Ein chemisches Band ist eine Anziehungskraft zwischen Atomen, die die Bildung von chemischen Substanzen erlaubt, die zwei oder mehr Atome enthalten. Das Band wird durch die elektromagnetische Kraft-Anziehungskraft zwischen entgegengesetzten Anklagen, entweder zwischen Elektronen und Kernen, oder als das Ergebnis einer Dipolanziehungskraft verursacht. Die Kraft von chemischen Obligationen ändert sich beträchtlich; es gibt "starke Obligationen" wie covalent oder ionische Obligationen und "schwache Obligationen" wie Dipoldipol-Wechselwirkungen, die Londoner Streuungskraft und das Wasserstoffabbinden.

Da entgegengesetzte Anklagen über eine einfache elektromagnetische Kraft, die negativ beladenen Elektronen anziehen, die den Kern umkreisen, und die positiv beladenen Protone im Kern einander anziehen. Außerdem wird ein zwischen zwei Kernen eingestelltes Elektron von ihnen beiden angezogen. So ist die stabilste Konfiguration von Kernen und Elektronen diejenige, in der die Elektronen mehr Zeit zwischen Kernen verbringen, als irgendwo anders im Raum. Diese Elektronen veranlassen die Kerne, von einander angezogen zu werden, und diese Anziehungskraft läuft auf das Band hinaus. Jedoch kann dieser Zusammenbau nicht zu einer durch die Volumina dieser individuellen Partikeln diktierten Größe zusammenbrechen. Wegen der Sache-Welle-Natur von Elektronen und ihrer kleineren Masse besetzen sie einen viel größeren Betrag des Volumens im Vergleich zu den Kernen, und dieses durch die Elektronen besetzte Volumen behält die Atomkerne relativ weit einzeln im Vergleich zur Größe der Kerne selbst.

Im Allgemeinen wird das starke chemische Abbinden mit dem Teilen oder der Übertragung von Elektronen zwischen den teilnehmenden Atomen vereinigt. Die Atome in Molekülen, Kristallen, Metallen und diatomic Benzin — tatsächlich wird der grösste Teil der physischen Umgebung um uns — durch chemische Obligationen zusammengehalten, die die Struktur und die Hauptteil-Eigenschaften der Sache diktieren.

Übersicht von Haupttypen von chemischen Obligationen

Ein chemisches Band ist eine Anziehungskraft zwischen Atomen. Diese Anziehungskraft kann als das Ergebnis von verschiedenen Handlungsweisen der äußersten Elektronen von Atomen gesehen werden. Obwohl sich alle diese Handlungsweisen in einander nahtlos in verschiedenen Abbinden-Situationen verschmelzen, so dass es keine klare zwischen ihnen zu ziehende Linie gibt, dennoch werden Handlungsweisen von Atomen so qualitativ verschieden, wie sich der Charakter des Bandes quantitativ ändert, den es nützlich und üblich bleibt, um zwischen den Obligationen zu unterscheiden, die diese verschiedenen Eigenschaften der kondensierten Sache verursachen.

In der einfachsten Ansicht von einem so genannten 'covalent' Band werden ein oder mehr Elektronen (häufig ein Paar von Elektronen) in den Raum zwischen den zwei Atomkernen gezogen. Hier werden die negativ beladenen Elektronen von den positiven Anklagen von beiden Kernen, statt gerade ihres eigenen angezogen. Das überwindet die Repulsion zwischen den zwei positiv beladenen Kernen der zwei Atome, und so hält diese überwältigende Anziehungskraft die zwei Kerne in einer festen Konfiguration des Gleichgewichts, wenn auch sie noch an der Gleichgewicht-Position vibrieren werden. So, covalent das Abbinden schließt das Teilen von Elektronen ein, in denen die positiv beladenen Kerne von zwei oder mehr Atomen gleichzeitig die negativ beladenen Elektronen anziehen, die zwischen ihnen geteilt werden. Diese Obligationen bestehen zwischen zwei besonderen identifizierbaren Atomen, und haben eine Richtung im Raum, ihnen erlaubend, als einzelne in Verbindung stehende Linien zwischen Atomen in Zeichnungen gezeigt, oder als Stöcke zwischen Bereichen in Modellen modelliert zu werden. In einem polaren covalent Band werden ein oder mehr Elektronen zwischen zwei Kernen ungleich geteilt. Obligationen von Covalent laufen häufig auf die Bildung von kleinen Sammlungen von besser verbundenen Atomen genannt Moleküle hinaus, die in Festkörpern und Flüssigkeiten zu anderen Molekülen durch Kräfte gebunden werden, die häufig viel schwächer sind als die covalent Obligationen, die die Moleküle innerlich zusammenhalten. Solche schwachen zwischenmolekularen Obligationen geben organische molekulare Substanzen, wie Wachse und Öle, ihr weicher Hauptteil-Charakter und ihre niedrigen Schmelzpunkte (in Flüssigkeiten, Moleküle müssen am meisten strukturierten oder orientierten Kontakt mit einander aufhören). Wenn covalent Obligationen lange Ketten von Atomen in großen Molekülen, jedoch (als in Polymern wie Nylonstrümpfe) verbinden, oder wenn sich covalent Obligationen in Netzen ausstrecken, obwohl Festkörper, die aus getrennten Molekülen (wie Diamant oder Quarz oder die Silikat-Minerale in vielen Typen des Felsens) dann die Strukturen nicht zusammengesetzt werden, dass Ergebnis sowohl stark als auch, mindestens in der Richtung orientiert richtig mit Netzen von covalent Obligationen zäh sein kann. Außerdem nehmen die Schmelzpunkte solcher covalent Polymer und Netze außerordentlich zu.

In einer vereinfachten Ansicht von einem ionischen Band wird das Abbinden-Elektron überhaupt nicht geteilt, aber übertragen. In diesem Typ des Bandes hat das Außenatomaugenhöhlen-von einem Atom eine freie Stelle, die Hinzufügung eines oder mehr Elektronen erlaubt. Diese kürzlich zusätzlichen Elektronen besetzen potenziell einen niedrigeren Energiestaat (effektiv näher an mehr Kernanklage), als sie in einem verschiedenen Atom erfahren. So bietet ein Kern eine dichter bestimmte Position einem Elektron an, als einen anderen Kern mit dem Ergebnis tut, dass ein Atom ein Elektron dem anderen übertragen kann. Diese Übertragung veranlasst ein Atom, eine positive Nettoanklage und den anderen anzunehmen, eine negative Nettoanklage anzunehmen. Das Band ergibt sich dann aus elektrostatischer Anziehungskraft zwischen Atomen, und die Atome werden positive oder negativ beladene Ionen. Ionische Obligationen können als äußerste Beispiele der Polarisation in covalent Obligationen gesehen werden. Häufig haben solche Obligationen keine besondere Orientierung im Raum, da sie sich aus gleicher elektrostatischer Anziehungskraft jedes Ions zu allen Ionen um sie ergeben. Ionische Obligationen sind stark (und so verlangen ionische Substanzen, dass hohe Temperaturen schmelzen), sondern auch spröde da sind die Kräfte zwischen Ionen für kurze Strecken, und überbrücken Spalten und Brüche nicht leicht. Dieser Typ des Bandes gibt einen charactistic physischen Charakter Kristallen von klassischen Mineralsalzen wie Tabellensalz.

Ein weniger häufig erwähnter Typ des Abbindens ist das metallische Band. In diesem Typ des Abbindens schenkt jedes Atom in einem Metall ein oder mehr Elektronen einem "Meer" von Elektronen, die zwischen vielen Metallatomen wohnen. In diesem Meer ist jedes Elektron (auf Grund von seiner Welle-Natur) frei, mit sehr vielen Atomen sofort vereinigt zu werden. Das Band resultiert, weil die Metallatome etwas positiv beladen wegen des Verlustes ihrer Elektronen werden, während die Elektronen angezogen von vielen Atomen bleiben, ohne ein Teil jedes gegebenen Atoms zu sein. Das metallische Abbinden kann als ein äußerstes Beispiel von delocalization von Elektronen über ein großes System von covalent Obligationen gesehen werden, an denen jedes Atom teilnimmt. Dieser Typ des Abbindens ist häufig sehr stark (auf die Zugbelastung von Metallen hinauslaufend). Jedoch sind metallische Obligationen in der Natur mehr gesammelt als andere Typen, und so erlauben sie Metallkristallen, leichter zu deformieren, weil sie aus Atomen zusammengesetzt werden, die von einander, aber nicht auf irgendwelche besonders orientierten Weisen angezogen sind. Das läuft auf den malliability von Metallen hinaus. Das Meer von Elektronen in metallischen Obligationen verursacht das charakteristisch gute elektrische und thermische Leitvermögen von Metallen und auch ihr "glänzendes" Nachdenken von den meisten Frequenzen des weißen Lichtes.

Alle Obligationen können durch die Quant-Theorie erklärt werden, aber, in der Praxis, erlauben Vereinfachungsregeln Chemikern, die Kraft, directionality, und Widersprüchlichkeit von Obligationen vorauszusagen. Die Oktett-Regel und VSEPR Theorie sind zwei Beispiele. Hoch entwickeltere Theorien sind Wertigkeitsband-Theorie, die Augenhöhlenkreuzung und Klangfülle und die geradlinige Kombination der molekularen orbitals Atomaugenhöhlenmethode einschließt, die ligand Feldtheorie einschließt. Elektrostatik wird verwendet, um Band-Widersprüchlichkeit und die Effekten zu beschreiben, die sie auf chemischen Substanzen haben.

Geschichte

Frühe Spekulationen in die Natur des chemischen Bandes, von schon im 12. Jahrhundert, haben angenommen, dass bestimmte Typen der chemischen Arten durch einen Typ der chemischen Sympathie angeschlossen wurden. 1704 hat Isaac Newton berühmt seine Atomabbinden-Theorie in "der Abfrage 31" seines Opticks entworfen, wodurch Atome einander durch eine "Kraft" anhaften. Spezifisch, nach dem Bestätigen der verschiedenen populären Theorien in der Mode zurzeit, wie Atome geschlossen wurden, um einander, d. h. "angehakten Atomen", "geklebt zusammen durch den Rest", oder "zusammengeklebt durch die Verschwörung von Bewegungen anzuhaften", stellt Newton fest, dass er aus ihrer Kohäsion lieber ableiten möchte, dass "Partikeln einander durch eine Kraft anziehen, die im unmittelbaren Kontakt in kleinen Entfernungen außerordentlich stark ist, führt die chemischen Operationen durch, und reicht nicht weit von den Partikeln mit jeder vernünftigen Wirkung."

1819, auf den Fersen der Erfindung des Voltaic-Stapels, hat Jöns Jakob Berzelius eine Theorie der chemischen Kombination entwickelt, die den electronegative und electropositive Charakter der sich verbindenden Atome betont. Durch die Mitte des 19. Jahrhunderts, Edward Frankland, F.A. Kekulé, A.S. Couper, vormittags haben Butlerov und Hermann Kolbe, auf die Theorie von Radikalen bauend, die Theorie der Valenz, ursprünglich genannt "sich verbindende Macht" entwickelt, in der Zusammensetzungen infolge einer Anziehungskraft von positiven und negativen Polen angeschlossen wurden. 1916 hat Chemiker Gilbert N. Lewis das Konzept des Elektronpaar-Bandes entwickelt, in dem zwei Atome ein bis sechs Elektronen teilen können, so das einzelne Elektronband, ein einzelnes Band, eine Doppelbindung oder ein dreifaches Band bildend; in den eigenen Wörtern von Lewis, "Kann ein Elektron einen Teil der Schale von zwei verschiedenen Atomen bilden und kann nicht gesagt werden, jedem exklusiv zu gehören."

Dass dasselbe Jahr Walther Kossel eine Theorie vorgebracht hat, die einzigem Lewis ähnlich ist, hat sein Modell ganze Übertragungen von Elektronen zwischen Atomen angenommen, und war so ein Modell von ionischen Obligationen. Sowohl Lewis als auch Kossel haben ihre Abbinden-Modelle auf dieser der Regierung (1904) von Abegg strukturiert.

1927 die erste mathematisch ganze Quant-Beschreibung eines einfachen chemischen Bandes, d. h. wurde das, das durch ein Elektron im molekularen Wasserstoffion, H erzeugt ist, vom dänischen Physiker Oyvind Burrau abgeleitet. Diese Arbeit hat gezeigt, dass sich das Quant chemischen Obligationen nähert, konnte im Wesentlichen sein und quantitativ korrigieren, aber die mathematischen verwendeten Methoden konnten zu Molekülen nicht erweitert werden, die mehr als ein Elektron enthalten. Ein praktischerer, obgleich weniger quantitativ, wurde Annäherung in demselben Jahr von Walter Heitler und Fritz London vorgebracht. Die Heitler-Londoner Methode bildet die Basis dessen, was jetzt Wertigkeitsband-Theorie genannt wird. 1929, die geradlinige Kombination der molekularen orbitals Atomaugenhöhlenmethode (LCAO) Annäherung wurde von Herrn John Lennard-Jones eingeführt, der auch Methoden vorgeschlagen hat, elektronische Strukturen von Molekülen von F (Fluor) und O (Sauerstoff) Moleküle von grundlegenden Quant-Grundsätzen abzuleiten. Diese molekulare Augenhöhlentheorie hat ein covalent Band als ein gebildeter Augenhöhlen-durch das Kombinieren des Quants mechanischer Schrödinger atomarer orbitals vertreten, der für Elektronen in einzelnen Atomen Hypothese aufgestellt worden war. Die Gleichungen, um Elektronen in Mehrelektronatomen zu verpfänden, konnten zur mathematischen Vollkommenheit (d. h., analytisch) nicht gelöst werden, aber Annäherungen für sie haben noch viele gute qualitative Vorhersagen und Ergebnisse gegeben. Die meisten quantitativen Berechnungen in der modernen Quant-Chemie verwenden entweder Wertigkeitsband oder molekulare Augenhöhlentheorie als ein Startpunkt, obwohl eine dritte Annäherung, Dichte Funktionelle Theorie, immer populärer in den letzten Jahren geworden ist.

1935 haben H. H. James und A. S. Coolidge eine Berechnung auf dem dihydrogen Molekül ausgeführt, das, verschieden von der ganzen vorherigen Berechnung, die Funktionen nur der Entfernung des Elektrons vom Atomkern verwendet hat, Funktionen verwendet hat, die auch ausführlich die Entfernung zwischen den zwei Elektronen hinzugefügt haben. Mit bis zu 13 regulierbaren Rahmen haben sie ein Ergebnis sehr in der Nähe vom experimentellen Ergebnis für die Trennungsenergie erhalten. Spätere Erweiterungen haben bis zu 54 Rahmen verwendet und geben ausgezeichnete Abmachung mit dem Experiment. Diese Berechnung hat die wissenschaftliche Gemeinschaft überzeugt, dass Quant-Theorie Abmachung mit dem Experiment geben konnte. Jedoch hat diese Annäherung keines der physischen Bilder des Wertigkeitsbandes und molekularen Augenhöhlentheorien und ist schwierig, sich bis zu größere Moleküle auszustrecken.

Wertigkeitsband-Theorie

1927 wurde Wertigkeitsband-Theorie formuliert, und sie behauptet, dass sich ein chemisches Band wenn zwei Wertigkeitselektronen, in ihrem jeweiligen atomaren orbitals, Arbeit oder Funktion formt, zwei Kerne auf Grund von Effekten von sinkenden Systemenergien zusammenzuhalten. Auf diese Theorie bauend, hat der Chemiker Linus Pauling 1931 veröffentlicht, was einige als eines der wichtigsten Papiere in der Geschichte der Chemie denken: "Auf der Natur des Chemischen Bandes". In dieser Zeitung, die Arbeiten von Lewis und die Wertigkeitsband-Theorie (VB) von Heitler und London und seinen eigenen früheren Arbeiten ausführlich behandelnd, hat Pauling sechs Regeln für das geteilte Elektronband präsentiert, von denen die ersten drei bereits allgemein bekannt waren:

:1. Das Elektronpaar-Band formt sich durch die Wechselwirkung eines allein stehenden Elektrons auf jedem von zwei Atomen.

:2. Den Drehungen der Elektronen muss entgegengesetzt werden.

:3. Einmal paarweise angeordnet können die zwei Elektronen nicht an zusätzlichen Obligationen teilnehmen.

Seine letzten drei Regierungen waren neu:

:4. Die Elektronaustauschbegriffe für das Band schließen nur eine Welle-Funktion von jedem Atom ein.

:5. Die verfügbaren Elektronen im niedrigsten Energieniveau bilden die stärksten Obligationen.

:6. Zwei orbitals in einem Atom wird dasjenige, das meist mit einem Augenhöhlen-von einem anderen Atom überlappen kann, das stärkste Band bilden, und dieses Band wird dazu neigen, in der Richtung auf den konzentrierten Augenhöhlen-zu liegen.

Auf diesen Artikel, das 1939-Lehrbuch von Pauling bauend: Auf der Natur des Chemischen Bandes würde werden, was einige die "Bibel" der modernen Chemie genannt haben. Dieses Buch hat experimentellen Chemikern geholfen, den Einfluss der Quant-Theorie über die Chemie zu verstehen. Jedoch hat die spätere Ausgabe 1959 gescheitert, die Probleme entsprechend zu richten, die geschienen sind, durch die molekulare Augenhöhlentheorie besser verstanden zu werden. Der Einfluss der Wertigkeitstheorie, die während der 1960er Jahre und der 1970er Jahre als molekulare Augenhöhlentheorie geneigt ist, ist in der Nützlichkeit gewachsen, weil es in großen Digitalcomputerprogrammen durchgeführt wurde. Seit den 1980er Jahren sind die schwierigeren Probleme, Wertigkeitsband-Theorie in Computerprogramme durchzuführen, größtenteils behoben worden, und Wertigkeitsband-Theorie hat ein Wiederaufleben gesehen.

Vergleich des Wertigkeitsbandes und der molekularen Augenhöhlentheorie

In etwas Hinsicht ist Wertigkeitsband-Theorie als molekulare Augenhöhlentheorie höher. Wenn angewandt, auf das einfachste Zwei-Elektronen-Molekül, H, gibt Wertigkeitsband-Theorie, sogar bei der einfachsten Heitler-Londoner Annäherung, eine viel nähere Annäherung an die Band-Energie, und es stellt eine viel genauere Darstellung des Verhaltens der Elektronen zur Verfügung, weil chemische Obligationen gebildet und gebrochen werden. In der molekularen einfachen Kontrastaugenhöhlentheorie sagt voraus, dass sich das Wasserstoffmolekül in eine geradlinige Überlagerung von Wasserstoffatomen und positiven und negativen Wasserstoffionen, einem völlig unphysischen Ergebnis abtrennt. Das erklärt teilweise, warum die Kurve der Gesamtenergie gegen die Zwischenatomentfernung für die Wertigkeitsband-Methode unter der Kurve für die molekulare Augenhöhlenmethode in allen Entfernungen und am meisten besonders so für große Entfernungen liegt. Diese Situation entsteht für den ganzen homonuclear diatomic Moleküle und ist besonders ein Problem für F, wo die minimale Energie der Kurve mit der molekularen Augenhöhlentheorie noch in der Energie höher ist als die Energie von zwei F Atomen.

Die Konzepte der Kreuzung sind so vielseitig, und die Veränderlichkeit im Abbinden in den meisten organischen Zusammensetzungen ist so bescheiden, dass Wertigkeitsband-Theorie ein integraler Bestandteil des Vokabulars der organischen Chemie bleibt. Jedoch hat die Arbeit von Friedrich Hund, Robert Mulliken und Gerhard Herzberg gezeigt, dass molekulare Augenhöhlentheorie eine passendere Beschreibung des spektroskopischen, der Ionisation und der magnetischen Eigenschaften von Molekülen zur Verfügung gestellt hat. Die Mängel an der Wertigkeitsband-Theorie sind offenbar wenn hypervalent Moleküle geworden (z.B. PF) wurden ohne den Gebrauch von d orbitals erklärt, die für das Abbinden hybridisation Schema entscheidend waren, das für solche Moleküle durch Pauling vorgeschlagen ist. Metallkomplexe und unzulängliche Elektronzusammensetzungen (z.B diborane) sind auch geschienen, durch die molekulare Augenhöhlentheorie gut beschrieben zu werden, obwohl Wertigkeitsband-Beschreibungen gemacht worden sind.

In den 1930er Jahren haben sich die zwei Methoden stark beworben, bis es begriffen wurde, dass sie beide Annäherungen an eine bessere Theorie sind. Wenn wir die einfache Wertigkeitsband-Struktur und Mischung im ganzen möglichen covalent und ionischen Strukturen nehmen, die aus einem besonderen Satz von atomarem orbitals entstehen, erreichen wir, was die volle Konfigurationswechselwirkungswelle-Funktion genannt wird. Wenn wir die einfache molekulare Augenhöhlenbeschreibung des Boden-Staates und der Vereinigung nehmen, die mit den Funktionen fungieren, die alle möglichen aufgeregten Staaten mit freiem orbitals beschreiben, der aus demselben Satz von atomarem orbitals entsteht, erreichen wir auch die volle Konfigurationswechselwirkung wavefunction. Es kann dann gesehen werden, dass die einfache molekulare Augenhöhlenannäherung zu viel Gewicht den ionischen Strukturen gibt, während die einfache Wertigkeitsband-Annäherung zu wenig gibt. Das kann auch beschrieben werden, sagend dass die molekulare Augenhöhlenannäherung auch delocalised ist, während die Wertigkeitsband-Annäherung zu lokalisiert wird.

Die zwei Annäherungen werden jetzt als ergänzend, jeder betrachtet, seine eigenen Einblicke ins Problem des chemischen Abbindens gewährend. Moderne Berechnungen in der Quant-Chemie fangen gewöhnlich von an (aber gehen schließlich weit außer), ein molekularer Augenhöhlen-aber nicht eine Wertigkeitsband-Annäherung, nicht wegen jeder inneren Überlegenheit im ersteren, aber eher weil die MO-Annäherung an die numerische Berechnung mehr sogleich angepasst wird. Jedoch sind bessere Wertigkeitsband-Programme jetzt verfügbar.

Obligationen in chemischen Formeln

Die Tatsache, dass Atome und Moleküle dreidimensional sind, macht es schwierig, eine einzelne Technik zu verwenden, um orbitals und Obligationen anzuzeigen. In molekularen Formeln werden die chemischen Obligationen (orbitals bindend), zwischen Atomen durch verschiedene Methoden gemäß dem Typ der Diskussion angezeigt. Manchmal werden sie völlig vernachlässigt. Zum Beispiel, in organischen Chemie-Chemikern werden manchmal nur mit den funktionellen Gruppen des Moleküls betroffen. So kann die molekulare Formel von Vinylalkohol in einer Zeitung in conformational geschrieben, volle zweidimensional (das Anzeigen jedes Bandes ohne dreidimensionale Richtungen), zusammengepresst zweidimensional (CH-CH-OH) dreidimensional werden, die funktionelle Gruppe von einem anderen Teil des Moleküls (CHOH), oder von seinen Atombestandteilen (CHO), gemäß trennend, was besprochen wird. Manchmal werden sogar die Nichtabbinden-Wertigkeitsschale-Elektronen (mit den zweidimensionalen ungefähren Richtungen), d. h. für elementaren Kohlenstoff C gekennzeichnet. Einige Chemiker können auch den jeweiligen orbitals, d. h. das hypothetische ethene Anion (C=C) kennzeichnen, der die Möglichkeit der Band-Bildung anzeigt.

Starke chemische Obligationen

Starke chemische Obligationen sind die intramolekularen Kräfte, die Atome in Molekülen zusammenhalten. Ein starkes chemisches Band wird von der Übertragung oder dem Teilen von Elektronen zwischen Atomzentren gebildet und verlässt sich auf die elektrostatische Anziehungskraft zwischen den Protonen in Kernen und den Elektronen im orbitals. Obwohl diese Obligationen normalerweise die Übertragung von Zahlen der ganzen Zahl von Elektronen einschließen (das ist die Band-Ordnung, die übertragenes Elektron von demjenigen oder zwei geteilte Elektronen vertritt), können einige Systeme Zwischenzahlen von Obligationen haben. Ein Beispiel davon ist das organische Molekül-Benzol, wo die Band-Ordnung 1.5 für jedes Kohlenstoff-Atom ist, bedeutend, dass es 1.5 Obligationen hat (teilt drei Elektronen) mit jedem seiner zwei Nachbarn.

Die Typen des starken Bandes unterscheiden sich wegen des Unterschieds in der Elektronegativität der konstituierenden Elemente. Ein großer Unterschied in der Elektronegativität führt zu mehr polarem (ionischem) Charakter im Band.

Band von Covalent

Das Abbinden von Covalent ist ein allgemeiner Typ des Abbindens, in dem der Elektronegativitätsunterschied zwischen den verpfändeten Atomen klein oder nicht existierend ist. Obligationen innerhalb von den meisten organischen Zusammensetzungen werden als covalent beschrieben. Sieh Sigma-Obligationen und Pi-Obligationen für die LCAO-Beschreibung solchen Abbindens.

Ein polares covalent Band ist ein covalent Band mit einem bedeutenden ionischen Charakter. Das bedeutet, dass die Elektronen an einem der Atome näher sind als der andere, eine Unausgewogenheit der Anklage schaffend. Sie kommen als ein Band zwischen zwei Atomen mit gemäßigt verschiedenem electronegativities vor, und verursachen Dipoldipol-Wechselwirkungen. Die Elektronegativität dieser Obligationen ist 0.3 zu 1.7.

Eine Koordinate covalent Band ist diejenige, wo beide Abbinden-Elektronen von einem der am Band beteiligten Atome sind. Diese Obligationen verursachen Säuren von Lewis und Basen. Die Elektronen werden grob ebenso zwischen den Atomen im Gegensatz zum ionischen Abbinden geteilt. Solches Abbinden kommt in Molekülen wie das Ammonium-Ion (NH) vor und wird durch einen Pfeil gezeigt, der zur Säure von Lewis hinweist. Auch bekannt als nichtpolares covalent Band, die Elektronegativität dieser Obligationen erstreckt sich von 0 bis 0.3.

Moleküle, die in erster Linie von nichtpolaren covalent Obligationen gebildet werden, sind häufig in Wasser oder anderen polaren Lösungsmitteln unvermischbar, aber viel mehr in nichtpolaren Lösungsmitteln wie hexane auflösbar.

Ionisches Band

Das ionische Abbinden ist ein Typ der elektrostatischen Wechselwirkung zwischen Atomen, die einen großen Elektronegativitätsunterschied haben. Es gibt keinen genauen Wert, der ionisch vom Covalent-Abbinden unterscheidet, aber ein Unterschied der Elektronegativität von mehr als 1.7 wird wahrscheinlich ionisch sein, und ein Unterschied von weniger als 1.7 wahrscheinlich covalent sein wird. Das ionische Abbinden führt, um positive und negative Ionen zu trennen. Ionische Anklagen sind allgemein zwischen 3e zu +3e.

Das ionische Abbinden kommt allgemein in Metallsalzen wie Natriumchlorid (Tabellensalz) vor. Eine typische Eigenschaft von ionischen Obligationen ist, dass sich die Arten in ionische Kristalle formen, in denen kein Ion mit jedem einzelnen anderen Ion in einem spezifischen Richtungsband spezifisch paarweise angeordnet wird. Eher wird jede Art des Ions durch Ionen der entgegengesetzten Anklage und den Abstand dazwischen und jedem der entgegengesetzt beladenen Ionen in der Nähe davon umgeben, ist dasselbe für alle Umgebungsatome desselben Typs. Es ist so nicht mehr möglich, ein Ion mit irgendwelchem spezifisches anderes einzelnes ionisiertes Atom in der Nähe davon zu vereinigen. Das ist eine Situation verschieden davon in covalent Kristallen, wo covalent Obligationen zwischen spezifischen Atomen noch von den kürzeren Entfernungen zwischen ihnen, wie gemessen, durch mit solchen Techniken wie Röntgenstrahl-Beugung wahrnehmbar sind.

Ionische Kristalle können eine Mischung von covalent und ionischen Arten, bezüglich Beispiel-Salze von komplizierten Säuren, wie Natriumszyanid, NaCN enthalten. Viele Minerale sind dieses Typs. Röntgenstrahl diffration zeigt, dass in NaCN, zum Beispiel, die Obligationen zwischen Natrium cations (Na) und den Zyanid-Anionen (CN) ohne mit jedem besonderen Zyanid vereinigtes Natriumsion ionisch sind. Jedoch sind die Obligationen zwischen C und N Atomen in Zyanid des covalent Typs, jeden des Kohlenstoff und Stickstoffs vereinigt mit gerade einem seines entgegengesetzten Typs machend, an dem es physisch viel näher ist, als es zu anderem Kohlenstoff oder Stickstoffen in einem Natriumszyanid-Kristall ist.

Wenn solche Kristalle in Flüssigkeiten geschmolzen werden, werden die ionischen Obligationen zuerst gebrochen, weil sie nichtgerichtet sind und den beladenen Arten erlauben, sich frei zu bewegen. Ähnlich, wenn sich solche Salze in Wasser auflösen, werden die ionischen Obligationen normalerweise durch die Wechselwirkung mit Wasser gebrochen, aber die covalent Obligationen setzen fort zu halten. Zum Beispiel, in der Lösung, bewegen Sie sich die Zyanid-Ionen, noch gebunden zusammen als einzelne CN Ionen, unabhängig durch die Lösung, wie Natriumsionen als Na tun. In Wasser bewegen sich beladene Ionen einzeln, weil jeder von ihnen von mehreren Wassermolekülen stärker angezogen wird, als zu einander. Die Anziehungskraft zwischen Ionen und Wassermolekülen in solchen Lösungen ist wegen eines Typs des schwachen Dipoldipol-Typs chemisches Band. In geschmolzenen ionischen Zusammensetzungen setzen die Ionen fort, von einander, aber nicht auf jede bestellte oder kristallene Weise angezogen zu werden.

Ein - und Drei-Elektronen-Obligationen

Obligationen mit einem oder drei Elektronen können in radikalen Arten gefunden werden, die eine ungerade Zahl von Elektronen haben. Das einfachste Beispiel eines 1-Elektron-Bandes wird im dihydrogen cation, H gefunden. Ein-Elektron-Obligationen haben häufig ungefähr Hälfte der Band-Energie eines 2-Elektronen-Bandes, und werden deshalb "Hälfte von Obligationen" genannt. Jedoch gibt es Ausnahmen: Im Fall von dilithium ist das Band wirklich für das 1 Elektron Li stärker als für den 2-Elektronen-Li. Diese Ausnahme kann in Bezug auf die Kreuzung und Effekten der inneren Schale erklärt werden.

Das einfachste Beispiel des Drei-Elektronen-Abbindens kann im Helium dimer cation, Ihm gefunden werden, und kann auch als eine "Hälfte des Bandes" betrachtet werden, weil, in molekularen Augenhöhlenbegriffen, das dritte Elektron in einem Augenhöhlen-Antiabbinden ist, der Hälfte des durch die anderen zwei Elektronen gebildeten Bandes annulliert. Ein anderes Beispiel eines Moleküls, das ein 3-Elektronen-Band zusätzlich zu zwei 2-Elektronen-Obligationen enthält, ist Stickstoffoxyd NEIN. Das Sauerstoff-Molekül, O kann auch betrachtet werden als, zwei 3-Elektronen-Obligationen und ein 2-Elektronen-Band zu haben, das für seinen Paramagnetismus und seine formelle Band-Ordnung 2 verantwortlich ist. Chlor-Dioxyd und sein schwereres Entsprechungsbrom-Dioxyd und Jod-Dioxyd enthalten auch Drei-Elektronen-Obligationen.

Moleküle mit Sonderbar-Elektronobligationen sind gewöhnlich hoch reaktiv. Diese Typen des Bandes sind nur zwischen Atomen mit ähnlichem electronegativities stabil.

Begabungsobligationen

Begabungsobligationen, auch bekannt als Banane-Obligationen, sind Obligationen im gespannten oder sonst sterically gehinderte Moleküle, deren Schwergängigkeit orbitals in eine einer Banane ähnliche Form gezwungen werden. Begabungsobligationen sind häufig gegen Reaktionen empfindlicher als gewöhnliche Obligationen.

3c-2e und 3c-4e Obligationen

In Drei-Zentren-Zwei-Elektronen-Obligationen ("3c-2e") drei Atome teilen zwei Elektronen im Abbinden. Dieser Typ des Abbindens kommt in unzulänglichen Elektronzusammensetzungen wie diborane vor. Jedes solches Band (2 pro Molekül in diborane) enthält ein Paar von Elektronen, die die Bor-Atome mit einander in einer Banane-Gestalt, mit einem Proton (Kern eines Wasserstoffatoms) in der Mitte des Bandes verbinden, Elektronen mit beiden Bor-Atomen teilend.

Drei-Zentren-Vier-Elektronen-Obligationen ("3c-4e") bestehen auch, die das Abbinden in hypervalent Molekülen erklären. In bestimmten Traube-Zusammensetzungen sind so genannte Vier-Zentren-Zwei-Elektronen-Obligationen auch verlangt worden.

In sicherem konjugiertem π (Pi) werden Systeme, wie Benzol und andere aromatische Zusammensetzungen (sieh unten), und in konjugierten Netzfestkörpern wie Grafit, die Elektronen im konjugierten System von π-bonds über so viele Kernzentren ausgebreitet, wie im Molekül oder dem Netz bestehen.

Aromatisches Band

In der organischen Chemie leiten bestimmte Konfigurationen von Elektronen und orbitals Extrastabilität zu einem Molekül ab. Das kommt wenn π orbitals Übergreifen und Vereinigung mit anderen auf verschiedenen Atomzentren vor, ein langes Reihe-Band bildend. Für ein Molekül, um aromatisch zu sein, muss es der Regierung von Hückel folgen, wo die Zahl von π Elektronen die Formel 4n + 2 passt, wo n eine ganze Zahl ist. Die am aromaticity beteiligten Obligationen sind alle planar.

Im Benzol, der archetypischen aromatischen Zusammensetzung, 18 (n = 4) das Abbinden von Elektronen verpflichten 6 Kohlenstoff-Atome zusammen, eine planare Ringstruktur zu bilden. Wie man sagen kann, ist das Band "Ordnung" (durchschnittliche Zahl von Obligationen) zwischen den verschiedenen Kohlenstoff-Atomen (18/6)/2=1.5, aber in diesem Fall sind die Obligationen alle aus dem chemischen Gesichtspunkt identisch. Sie können manchmal als einzelne Obligationen geschrieben werden, die mit Doppelbindungen abwechseln, aber die Ansicht von allen Ringobligationen als seiend gleichwertig ungefähr 1.5 Obligationen in der Kraft, ist an der Wahrheit viel näher.

Im Fall von heterocyclic aromatics und eingesetzten Benzolen können die Elektronegativitätsunterschiede zwischen verschiedenen Teilen des Rings das chemische Verhalten von aromatischen Ringobligationen beherrschen, die sonst gleichwertig sind.

Metallisches Band

In einem metallischen Band sind Abbinden-Elektronen delocalized über ein Gitter von Atomen. Im Vergleich, in ionischen Zusammensetzungen, sind die Positionen der verbindlichen Elektronen und ihrer Anklagen statisch. Das frei bewegende oder delocalization, Elektronen zu verpfänden, führen zu klassischen metallischen Eigenschaften wie Schimmer (leichtes Oberflächenreflexionsvermögen), elektrisches und thermisches Leitvermögen, Dehnbarkeit und hohe Zugbelastung.

Das zwischenmolekulare Abbinden

Es gibt vier grundlegende Typen von Obligationen, die zwischen zwei oder mehr (sonst nichtvereinigt) Moleküle, Ionen oder Atome gebildet werden können. Zwischenmolekulare Kräfte veranlassen Moleküle, angezogen oder von einander zurückgeschlagen zu werden. Häufig definieren diese einige der physischen Eigenschaften (wie der Schmelzpunkt) einer Substanz.

• Ein großer Unterschied in der Elektronegativität zwischen zwei verpfändeten Atomen wird eine dauerhafte Anklage-Trennung oder Dipol, in einem Molekül oder Ion verursachen. Zwei oder mehr Moleküle oder Ionen mit dauerhaften Dipolen können in Dipoldipol-Wechselwirkungen aufeinander wirken. Die Abbinden-Elektronen in einem Molekül oder das Ion werden durchschnittlich an mehr electronegative Atom öfter näher sein als weniger electronegative ein, teilweise Anklagen auf jedem Atom verursachend, und elektrostatische Kräfte zwischen Molekülen oder Ionen verursachend.
• Ein Wasserstoffband ist effektiv ein starkes Beispiel einer Wechselwirkung zwischen zwei dauerhaften Dipolen. Der große Unterschied in electronegativities zwischen Wasserstoff und einigen des Fluors, Stickstoffs und Sauerstoffes, der mit ihren einsamen Paaren von Elektronen verbunden ist, verursacht starke elektrostatische Kräfte zwischen Molekülen. Wasserstoffobligationen sind für die hohen Siedepunkte von Wasser und Ammoniak in Bezug auf ihre schwereren Entsprechungen verantwortlich.
• Die Londoner Streuungskraft entsteht wegen sofortiger Dipole in benachbarten Atomen. Da die negative Anklage des Elektrons um das ganze Atom nicht gleichförmig ist, gibt es immer eine Anklage-Unausgewogenheit. Diese kleine Anklage wird einen entsprechenden Dipol in einem nahe gelegenen Molekül veranlassen; das Verursachen einer Anziehungskraft zwischen den zwei. Das Elektron bewegt sich dann zu einem anderen Teil der Elektronwolke, und die Anziehungskraft wird gebrochen.
• Eine Cation-Pi-Wechselwirkung kommt zwischen einem Pi-Band und einem cation vor.

Zusammenfassung: Elektronen in chemischen Obligationen

In der (unrealistischen) Grenze "des reinen" ionischen Abbindens werden Elektronen auf einem der zwei Atome im Band vollkommen lokalisiert. Solche Obligationen können durch die klassische Physik verstanden werden. Die Kräfte zwischen den Atomen werden durch das isotropische Kontinuum elektrostatische Potenziale charakterisiert. Ihr Umfang ist im einfachen Verhältnis zum Anklage-Unterschied.

Obligationen von Covalent werden durch die Wertigkeitsband-Theorie oder molekulare Augenhöhlentheorie besser verstanden. Die Eigenschaften der beteiligten Atome können mit Konzepten wie Oxydationszahl verstanden werden. Die Elektrondichte innerhalb eines Bandes wird individuellen Atomen nicht zugeteilt, aber ist stattdessen delocalized zwischen Atomen. In der Wertigkeitsband-Theorie werden die zwei Elektronen auf den zwei Atomen zusammen mit der Band-Kraft abhängig vom Übergreifen zwischen ihnen verbunden. In der molekularen Augenhöhlentheorie hilft die geradlinige Kombination von atomarem orbitals (LCAO), die delocalized molekularen Augenhöhlenstrukturen und auf dem atomaren orbitals der Atome gestützten Energien zu beschreiben, sie sind hergekommen. Verschieden von reinen ionischen Obligationen, covalent Obligationen kann anisotropic Eigenschaften geleitet haben. Diese können ihre eigenen Namen, wie Sigma-Band und Pi-Band haben.

Im allgemeinen Fall bilden Atome Obligationen, die Zwischenglieder zwischen ionischem und covalent abhängig von der Verhältniselektronegativität der beteiligten Atome sind. Dieser Typ des Bandes wird manchmal polaren covalent genannt.

Links

• W. Locke (1997). Einführung in die Molekulare Augenhöhlentheorie. Wiederbekommen am 18. Mai 2005.
• Carl R. Nave (2005). HyperPhysics. Wiederbekommen am 18. Mai 2005.
• Linus Pauling und die Natur des Chemischen Bandes: Eine Dokumentargeschichte. Wiederbekommen am 29. Februar 2008.