Metallische und molekulare Bindungen

Metallische und molekulare Bindungen

Metallische Bindungen

Eine Bindung, die Metallatome zusammenhält, wird als metallische Bindung bezeichnet. In Metallen;

  • Die Anzahl der Valenzelektronen ist kleiner als die Anzahl der Valenzorbitale. Sie haben also viele leere Valenzorbitale.
  • Ihre Ionisierungsenergien sind gering und sie werden vom Kern schwach angezogen.

Valenzelektronen von Metallen können zu den Valenzorbitalen des anderen Atoms springen. Durch diesen freien Elektronenfluss leiten Metalle Elektrizität und Wärme gut. Alle Valenzelektronen von Metallen können sich so verhalten.

  • Im Periodensystem nehmen die Festigkeit der Metallbindung und der Schmelzpunkt ab, wenn wir in der Metallgruppe von oben nach unten gehen.
  • Im Periodensystem nehmen die Festigkeit der Metallbindung und der Schmelzpunkt zu, wenn wir im selben Zeitraum von links nach rechts gehen.

Molekulare Bindungen

Atome, die mit kovalenten Bindungen verbunden sind, produzieren Moleküle und diese Moleküle ziehen sich gegenseitig an und bilden sekundäre Bindungen. Molekülbindungen bestimmen physikalische Eigenschaften wie Schmelzpunkt, Siedepunkt der Materie. Darüber hinaus bestimmen sie auch physikalische Sachverhalte. Wir untersuchen diese Bindungen unter den drei Titeln Vander-Waals-Bindung, Dipol-Dipol-Wechselwirkungen und Wasserstoffbindung.

1) Van-der-Waals- Bindungen:

Wir sehen diese Bindungen in Molekülen mit 100% unpolaren Bindungen wie I2, Cl2, H2 und Molekülen mit polaren Bindungen, aber unpolaren Molekülen wie CO2. Wenn sich unpolare Moleküle wie CO2 annähern, stoßen sie sich gegenseitig ab und die Symmetrie der Moleküle wird gebrochen. Und dann werden positive und negative Dipole im Molekül gebildet. Eine unmittelbare Anziehungskraft dieser Dipole aufeinander sind Van-der-Waals-Bindungen. Eine Erhöhung der Molmasse erhöht die Festigkeit von Van-der-Waals-Bindungen.

2) Dipol-Dipol-Wechselwirkung:

Diese Bindungsarten treten zwischen polaren Molekülen in festen und flüssigen Phasen wie HCl, SO2, H2S, PH3 auf. Da polare Moleküle nicht symmetrisch sind, gibt es Pole mit negativen und positiven Ladungen. Die Anziehung zwischen diesen Polen im Molekül wird als Dipol-Dipol-Wechselwirkung bezeichnet. Diese Kräfte sind nicht wie bei Va der Waals-Anleihen vorübergehend. Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sind also stärker als Van-der-Waals-Bindungen. Moleküle mit näheren Molmassen haben unterschiedliche Siedepunkte. Polare Moleküle haben aufgrund der Stärke der Dipol-Dipol-Wechselwirkungen einen höheren Siedepunkt als unpolare Moleküle.

3) Wasserstoffbrückenbindungen:

Chemische Bindungen zwischen H und Atomen mit hoher Elektronegativität wie F, N 0 sind stärker als Dipol-Dipol-Wechselwirkungen. Wir können das erklären;

Da O eine hohe Elektronegativität aufweist, zieht es H in der H-O Bindung stark an und diese Bindungen werden als Wasserstoffbindung bezeichnet. Mit anderen Worten wird die Anziehung zwischen dem H-Atom eines Moleküls und dem O-Atom eines anderen Moleküls als Wasserstoffbindung bezeichnet. Wir können das unten angegebene Schema der Wasserstoffbrückenbindung in Wasser zeigen. Wasserstoffbindung

Verbindungen mit Wasserstoffbrückenbindungen haben höhere Siede- und Schmelzpunkte als Verbindungen mit Van-der-Waals-Bindungen und Dipol-Dipol-Wechselwirkungen.

Chemische Bindungen im festen Zustand:

Wir können Bindungen in Festkörpern in vier Kategorien analysieren.

1) Ionische Feststoffe:

Feststoffe, die mit Ionenbindungen verbunden sind, werden als ionische Feststoffe bezeichnet. Sie ;

  • haben hohe Schmelzpunkte
  • Leiten Sie Elektrizität nicht in fester Phase, sondern in flüssiger Phase und in Lösungen, die elektrischen Strom leiten
  • sind hart und zerbrechlich und können nicht geformt werden
  • kann sich in polaren Lösungsmitteln wie Wasser auflösen, aber nicht in unpolaren Lösungsmitteln wie CCl4.

2) Kovalente Feststoffe:

Sie sind riesige Moleküle, die durch kovalente Bindungen gebildet werden. Diamant, Graphit, SiC sind Beispiele für kovalente Feststoffe.

  • haben zu hohe Schmelzpunkte
  • sind zu hart und zerbrechlich
  • Leiten Sie keinen elektrischen Strom
  • Löst keine polaren oder unpolaren Substanzen auf

3) Molekulare Feststoffe:

Sie sind Feststoffe, einschließlich Van-der-Waals-Bindungen, Dipol-Dipol-Wechselwirkungen oder Wasserstoffbrücken. Sie;

  • niedrige Schmelzpunkte haben
  • kann leicht sublimieren
  • sind zerbrechlich
  • Leiten Sie elektrischen Strom nicht in festen und flüssigen Phasen, aber wenn sie sich in Wasser auflösen, produzieren sie Ionen und leiten Elektrizität
  • unterschiedliche Löslichkeit haben, die sich mit den Bindungen des Lösungsmittels, der Polarität des Lösungsmittels usw. ändert.

4) Metallische Feststoffe:

Metalle einschließlich Metallbindungen bilden diese Gruppe. Diese Verfestigung ist bei allen reinen Metallen und Legierungen zu beobachten. Fe, Au, Ag, Cr sind einige gebräuchliche Beispiele für metallische Feststoffe. Sie;

  • sind gute Leiter für Wärme und elektrischen Strom
  • sind duktil
  • niedrige Schmelzpunkte haben
  • kann sich nur in anderen Metallen lösen

Chemische Bindungen Prüfungen und Problemlösungen