaron av vätebindningar förklarar ökningen av vattenvolymen med sjunkande temperatur. Detta beror på det faktum att när temperaturen sjunker blir molekylerna starkare och därför minskar tätheten av deras "packning".

När man studerade organisk kemi uppstod följande fråga: varför är kokpunkterna för alkoholer mycket högre än motsvarande kolväten? Detta förklaras av att det även bildas vätebindningar mellan alkoholmolekyler.

En ökning av kokpunkten för alkoholer uppstår också på grund av förstoringen av deras molekyler.

Vätebindning är också karakteristisk för många andra organiska föreningar (fenoler, karboxylsyror, etc.). Från kurser i organisk kemi och allmän biologi vet du att närvaron av en vätebindning förklarar proteiners sekundära struktur, strukturen hos dubbelspiralen av DNA, d.v.s. fenomenet komplementaritet.

Ämnen för kodifieraren för Unified State Examination: Kovalent kemisk bindning, dess varianter och mekanismer för bildning. Egenskaper för kovalenta bindningar (polaritet och bindningsenergi). Jonbindning. Metallanslutning. Vätebindning

Intramolekylära kemiska bindningar

Låt oss först titta på de bindningar som uppstår mellan partiklar i molekyler. Sådana kopplingar kallas intramolekylärt.

Kemisk bindning mellan atomer av kemiska grundämnen har en elektrostatisk natur och bildas pga interaktion av externa (valens) elektroner, i mer eller mindre grad hålls av positivt laddade kärnor bundna atomer.

Nyckelbegreppet här är ELEKTRONNEGATIVITET. Det är detta som bestämmer typen av kemisk bindning mellan atomer och egenskaperna hos denna bindning.

är en atoms förmåga att attrahera (hålla) extern(valens) elektroner. Elektronegativitet bestäms av graden av attraktion av yttre elektroner till kärnan och beror främst på atomens radie och kärnans laddning.

Elektronegativitet är svårt att entydigt fastställa. L. Pauling sammanställde en tabell över relativa elektronegativiteter (baserad på bindningsenergierna hos diatomiska molekyler). Det mest elektronegativa elementet är fluor med mening 4 .

Det är viktigt att notera att i olika källor kan du hitta olika skalor och tabeller över elektronegativitetsvärden. Detta bör inte oroa sig, eftersom bildandet av en kemisk bindning spelar en roll atomer, och det är ungefär detsamma i alla system.

Om en av atomerna i den kemiska bindningen A:B drar till sig elektroner starkare, så rör sig elektronparet mot den. Ju mer elektronegativitetsskillnad atomer, desto mer skiftar elektronparet.

Om elektronegativiteten för interagerande atomer är lika eller ungefär lika: EO(A)≈EO(B), då skiftar det gemensamma elektronparet inte till någon av atomerna: A: B. Denna anslutning kallas kovalent opolär.

Om elektronegativiteten för de interagerande atomerna skiljer sig åt, men inte mycket (skillnaden i elektronegativitet är ungefär från 0,4 till 2: 0,4<ΔЭО<2 ), då förskjuts elektronparet till en av atomerna. Denna anslutning kallas kovalent polär .

Om elektronegativiteten för interagerande atomer skiljer sig signifikant (skillnaden i elektronegativitet är större än 2: ΔEO>2), så överförs en av elektronerna nästan fullständigt till en annan atom, med bildningen joner. Denna anslutning kallas jonisk.

Grundläggande typer av kemiska bindningar − kovalent, jonisk Och metall kommunikation. Låt oss ta en närmare titt på dem.

Kovalent kemisk bindning

Kovalent bindning – detta är en kemisk bindning , bildad pga bildning av ett gemensamt elektronpar A:B . Dessutom två atomer överlappning atomära orbitaler. En kovalent bindning bildas genom interaktion mellan atomer med en liten skillnad i elektronegativitet (vanligtvis mellan två icke-metaller) eller atomer av ett element.

Grundläggande egenskaper hos kovalenta bindningar

fokus,
mättnad,
polaritet,
polariserbarhet.

Dessa bindningsegenskaper påverkar ämnens kemiska och fysikaliska egenskaper.

Kommunikationsriktning kännetecknar ämnens kemiska struktur och form. Vinklarna mellan två bindningar kallas bindningsvinklar. Till exempel, i en vattenmolekyl är bindningsvinkeln H-O-H 104,45 o, därför är vattenmolekylen polär, och i en metanmolekyl är bindningsvinkeln H-C-H 108 o 28′.

Mättnadsförmåga är atomers förmåga att bilda ett begränsat antal kovalenta kemiska bindningar. Antalet bindningar som en atom kan bilda kallas.

Polaritet bindning uppstår på grund av den ojämna fördelningen av elektrondensitet mellan två atomer med olika elektronegativitet. Kovalenta bindningar delas in i polära och opolära.

Polariserbarhet anslutningar är bindningselektroners förmåga att skifta under påverkan av ett yttre elektriskt fält(särskilt det elektriska fältet för en annan partikel). Polariserbarhet beror på elektronrörlighet. Ju längre elektronen är från kärnan, desto mer rörlig är den, och följaktligen är molekylen mer polariserbar.

Kovalent opolär kemisk bindning

Det finns 2 typer av kovalent bindning - POLÄR Och ICKE-POLAR .

Exempel . Låt oss överväga strukturen för vätemolekylen H2. Varje väteatom i sin yttre energinivå bär 1 oparad elektron. För att visa en atom använder vi Lewis-strukturen - det här är ett diagram över strukturen för en atoms yttre energinivå, när elektroner indikeras med prickar. Lewis punktstrukturmodeller är ganska användbara när man arbetar med element från den andra perioden.

H. + . H = H:H

Således har en vätemolekyl ett delat elektronpar och en kemisk H–H bindning. Detta elektronpar skiftar inte till någon av väteatomerna, eftersom Väteatomer har samma elektronegativitet. Denna anslutning kallas kovalent opolär .

Kovalent opolär (symmetrisk) bindning är en kovalent bindning som bildas av atomer med lika elektronegativitet (vanligtvis samma icke-metaller) och därför med en enhetlig fördelning av elektrontäthet mellan atomernas kärnor.

Dipolmomentet för icke-polära bindningar är 0.

Exempel: H2 (H-H), O2 (O=O), S 8.

Kovalent polär kemisk bindning

Kovalent polär bindning är en kovalent bindning som uppstår mellan atomer med olika elektronegativitet (vanligtvis, olika icke-metaller) och karakteriseras förflyttning delat elektronpar till en mer elektronegativ atom (polarisation).

Elektrondensiteten skiftas till den mer elektronegativa atomen - därför uppträder en partiell negativ laddning (δ-) på den, och en partiell positiv laddning (δ+, delta +) visas på den mindre elektronegativa atomen.

Ju större skillnaden är i atomers elektronegativitet, desto högre polaritet anslutningar och mer dipolmoment . Ytterligare attraktionskrafter verkar mellan närliggande molekyler och laddningar med motsatt tecken, vilket ökar styrka kommunikation.

Bindningspolaritet påverkar föreningars fysikaliska och kemiska egenskaper. Reaktionsmekanismerna och till och med reaktiviteten hos angränsande bindningar beror på bindningens polaritet. Anslutningens polaritet avgör ofta molekylens polaritet och påverkar således direkt sådana fysikaliska egenskaper som kokpunkt och smältpunkt, löslighet i polära lösningsmedel.

Exempel: HCl, CO 2, NH 3.

Mekanismer för bildning av kovalenta bindningar

Kovalenta kemiska bindningar kan uppstå genom två mekanismer:

1. Utbytesmekanism bildandet av en kovalent kemisk bindning är när varje partikel ger en oparad elektron för att bilda ett gemensamt elektronpar:

A . + . B= A:B

2. Bildning av kovalenta bindningar är en mekanism där en av partiklarna tillhandahåller ett ensamt elektronpar och den andra partikeln tillhandahåller en ledig orbital för detta elektronpar:

A: + B= A:B

I det här fallet ger en av atomerna ett ensamt elektronpar ( givare), och den andra atomen tillhandahåller en ledig orbital för det paret ( acceptor). Som ett resultat av bildandet av båda bindningarna minskar elektronernas energi, d.v.s. detta är fördelaktigt för atomerna.

En kovalent bindning bildad av en donator-acceptormekanism är inte annorlunda i egenskaper från andra kovalenta bindningar som bildas av utbytesmekanismen. Bildandet av en kovalent bindning av donator-acceptormekanismen är typisk för atomer antingen med ett stort antal elektroner på den externa energinivån (elektrondonatorer), eller omvänt med ett mycket litet antal elektroner (elektronacceptorer). Atomers valensförmåga diskuteras mer i detalj i motsvarande avsnitt.

En kovalent bindning bildas av en donator-acceptormekanism:

- i en molekyl kolmonoxid CO(bindningen i molekylen är trippel, 2 bindningar bildas av utbytesmekanismen, en av donator-acceptormekanismen): C≡O;

- V ammoniumjon NH4+, i joner organiska aminer t.ex. i metylammoniumjonen CH3-NH2+;

- V komplexa föreningar, en kemisk bindning mellan den centrala atomen och ligandgrupperna, till exempel i natriumtetrahydroxoaluminat-Na-bindning mellan aluminium- och hydroxidjoner;

- V salpetersyra och dess salter- nitrater: HNO 3, NaNO 3, i vissa andra kväveföreningar;

- i en molekyl ozon O3.

Grundläggande egenskaper hos kovalenta bindningar

Kovalenta bindningar bildas vanligtvis mellan icke-metalliska atomer. De viktigaste egenskaperna hos en kovalent bindning är längd, energi, mångfald och riktning.

Mångfald av kemisk bindning

Mångfald av kemisk bindning - Det här antal delade elektronpar mellan två atomer i en förening. Mångfalden av en bindning kan bestämmas ganska lätt från värdena för atomerna som bildar molekylen.

Till exempel , i vätemolekylen H 2 är bindningsmångfalden 1, eftersom Varje väte har bara en oparad elektron i sin yttre energinivå, därför bildas ett delat elektronpar.

I O2-syremolekylen är bindningsmångfalden 2, eftersom Varje atom på den yttre energinivån har 2 oparade elektroner: O=O.

I kvävemolekylen N2 är bindningsmångfalden 3, eftersom mellan varje atom finns det 3 oparade elektroner på den yttre energinivån, och atomerna bildar 3 vanliga elektronpar N≡N.

Kovalent bindningslängd

Kemisk bindningslängd är avståndet mellan kärnorna i de atomer som bildar bindningen. Det bestäms av experimentella fysikaliska metoder. Bindningslängden kan uppskattas ungefär med hjälp av additivitetsregeln, enligt vilken bindningslängden i AB-molekylen är ungefär lika med halva summan av bindningslängderna i molekylerna A 2 och B 2:

Längden på en kemisk bindning kan uppskattas grovt med atomradier bildar en bindning, eller genom kommunikationsmångfald, om atomernas radier inte är mycket olika.

När radierna för de atomer som bildar en bindning ökar, kommer bindningslängden att öka.

Till exempel

När mångfalden av bindningar mellan atomer ökar (vars atomradier inte skiljer sig åt eller skiljer sig endast något) kommer bindningslängden att minska.

Till exempel . I serierna: C–C, C=C, C≡C minskar bindningslängden.

Kommunikationsenergi

Ett mått på styrkan hos en kemisk bindning är bindningsenergin. Kommunikationsenergi bestäms av den energi som krävs för att bryta en bindning och ta bort atomerna som bildar den bindningen på ett oändligt stort avstånd från varandra.

En kovalent bindning är mycket hållbara. Dess energi sträcker sig från flera tiotal till flera hundra kJ/mol. Ju högre bindningsenergi desto större bindningsstyrka och vice versa.

Styrkan hos en kemisk bindning beror på bindningslängden, bindningspolariteten och bindningsmångfalden. Ju längre en kemisk bindning, desto lättare är den att bryta, och ju lägre bindningsenergi desto lägre styrka. Ju kortare den kemiska bindningen är, desto starkare är den och desto större bindningsenergi.

Till exempel, i serien av föreningar HF, HCl, HBr från vänster till höger, styrkan hos den kemiska bindningen minskar, därför att Anslutningslängden ökar.

Jonisk kemisk bindning

Jonbindning är en kemisk bindning baserad på elektrostatisk attraktion av joner.

Joner bildas i processen att ta emot eller donera elektroner av atomer. Till exempel håller atomer av alla metaller svagt elektroner från den yttre energinivån. Därför kännetecknas metallatomer av restaurerande egenskaper- förmåga att donera elektroner.

Exempel. Natriumatomen innehåller 1 elektron på energinivå 3. Genom att lätt ge upp den bildar natriumatomen den mycket mer stabila Na+-jonen, med elektronkonfigurationen av ädelgasen neon Ne. Natriumjonen innehåller 11 protoner och endast 10 elektroner, så jonens totala laddning är -10+11 = +1:

+11Na) 2) 8) 1-1e = +11 Na +) 2 ) 8

Exempel. Kloratomen på den yttre energinivån innehåller 7 elektroner. För att få konfigurationen av en stabil inert argonatom Ar behöver klor få 1 elektron. Efter tillsats av en elektron bildas en stabil klorjon bestående av elektroner. Den totala laddningen av jonen är -1:

+17Cl) 2) 8) 7 + le = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Notera:

Jonernas egenskaper skiljer sig från atomernas egenskaper!
Stabila joner kan bildas inte bara atomer, men också grupper av atomer. Till exempel: ammoniumjon NH 4 +, sulfatjon SO 4 2-, etc. Kemiska bindningar som bildas av sådana joner anses också vara joniska;
Jonbindningar bildas vanligtvis mellan varandra metaller Och icke-metaller(icke-metallgrupper);

De resulterande jonerna attraheras på grund av elektrisk attraktion: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Låt oss sammanfatta visuellt skillnad mellan kovalenta och joniska bindningstyper:

Metall kemisk bindning

Metallanslutning är ett samband som bildas relativt fria elektroner mellan metalljoner bildar ett kristallgitter.

Metallatomer är vanligtvis belägna på den yttre energinivån en till tre elektroner. Metallatomernas radier är som regel stora - därför ger metallatomer, till skillnad från icke-metaller, upp sina yttre elektroner ganska lätt, d.v.s. är starka reduktionsmedel

Intermolekylära interaktioner

Separat är det värt att överväga de interaktioner som uppstår mellan enskilda molekyler i ett ämne - intermolekylära interaktioner . Intermolekylära interaktioner är en typ av interaktion mellan neutrala atomer där inga nya kovalenta bindningar uppstår. Krafterna för interaktion mellan molekyler upptäcktes av Van der Waals 1869 och uppkallades efter honom Van dar Waals styrkor. Van der Waals styrkor är indelade i orientering, induktion Och spridande . Energin för intermolekylära interaktioner är mycket mindre än energin för kemiska bindningar.

Orienteringskrafter av attraktion uppstår mellan polära molekyler (dipol-dipol-interaktion). Dessa krafter uppstår mellan polära molekyler. Induktiva interaktioner är interaktionen mellan en polär molekyl och en opolär. En opolär molekyl är polariserad på grund av verkan av en polär, vilket genererar ytterligare elektrostatisk attraktion.

En speciell typ av intermolekylär interaktion är vätebindningar. - dessa är intermolekylära (eller intramolekylära) kemiska bindningar som uppstår mellan molekyler som har mycket polära kovalenta bindningar - H-F, H-O eller H-N. Om det finns sådana bindningar i en molekyl, kommer det att finnas mellan molekylerna ytterligare attraktiva krafter .

Utbildningsmekanism vätebindning är delvis elektrostatisk och delvis donator-acceptor. I detta fall är elektronpardonatorn en atom av ett starkt elektronegativt element (F, O, N), och acceptorn är väteatomerna kopplade till dessa atomer. Vätebindningar kännetecknas av fokus i rymden och mättnad

Vätebindningar kan indikeras med punkter: H ··· O. Ju större elektronegativiteten hos atomen som är kopplad till väte, och ju mindre dess storlek, desto starkare vätebindning. Det är typiskt främst för anslutningar fluor med väte , samt till syre och väte , mindre kväve med väte .

Vätebindningar uppstår mellan följande ämnen:

— vätefluorid HF(gas, lösning av vätefluorid i vatten - fluorvätesyra), vatten H 2 O (ånga, is, flytande vatten):

— lösning av ammoniak och organiska aminer- mellan ammoniak och vattenmolekyler;

— organiska föreningar i vilka O-H eller N-H binder: alkoholer, karboxylsyror, aminer, aminosyror, fenoler, anilin och dess derivat, proteiner, lösningar av kolhydrater - monosackarider och disackarider.

Vätebindning påverkar ämnens fysikaliska och kemiska egenskaper. Således gör ytterligare attraktion mellan molekyler det svårt för ämnen att koka. Ämnen med vätebindningar uppvisar en onormal ökning av kokpunkten.

Till exempel Som regel, med ökande molekylvikt, observeras en ökning av ämnens kokpunkt. Dock i ett antal ämnen H2O-H2S-H2Se-H2Te vi observerar ingen linjär förändring i kokpunkter.

Nämligen kl vattnets kokpunkt är onormalt hög - inte mindre än -61 o C, som den räta linjen visar oss, men mycket mer, +100 o C. Denna anomali förklaras av närvaron av vätebindningar mellan vattenmolekyler. Därför, under normala förhållanden (0-20 o C) är vatten flytande efter fastillstånd.