Druhy chemických väzieb. Hlavné typy chemických väzieb Chemický typ Nh3
|
Výsledkom štúdia tejto témy bude:
Výsledkom štúdia tejto témy bude:
Študijné otázky: |
5.1. Kovalentná väzba
Chemická väzba sa vytvorí, keď sa dva alebo viac atómov priblížia k sebe, ak sa v dôsledku ich interakcie zníži celková energia systému. Najstabilnejšie elektronické konfigurácie vonkajších elektrónových obalov atómov sú konfigurácie atómov vzácneho plynu pozostávajúce z dvoch alebo ôsmich elektrónov. Vonkajšie elektrónové obaly atómov iných prvkov obsahujú od jedného do siedmich elektrónov, t.j. sú neúplné. Keď sa vytvorí molekula, atómy majú tendenciu získavať stabilný dvoj elektrónový alebo osem-elektrónový obal. Valenčné elektróny atómov sa podieľajú na vytváraní chemickej väzby.
Kovalentná je chemická väzba medzi dvoma atómami, ktorá sa vytvára vďaka párom elektrónov patriacich k týmto dvom atómom súčasne.
Existujú dva mechanizmy na vytvorenie kovalentnej väzby: výmenný a donor - akceptor.
5.1.1. Výmenný mechanizmus na vytvorenie kovalentnej väzby
Mechanizmus výmeny vznik kovalentnej väzby sa realizuje prekrývaním elektrónových mračien elektrónov patriacich k rôznym atómom. Napríklad, keď sa dva atómy vodíka priblížia k sebe, elektróny 1s elektrónu sa prekrývajú. Vďaka tomu vznikne spoločný pár elektrónov, ktoré súčasne patria k obom atómom. V tomto prípade je chemická väzba tvorená elektrónmi s antiparalelnými otáčkami, obr. 5.1.
Obrázok: 5.1. Tvorba molekuly vodíka z dvoch atómov vodíka
5.1.2. Mechanizmus donor - akceptor tvorby kovalentnej väzby
S mechanizmom donor-akceptor tvorby kovalentnej väzby sa väzba vytvára aj pomocou elektrónových párov. Avšak v tomto prípade jeden atóm (donor) poskytuje svoj elektrónový pár a druhý atóm (akceptor) sa podieľa na vytvorení väzby so svojou voľnou obežnou dráhou. Príkladom implementácie väzby donor-akceptor je tvorba amónneho iónu NH4 + počas interakcie amoniakálneho NH3 s vodíkovým katiónom H +.
V molekule NH3 tvoria tri elektrónové páry tri väzby N - H, štvrtý elektrónový pár patriaci k atómu dusíka je osamelý. Tento elektrónový pár sa môže viazať na vodíkový ión, ktorý má voľný orbitál. Výsledkom je amónny ión NH 4 +, obr. 5.2.
Obrázok: 5.2. Tvorba väzby donor-akceptor počas tvorby amónneho iónu
Je potrebné poznamenať, že štyri kovalentné väzby N-H existujúce v ióne NH4 + sú ekvivalentné. V amónnom ióne nie je možné izolovať väzbu vytvorenú mechanizmom donor-akceptor.
5.1.3. Polárna a nepolárna kovalentná väzba
Ak je kovalentná väzba tvorená identickými atómami, potom sa elektrónový pár nachádza v rovnakej vzdialenosti medzi jadrami týchto atómov. Takáto kovalentná väzba sa nazýva nepolárna. Príkladom molekúl s nepolárnou kovalentnou väzbou sú H2, Cl2, 02, N2 atď.
V prípade polárnej kovalentnej väzby je celkový elektrónový pár posunutý smerom k atómu s vyššou elektronegativitou. Tento typ väzby sa realizuje v molekulách tvorených rôznymi atómami. Kovalentná polárna väzba sa uskutočňuje v molekulách HCl, HBr, CO, NO atď. Napríklad tvorba polárnej kovalentnej väzby v molekule HCl môže byť znázornená schémou, obr. 5,3:
Obrázok: 5.3. Tvorba kovalentnej polárnej väzby v molekule HC1
V uvažovanej molekule je elektrónový pár posunutý smerom k atómu chlóru, pretože jeho elektronegativita (2,83) je vyššia ako elektronegativita atómu vodíka (2.1).
5.1.4. Dipólový moment a molekulárna štruktúra
Meradlom polarity väzby je jej dipólový moment μ:
μ \u003d е l,
kde e - elektrónový náboj, l - vzdialenosť medzi stredmi kladných a záporných nábojov.
Dipólový moment je vektorová veličina. Pojmy „väzbový dipólový moment“ a „molekulový dipólový moment“ sa zhodujú iba pre dvojatómové molekuly. Dipólový moment molekuly sa rovná vektorovému súčtu dipólových momentov všetkých väzieb. Dipólový moment polyatómovej molekuly teda závisí od jej štruktúry.
Napríklad v lineárnej molekule CO 2 je každá z väzieb C - O polárna. Molekula CO 2 je však všeobecne nepolárna, pretože dipólové momenty väzieb sa navzájom rušia (obr. 5.4). Dipólový moment molekuly oxidu uhličitého je m \u003d 0.
V uhlovej molekule H2O sú polárne väzby H - O umiestnené v uhle 104,5 °. Vektorový súčet dipólových momentov dvoch väzieb Н - О je vyjadrený uhlopriečkou rovnobežníka (obr. 5.4). Vo výsledku sa dipólový moment molekuly vody m nerovná nule.
Obrázok: 5.4. Dipólové momenty molekúl CO 2 a H 2 O
5.1.5. Valencia prvkov v zlúčeninách s kovalentnou väzbou
Valencia atómov je určená počtom nepárových elektrónov podieľajúcich sa na tvorbe bežných elektrónových párov s elektrónmi iných atómov. S jedným nepárovým elektrónom na vonkajšej elektrónovej vrstve sú atómy halogénu v molekulách F2, HCl, PBr3 a CCI4 jednomocné. Prvky podskupiny kyslíka obsahujú dva nepárové elektróny na vonkajšej vrstve, preto sú v zlúčeninách ako O2, H20, H2S a SC12 dvojmocné.
Pretože okrem obvyklých kovalentných väzieb môže byť v molekulách vytvorená väzba mechanizmom donor-akceptor, valencia atómov závisí aj od prítomnosti voľných elektrónových párov a voľných elektrónových orbitálov. Kvantitatívnym meradlom valencie je počet chemických väzieb, pomocou ktorých je daný atóm pripojený k iným atómom.
Maximálna valencia prvkov spravidla nemôže presiahnuť počet skupín, v ktorých sa nachádzajú. Výnimkou sú prvky bočnej podskupiny prvej skupiny Cu, Ag, Au, ktorých valencia v zlúčeninách je väčšia ako jedna. Elektróny vonkajších vrstiev sú primárne valenčné, pre prvky bočných podskupín sa však na tvorbe chemickej väzby podieľajú aj elektróny predposledných (pred vonkajších) vrstiev.
5.1.6. Valencia prvkov v normálnych a excitovaných stavoch
Väčšinová valencia chemické prvky závisí od toho, či sú tieto prvky v normálnom alebo vzrušenom stave. Elektronická konfigurácia atómu Li je 1s 2 2s 1. Atóm lítia na vonkajšej úrovni má jeden nepárový elektrón, t.j. lítium je jednomocné. Na získanie trojmocného lítia je potrebný veľmi vysoký výdaj energie spojený s prechodom 1-elektrónu na 2p-orbitál. Tento výdaj energie je taký veľký, že nie je kompenzovaný energiou uvoľnenou pri vytváraní chemických väzieb. V tejto súvislosti neexistujú žiadne trojmocné zlúčeniny lítia.
Konfigurácia vonkajšej elektrónovej vrstvy prvkov podskupiny berýlia ns 2. To znamená, že na vonkajšej elektrónovej vrstve týchto prvkov v orbitálnej bunke ns sú dva elektróny s opačnými otáčkami. Prvky podskupiny berýlia neobsahujú nepárové elektróny, takže ich valencia v normálnom stave je nulová. V excitovanom stave je elektronická konfigurácia prvkov podskupiny berýlia ns 1 nр 1, t.j. prvky tvoria zlúčeniny, v ktorých sú dvojmocné.
Bórová valencia
Uvažujme o elektronickej konfigurácii atómu bóru v základnom stave: 1s 2 2s 2 2p 1. Atóm bóru v základnom stave obsahuje jeden nepárový elektrón (obr. 5.5), t.j. je monovalentný. Bór však nie je charakterizovaný tvorbou zlúčenín, v ktorých je jednomocný. Keď je atóm bóru excitovaný, jeden 2s-elektrón prechádza na 2p-orbitál (obr. 5.5). Atóm bóru v excitovanom stave má 3 nepárové elektróny a môže vytvárať zlúčeniny, v ktorých je jeho valencia tri.
Obrázok: 5.5. Bórové valenčné stavy sú v normálnom a excitovanom stave
Energia vynaložená na prechod atómu do excitovaného stavu s rovnakou úrovňou energie je spravidla viac ako kompenzovaná energiou uvoľnenou počas vytvárania ďalších väzieb.
Vďaka prítomnosti jedného voľného 2p-orbitálu v atóme bóru môže bór v zlúčeninách vytvárať štvrtú kovalentnú väzbu, ktorá slúži ako akceptor elektrónového páru. Obrázok 5.6 ukazuje, ako prebieha interakcia molekuly BF s F - iónom, v dôsledku čoho vzniká - ión, v ktorom bór vytvára štyri kovalentné väzby.
Obrázok: 5.6. Mechanizmus donor-akceptor na tvorbu štvrtej kovalentnej väzby v atóme bóru
Valencia atómu dusíka
Zvážte elektronickú štruktúru atómu dusíka (obrázok 5.7).
Obrázok: 5.7. Distribúcia elektrónov na orbitáloch atómu dusíka
Z predloženého diagramu je zrejmé, že dusík má tri nepárové elektróny, môže vytvárať tri chemické väzby a jeho valencia je tri. Prechod atómu dusíka do excitovaného stavu je nemožný, pretože druhá energetická hladina neobsahuje d-orbitaly. Atóm dusíka môže súčasne poskytnúť osamelý elektrónový pár vonkajších elektrónov 2s 2 atómu, ktorý má voľný orbitál (akceptor). Vďaka tomu sa objaví štvrtá chemická väzba atómu dusíka, ako je to napríklad v prípade amónneho iónu (obr. 5.2). Maximálna kovalencia (počet vytvorených kovalentných väzieb) atómu dusíka je teda štyri. Dusík vo svojich zlúčeninách nemôže byť na rozdiel od iných prvkov piatej skupiny päťmocný.
Valenčné schopnosti atómov fosforu, síry a halogénu
Na rozdiel od atómov dusíka, kyslíka a fluóru majú atómy fosforu, síry a chlóru v treťom období voľné 3d bunky, do ktorých sa môžu prenášať elektróny. Keď je atóm fosforu excitovaný (obr. 5.8), má na svojej vonkajšej elektrónovej vrstve 5 nepárových elektrónov. Výsledkom je, že atóm fosforu v zlúčeninách môže byť nielen trojmocný, ale aj päťmocný.
Obrázok: 5.8. Distribúcia valenčných elektrónov na orbitáloch pre atóm fosforu v excitovanom stave
V excitovanom stave vykazuje síra okrem dvojmocnosti aj valenciu štyri a šesť. V tomto prípade sú elektróny 3p a 3s postupne parené (obr. 5.9).
Obrázok: 5.9. Valenčné možnosti atómu síry v excitovanom stave
V excitovanom stave je pre všetky prvky hlavnej podskupiny skupiny V, okrem fluóru, možné postupné deparovanie najskôr z p- a potom s-elektrónových párov. Vo výsledku sa tieto prvky stanú troj-, päť- a sedemvalentnými (obrázok 5.10).
Obrázok: 5.10. Možnosti valencie atómov chlóru, brómu a jódu v excitovanom stave
5.1.7. Dĺžka, energia a smer kovalentnej väzby
Medzi nekovovými atómami sa zvyčajne vytvára kovalentná väzba. Hlavné charakteristiky kovalentnej väzby sú dĺžka, energia a smerovosť.
Dĺžka kovalentného spoja
Dĺžka väzby je vzdialenosť medzi atómovými jadrami, ktoré tvoria väzbu. Je definovaný experimentálnym fyzikálne metódy... Hodnota dĺžky väzby sa dá odhadnúť podľa pravidla aditívnosti, podľa ktorého sa dĺžka väzby v molekule AB rovná približne polovičnému súčtu dĺžok väzby v molekulách A2 a B2:
.
Zhora nadol po podskupinách periodický systém prvkov sa zvyšuje dĺžka chemickej väzby, pretože v tomto smere sa zväčšujú polomery atómov (tabuľka 5.1). Keď sa zvyšuje početnosť väzby, jej dĺžka sa zmenšuje.
Tabuľka 5.1.
Dĺžka niektorých chemických väzieb
Chemická väzba |
Dĺžka odkazu, pm |
Chemická väzba |
Dĺžka odkazu, pm |
C - C |
|||
Meradlom sily väzby je energia väzby. Komunikačná energia je určená energiou potrebnou na prerušenie väzby a odstránenie atómov, ktoré tvoria túto väzbu, v nekonečne veľkej vzdialenosti od seba. Kovalentná väzba je veľmi silná. Jeho energia sa pohybuje od niekoľkých desiatok do niekoľkých stoviek kJ / mol. Pre molekulu IСl 3, napríklad Еbond ≈40, a pre molekuly N2 a CO Еbond ≈1 000 kJ / mol.
Zhora nadol pozdĺž podskupín periodickej tabuľky prvkov klesá energia chemickej väzby, pretože dĺžka väzby sa zvyšuje v tomto smere (tabuľka 5.1). S nárastom multiplicity väzby sa zvyšuje jej energia (tabuľka 5.2).
Tabuľka 5.2.
Energie niektorých chemických väzieb
Chemická väzba |
Komunikačná energia, |
Chemická väzba |
Komunikačná energia, |
C - C |
|||
Sýtosť a orientácia kovalentnej väzby
Najdôležitejšie vlastnosti kovalentnej väzby sú jej saturácia a smerovosť. Sýtosť možno definovať ako schopnosť atómov vytvárať obmedzený počet kovalentných väzieb. Atóm uhlíka môže tvoriť iba štyri kovalentné väzby a atóm kyslíka dve. Maximálny počet bežných kovalentných väzieb, ktoré môže atóm vytvoriť (okrem väzieb vytvorených mechanizmom donor-akceptor), sa rovná počtu nespárovaných elektrónov.
Kovalentné väzby majú priestorovú orientáciu, pretože k prekrývaniu orbitálov počas tvorby jednoduchej väzby dochádza pozdĺž čiary spájajúcej atómové jadrá. Priestorové usporiadanie elektrónových orbitálov molekuly určuje jej geometriu. Uhly medzi chemickými väzbami sa nazývajú uhly väzieb.
Saturácia a smerovosť kovalentnej väzby odlišuje túto väzbu od iónovej väzby, ktorá je na rozdiel od kovalentnej väzby nenasýtená a neusmernená.
Priestorová štruktúra molekúl Н 2 O a NH 3
Uvažujme o smere kovalentnej väzby na príklade molekúl H20 a NH3.
Molekula H20 je tvorená z atómu kyslíka a dvoch atómov vodíka. Atóm kyslíka má dva nepárové p-elektróny, ktoré zaberajú dva orbitaly, ktoré sú navzájom v pravom uhle. Atómy vodíka majú nespárované elektróny 1 s. Uhol medzi väzbami tvorenými p-elektrónmi by mal byť blízky uhlu medzi orbitálmi p-elektrónov. Experimentálne sa však zistilo, že uhol medzi väzbami O - H v molekule vody je 104,50. Zvýšenie uhla v porovnaní s uhlom 90 o možno vysvetliť odpudivými silami, ktoré pôsobia medzi atómami vodíka, obr. 5.11. Molekula H20 má teda hranatý tvar.
Tvorba molekuly NH3 zahŕňa tri nepárové p-elektróny atómu dusíka, ktorých orbitaly sú umiestnené v troch navzájom kolmých smeroch. Následne by mali byť tri väzby N - H umiestnené navzájom v uhloch, blízko 90 ° (obr. 5.11). Experimentálna hodnota uhla medzi väzbami v molekule NH3 je 107,3 \u200b\u200b°. Rozdiel v hodnotách uhlov medzi väzbami od teoretických je spôsobený, rovnako ako v prípade molekuly vody, vzájomným odpudzovaním atómov vodíka. Predkladané schémy navyše neberú do úvahy možnosť účasti dvoch elektrónov na orbitáloch 2s pri tvorbe chemických väzieb.
Obrázok: 5.11. Prekrývanie elektrónových orbitálov počas tvorby chemických väzieb v molekulách H20 (a) a NH3 (b)
Uvažujme o formovaní molekuly BeCl 2. Atóm berýlia v excitovanom stave má dva nepárové elektróny: 2s a 2p. Dá sa predpokladať, že atóm berýlia by mal vytvárať dve väzby: jednu väzbu tvorenú s-elektrónom a jednu väzbu tvorenú p-elektrónom. Tieto väzby musia mať rôzne energie a rôznu dĺžku. V tomto prípade by molekula BeCl2 nemala byť lineárna, ale uhlová. Prax však ukazuje, že molekula BeCl2 má lineárnu štruktúru a obe chemické väzby sú ekvivalentné. Podobná situácia sa pozoruje pri zvažovaní štruktúry molekúl BCl 3 a CCl 4 - všetky väzby v týchto molekulách sú ekvivalentné. Molekula BC1 3 má plošnú štruktúru, CC1 4 - štvorboký.
Vysvetliť štruktúru molekúl ako BeCl2, BCI3 a CCI4, Pauling a Slater (USA) zaviedli koncept hybridizácie atómových orbitálov. Navrhli nahradiť niekoľko atómových orbitálov, ktoré sa svojou energiou príliš nelíšia, rovnakým počtom ekvivalentných orbitálov, ktoré sa nazývajú hybridné. Tieto hybridné orbitaly sú zložené z atómových v dôsledku ich lineárnej kombinácie.
Podľa L. Paulinga je počas tvorby chemických väzieb atómom, ktorý má v jednej vrstve elektróny rôznych typov, a preto sa svojou energiou veľmi nelíšia (napríklad s a p), je možné zmeniť konfiguráciu rôznych druhov orbitálov, pri ktorých dochádza k ich vyrovnaniu v tvare a energii ... Vďaka tomu sa vytvárajú hybridné orbitaly, ktoré sú asymetrické a na jednej strane jadra silne pretiahnuté. Je dôležité zdôrazniť, že hybridizačný model sa používa v prípade, keď sa na tvorbe väzieb podieľajú elektróny rôznych typov, napríklad s a p.
5.1.8.2. Rôzne typy hybridizácie atómových orbitálov
sp-hybridizácia
Hybridizácia jedného s- a jeden r- orbitaly ( sp- hybridizácia) realizované napríklad pri tvorbe chloridu berýlia. Ako je uvedené vyššie, v excitovanom stave má atóm Be dva dva nespárené elektróny, z ktorých jeden zaberá obežnú dráhu 2 s a druhý okupuje 2p. Keď sa vytvorí chemická väzba, tieto dva rôzne orbitaly sa transformujú do dvoch rovnakých hybridných orbitalov, ktoré sú navzájom smerované v uhle 180 ° (obr. 5.12). Lineárne usporiadanie dvoch hybridných orbitálov zodpovedá ich minimálnemu vzájomnému odpudzovaniu. Vďaka tomu má molekula BeCl 2 lineárnu štruktúru - všetky tri atómy sú umiestnené na tej istej línii.
Obrázok: 5.12. Schéma prekrývania sa elektrónových orbitálov počas tvorby molekuly BeCl2
Štruktúra molekuly acetylénu; odkazy sigma a pi
Uvažujme o schéme prekrývania elektrónových orbitálov počas tvorby molekuly acetylénu. V molekule acetylénu je každý atóm uhlíka v sp-hybridnom stave. Dva sp-hybridné orbitaly sú umiestnené vo vzájomnom uhle 1800; tvoria jednu väzbu σ medzi atómami uhlíka a dve väzby σ s atómami vodíka (obr. 5.13).
Obrázok: 5.13. Schéma tvorby s-väzieb v molekule acetylénu
Väzba σ je väzba vytvorená v dôsledku prekrytia elektrónových orbitálov pozdĺž čiary spájajúcej atómové jadrá.
Každý atóm uhlíka v molekule acetylénu obsahuje ďalšie dva p-elektróny, ktoré sa nezúčastňujú na tvorbe väzieb σ. Elektrónové oblaky týchto elektrónov sú umiestnené vo vzájomne kolmých rovinách a navzájom sa prekrývajú, čím vytvárajú ďalšie dve π-väzby medzi atómami uhlíka v dôsledku bočného prekrývania nehybridných r–Mraky (obr. 5.14).
Π-väzba je kovalentná chemická väzba vytvorená v dôsledku zvýšenia hustoty elektrónov na oboch stranách čiary spájajúcej jadrá atómov.
Obrázok: 5.14. Schéma tvorby väzieb σ - a π - v molekule acetylénu.
V molekule acetylénu sa teda medzi atómami uhlíka vytvorí trojitá väzba, ktorá pozostáva z jednej σ - väzby a dvoch π - väzieb; σ -väzby sú silnejšie ako π-väzby.
sp2- hybridizácia
Štruktúru molekuly BCI3 možno vysvetliť z hľadiska sp 2- hybridizácia... Atóm bóru v excitovanom stave na vonkajšej elektrónovej vrstve obsahuje jeden s-elektrón a dva p-elektróny, t.j. tri nespárené elektróny. Tieto tri elektrónové mraky sa dajú transformovať do troch ekvivalentných hybridných orbitálov. Minimálne vzájomné odpudzovanie troch hybridných orbitalov zodpovedá ich umiestneniu v rovnakej rovine pod vzájomným uhlom 120 ° (obr. 5.15). Molekula BCI3 je teda plochá.
Obrázok: 5.15. Plochá štruktúra molekuly BCl 3
sp 3 - hybridizácia
Valenčné orbitaly uhlíkových atómov (s, px, py, pz) je možné previesť na štyri ekvivalentné hybridné orbitaly, ktoré sú umiestnené v priestore pod vzájomným uhlom 109,5 ° a smerujú k vrcholom štvorstenu v ktorého stredom je jadro atómu uhlíka (obrázok 5.16).
Obrázok: 5.16. Štvorstenná štruktúra molekuly metánu
5.1.8.3. Hybridizácia zahŕňajúca páry osamelých elektrónov
Hybridizačný model možno použiť na vysvetlenie štruktúry molekúl, v ktorých sú okrem väzbových aj samostatné elektrónové páry. V molekulách vody a amoniaku je celkový počet elektrónových párov centrálneho atómu (O a N) štyri. V tomto prípade molekula vody obsahuje dve a molekula amoniaku má jeden voľný elektrónový pár. Tvorbu chemických väzieb v týchto molekulách možno vysvetliť predpokladom, že osamelé elektrónové páry môžu vyplňovať aj hybridné orbitaly. Nezdieľané elektrónové páry zaberajú vo vesmíre oveľa viac miesta ako väzobné. V dôsledku odpudzovania, ktoré sa vyskytuje medzi voľnými a väzbovými elektrónovými pármi, sa zmenšujú uhly väzby vo molekulách vody a amoniaku, čo sa ukáže byť menej ako 109,5 o.
Obrázok: 5.17. sp 3 - hybridizácia s účasťou voľných elektrónových párov v molekulách H20 (A) a NH3 (B)
5.1.8.4. Stanovenie typu hybridizácie a stanovenie štruktúry molekúl
Na stanovenie typu hybridizácie a následne štruktúry molekúl je potrebné použiť nasledujúce pravidlá.
1. Typ hybridizácie centrálneho atómu, ktorý neobsahuje osamelé elektrónové páry, je určený počtom sigma väzieb. Ak existujú dve také väzby, uskutoční sa sp-hybridizácia, tri - sp2-hybridizácia, štyri - sp3-hybridizácia. Nezdieľané elektrónové páry (pri absencii väzieb vytvorených mechanizmom donor-akceptor) chýbajú v molekulách tvorených atómami berýlia, bóru, uhlíka, kremíka, t.j. prvky hlavných podskupín II - IV skupín.
2. Ak centrálny atóm obsahuje osamelé elektrónové páry, potom počet hybridných orbitálov a typ hybridizácie sa určí súčtom počtu sigma väzieb a počtu osamelých elektrónových párov. Hybridizácia za účasti voľných elektrónových párov prebieha v molekulách tvorených atómami dusíka, fosforu, kyslíka, síry, t.j. prvky hlavných podskupín skupín V a VI.
3. Geometrický tvar molekúl je určený typom hybridizácie centrálneho atómu (tabuľka 5.3).
Tabuľka 5.3.
Väzbové uhly, geometrický tvar molekúl v závislosti od počtu hybridných orbitálov a typu hybridizácie centrálneho atómu
5.2. Iónová väzba
Iónová väzba sa uskutočňuje elektrostatickou príťažlivosťou medzi opačne nabitými iónmi. Tieto ióny vznikajú v dôsledku prenosu elektrónov z jedného atómu na druhý. Medzi atómami sa vytvára iónová väzba s veľkými rozdielmi v elektronegativite (zvyčajne väčšia ako 1,7 na Paulingovej škále), napríklad medzi atómami alkalických kovov a halogénov.
Zvážme vytvorenie iónovej väzby na príklade tvorby NaCl. Z elektronických vzorcov atómov Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 a Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 je zrejmé, že pre dokončenie vonkajšej úrovne je pre atóm sodíka jednoduchšie darovať jeden elektrón ako pripojiť sedem a pre atóm chlóru je jednoduchšie pripojiť jeden, ako dať sedem. IN chemické reakcie atóm sodíka daruje jeden elektrón a atóm chlóru ho prijíma. Vo výsledku sa elektronické obaly atómov sodíka a chlóru transformujú na stabilné elektronické obaly ušľachtilých plynov (elektronická konfigurácia sodíkového katiónu Na + 1s 2 2s 2 2p 6 a elektronická konfigurácia chlórového aniónu Cl - - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Elektrostatická interakcia iónov vedie k tvorbe molekuly NaCl.
Hlavné charakteristiky iónovej väzby a vlastnosti iónových zlúčenín
1. Iónová väzba je silná chemická väzba. Energia tejto väzby je rádovo 300 - 700 kJ / mol.
2. Na rozdiel od kovalentnej väzby iónová väzba je neusmernený, pretože ión môže k sebe priťahovať ióny opačného znamienka v ľubovoľnom smere.
3. Na rozdiel od kovalentnej väzby je iónová väzba nenasýtený, pretože interakcia iónov opačného znamienka nevedie k úplnej vzájomnej kompenzácii ich silových polí.
4. V procese tvorby molekúl s iónovými väzbami nedochádza k úplnému prenosu elektrónov, preto stopercentná iónová väzba v prírode neexistuje. V molekule NaCl je chemická väzba iba z 80% iónová.
5. Zlúčeniny s iónovými väzbami sú pevné kryštalické látky s vysokou teplotou topenia a teplotou varu.
6. Väčšina iónových zlúčenín sa rozpúšťa vo vode. Roztoky a taveniny iónových zlúčenín vedú elektrický prúd.
5.3. Kovová väzba
Atómy kovov na vonkajšej energetickej úrovni obsahujú malý počet valenčných elektrónov. Pretože ionizačná energia atómov kovov je nízka, valenčné elektróny sú v týchto atómoch slabo zadržiavané. Vďaka tomu sa v kryštálovej mriežke kovov objavia kladne nabité ióny a voľné elektróny. V tomto prípade sú kovové katióny umiestnené v uzloch ich kryštálovej mriežky a elektróny sa voľne pohybujú v poli pozitívnych centier a vytvárajú takzvaný „elektrónový plyn“. Prítomnosť záporne nabitého elektrónu medzi dvoma katiónmi vedie k skutočnosti, že každý katión interaguje s týmto elektrónom. Kovová väzba je teda väzba medzi kladnými iónmi v kovových kryštáloch, ktorá sa uskutočňuje priťahovaním elektrónov, ktoré sa voľne pohybujú po celom kryštáli.
Pretože valenčné elektróny v kovu sú rovnomerne rozložené v celom kryštáli, je kovová väzba, podobne ako iónová väzba, nesmerová väzba. Na rozdiel od kovalentnej väzby je kovová väzba nenasýtená väzba. Z kovalentnej väzby kovová väzba líši sa aj silou. Energia kovovej väzby je približne trikrát až štyrikrát nižšia ako energia kovalentnej väzby.
Kvôli vysokej mobilite elektrónového plynu sa kovy vyznačujú vysokou elektrickou a tepelnou vodivosťou.
5.4. Vodíková väzba
V molekulách zlúčenín HF, H20, NH3 sú vodíkové väzby so silne elektronegatívnym prvkom (H - F, H - O, H - N). Medzi molekulami takýchto zlúčenín medzimolekulové vodíkové väzby... V niektorých organických molekulách obsahujúcich väzby Н - O, Н - N, intramolekulárne vodíkové väzby.
Mechanizmus tvorby vodíkovej väzby je čiastočne elektrostatický a čiastočne donor-akceptor. V tomto prípade je donorom elektrónového páru atóm silne elektronegatívneho prvku (F, O, N) a akceptorom sú atómy vodíka spojené s týmito atómami. Pokiaľ ide o kovalentnú väzbu, pre vodíkovú väzbu je charakteristické: zameranie vo vesmíre a nasýtiteľnosť.
Vodíková väzba je obvykle označovaná bodkami: Н ··· F. Vodíková väzba sa prejavuje tým silnejšie, čím väčšia je elektronegativita partnerského atómu a tým menšia je jeho veľkosť. Je charakteristický predovšetkým pre zlúčeniny fluóru, ako aj pre kyslík, v menšej miere pre dusík a v ešte menšej miere pre chlór a síru. Podľa toho sa mení aj energia vodíkových väzieb (tabuľka 5.4).
Tabuľka 5.4.
Priemerné hodnoty energií vodíkových väzieb
Medzimolekulárna a intramolekulárna vodíková väzba
Vďaka vodíkovým väzbám sa molekuly spájajú do dimérov a zložitejších asociácií. Napríklad vznik diméru kyseliny mravčej je možné znázorniť na nasledujúcej schéme (obr. 5.18).
Obrázok: 5.18. Tvorba intermolekulárnych vodíkových väzieb v kyseline mravčej
Vo vode sa môžu vyskytovať dlhé reťazce asociácií (Н 2 О) n (obr. 5.19).
Obrázok: 5.19. Tvorba reťazca asociácií v kvapalnej vode v dôsledku intermolekulárnych vodíkových väzieb
Každá molekula H20 môže vytvárať štyri vodíkové väzby a molekula HF iba dve.
Vodíkové väzby môžu vznikať ako medzi rôznymi molekulami (intermolekulárna vodíková väzba), tak aj v rámci molekuly (intramolekulárna vodíková väzba). Príklady tvorby intramolekulárnej väzby pre niektorých organická hmota sú znázornené na obr. 5.20.
Obrázok: 5.20. Tvorba intramolekulárnych vodíkových väzieb v molekulách rôznych organické zlúčeniny
Vplyv vodíkovej väzby na vlastnosti látok
Najvýhodnejším indikátorom existencie intermolekulárnej vodíkovej väzby je teplota varu látky. Vyšší bod varu vody (100 o C v porovnaní s vodíkovými zlúčeninami prvkov kyslíkovej podskupiny (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te)) sa vysvetľuje prítomnosťou vodíkových väzieb: na deštrukcia medzimolekulárnych vodíkových väzieb vo vode.
Vodíková väzba môže významne ovplyvniť štruktúru a vlastnosti látok. Existencia intermolekulárnych vodíkových väzieb zvyšuje teploty topenia a varu látok. Prítomnosť intramolekulárnej vodíkovej väzby vedie k skutočnosti, že molekula deoxyribonukleovej kyseliny (DNA) je stočená vo vode dvojzávitnice.
Vodíková väzba tiež hrá dôležitú úlohu v procesoch rozpúšťania, pretože rozpustnosť tiež závisí od schopnosti zlúčeniny vytvárať vodíkové väzby s rozpúšťadlom. Výsledkom je, že látky obsahujúce OH skupiny, ako je cukor, glukóza, alkoholy, karboxylové kyselinysú všeobecne vysoko rozpustné vo vode.
5.5. Typy kryštálových mriežok
Tuhé látky sú zvyčajne kryštalické. Častice, ktoré tvoria kryštály (atómy, ióny alebo molekuly), sú umiestnené v prísne definovaných bodoch v priestore a vytvárajú kryštálovú mriežku. Krištáľová bunka pozostáva z jednotkových buniek, ktoré si zachovávajú štrukturálne znaky charakteristické pre danú mriežku. Body, v ktorých sa častice nachádzajú, sa nazývajú mriežkové uzly... V závislosti od typu častíc nachádzajúcich sa v mriežkových miestach a od povahy väzby medzi nimi sa rozlišujú 4 typy kryštálových mriežok.
5.5.1. Atómová kryštálová mriežka
V uzloch mriežok atómových kryštálov sú atómy spojené kovalentnými väzbami. Medzi látky s atómovou mriežkou patria diamant, kremík, karbidy, silicídy atď. Je nemožné rozlíšiť jednotlivé molekuly v štruktúre atómového kryštálu; celý kryštál sa považuje za jednu obrovskú molekulu. Štruktúra diamantu je znázornená na obr. 5,21. Diamant je tvorený atómami uhlíka, z ktorých každý je viazaný na štyri susedné atómy. Vzhľadom na to, že kovalentné väzby sú silné, všetky látky s atómovými mriežkami sú žiaruvzdorné, pevné a málo prchavé. Sú mierne rozpustné vo vode.
Obrázok: 5,21. Krištáľová mriežka z diamantu
5.5.2. Molekulárna kryštálová mriežka
V miestach mriežok molekulárnych kryštálov sa nachádzajú molekuly spojené slabými medzimolekulovými silami. Preto majú látky s molekulárnou mriežkou nízku tvrdosť, sú taviteľné, vyznačujú sa výraznou prchavosťou, sú slabo rozpustné vo vode a ich roztoky spravidla nevedú elektrický prúd. Je známych veľa látok s molekulárnou kryštálovou mriežkou. Ide o tuhý vodík, chlór, oxid uhoľnatý (IV) a ďalšie látky, ktoré sú za bežných teplôt v plynnom stave. Väčšina kryštalických organických zlúčenín má molekulárnu mriežku.
5.5.3. Iontová kryštálová mriežka
Kryštálové mriežky, na ktorých miestach sú ióny, sa nazývajú iónový... Sú tvorené látkami s iónovými väzbami, napríklad halogenidmi alkalických kovov. V iónových kryštáloch nie je možné rozlíšiť jednotlivé molekuly; celý kryštál možno považovať za jednu makromolekulu. Väzby medzi iónmi sú silné, preto majú látky s iónovou mriežkou nízku prchavosť, vysokú teplotu topenia a teplotu varu. Kryštalická mriežka chloridu sodného je znázornená na obr. 5,22.
Obrázok: 5,22. Kryštálová mriežka chloridu sodného
Na tomto obrázku sú ľahké guľôčky ióny Na +, tmavé guľôčky l - ióny. Vľavo na obr. 5.22 ukazuje jednotkovú bunku NaCI.
5.5.4. Kovová krištáľová mriežka
Kovy v pevnom stave tvoria mriežky kovových kryštálov. Miestami takýchto mriežok sú kladné ióny kovov a valenčné elektróny sa medzi nimi voľne pohybujú. Elektróny elektrostaticky priťahujú katióny, a tým dodávajú kovovej mriežke stabilitu. Takáto štruktúra mriežky určuje vysokú tepelnú vodivosť, elektrickú vodivosť a plasticitu kovov - pri mechanickej deformácii nedochádza k porušeniu väzieb a deštrukcii kryštálu, pretože ióny, ktoré ho tvoria, akoby plávali v oblaku elektrónového plynu . Na obr. 5,23 ukazuje kryštalickú mriežku sodíka.
Obrázok: 5,23. Mriežka kryštálu sodíka
Pomôžte nám vyriešiť chémiu. Uveďte typ väzby v molekulách NH3, CaCl2, Al2O3, BaS ... a získate najlepšiu odpoveď
Odpoveď od Olgy Lyabiny [guru]
1) NH3 typ väzby cov. polárny. na tvorbe väzby sa podieľajú tri nespárené elektróny dusíka a jeden z vodíka. neexistujú žiadne spojenia pí. hybridizácia sp3. Tvar molekuly je pyramídový (jeden orbitál sa nezúčastňuje hybridizácie, štvorsten sa mení na pyramídu)
Typ väzby CaCl2 je iónový. tvorba väzby zahŕňa dva vápnikové elektróny na orbitáloch, ktoré prijímajú dva atómy chlóru a dokončujú tak svoju tretiu hladinu. žiadne pi-väzby, hybridný typ sp. sú umiestnené v priestore pod uhlom 180 stupňov
Al2O3 typ väzby je iónový. tri elektróny z orbitálu s a p hliníka sa zúčastňujú na vytváraní väzby, ktorú kyslík prijíma, a dokončujú tak svoju druhú úroveň. O \u003d Al-O-Al \u003d O. medzi kyslíkom a hliníkom sú väzby pí. typ hybridizácie je najpravdepodobnejší.
Typ väzby BaS je iónový. dva elektróny bária sú prijaté sírou. Ba \u003d S je jedna väzba pi. hybridizácia sp. Plochá molekula.
2) AgNO3
striebro sa redukuje na katóde
K Ag + + e \u003d Ag
voda sa oxiduje na anóde
A 2H2O - 4e \u003d O2 + 4H +
podľa Faradayovho zákona (ako to je ...) je hmotnosť (objem) látky uvoľnenej na katóde úmerná množstvu elektriny prechádzajúcej roztokom
m (Ag) \u003d Me / zF * I * t \u003d 32,23 g
V (O2) \u003d Ve / F * I * t \u003d 1,67 l
Odpoveď od 2 odpovede[guru]
Hej! Tu je výber tém s odpoveďami na vašu otázku: Prosím, pomôžte vyriešiť chémiu. Uveďte typ väzby v NH3, CaCl2, Al2O3, BaS ...
E. N. FRENKEL
Výučba chémie
Sprievodca pre tých, ktorí nevedia, ale chcú poznať a rozumieť chémii
Časť I. Prvky všeobecnej chémie
(prvý stupeň náročnosti)
Pokračovanie Cm. v č. 13, 18, 23/2007;
6/2008
Kapitola 4. Pojem chemická väzba
V predchádzajúcich kapitolách tejto príručky sa diskutovalo o tom, že hmota je tvorená molekulami a molekuly sú tvorené atómami. Zamysleli ste sa niekedy nad tým, prečo atómy tvoriace molekulu nelietajú od seba rôznymi smermi? Čo udržuje atómy v molekule?
Sú zadržiavané chemická väzba .
Aby sme pochopili podstatu chemickej väzby, stačí si spomenúť na jednoduchý fyzikálny experiment. Dve gule visiace vedľa seba na šnúrkach na seba nijako „nereagujú“. Ale ak dáte jednej guľke kladný náboj a druhej záporný, budú sa navzájom priťahovať. Nie je to táto sila, ktorá navzájom priťahuje atómy? Výskum to skutočne ukázal chemická väzba je elektrickej povahy.
Odkiaľ pochádzajú náboje v neutrálnych atómoch?
Článok bol publikovaný s podporou online prípravného kurzu na skúšku „Exammer“. Na stránke nájdete všetky potrebné materiály pre vlastnú prípravu na skúšku - vypracovanie jedinečného plánu prípravy pre každého používateľa, sledovanie pokroku v jednotlivých predmetoch predmetu, teórie a úloh. Všetky úlohy zodpovedajú najnovším zmenám a doplnkom. Existuje tiež možnosť poslať zadanie z písomnej časti skúšky na preskúmanie odborníkom, aby získali body a analyzovali prácu podľa hodnotiacich kritérií. Úlohy vo forme úloh s hromadením skúseností, absolvovaním úrovní, získavaním bonusov a ocenení, súťažami s priateľmi v Aréne zjednotenej štátnej skúšky. Prípravu zahájite kliknutím na odkaz: https://examer.ru.
Pri popise štruktúry atómov sa ukázalo, že všetky atómy, s výnimkou atómov vzácnych plynov, majú tendenciu viazať alebo darovať elektróny. Dôvodom je vznik stabilnej osem-elektrónovej vonkajšej hladiny (ako v prípade vzácnych plynov). Pri prijímaní alebo vzdávaní elektrónov vznikajú elektrické náboje a v dôsledku toho elektrostatická interakcia častíc. To je ako iónová väzba , t.j. väzba medzi iónmi.
Ióny sú stabilné nabité častice, ktoré vznikajú v dôsledku príjmu alebo uvoľnenia elektrónov.
Na reakcii sa zúčastňuje napríklad atóm aktívneho kovu a aktívneho nekovu:
V tomto procese atóm kovu (sodíka) daruje elektróny:
a) Je taká častica stabilná?
b) Koľko elektrónov zostalo v atóme sodíka?
c) Bude mať táto častica náboj?
Týmto spôsobom sa teda vytvorila stabilná častica (8 elektrónov na vonkajšej úrovni), ktorá má náboj jadro sodíka má stále náboj +11 a zvyšné elektróny majú celkový náboj –10. Preto je náboj sodíkového iónu +1. Krátke zhrnutie tohto procesu vyzerá takto:
Čo sa stane s atómom síry? Tento atóm prijíma elektróny, kým nie je dokončená vonkajšia úroveň:
Jednoduchý výpočet ukazuje, že táto častica má náboj:
Opačne nabité ióny sú priťahované, čo vedie k iónovej väzbe a „iónovej molekule“:
Existujú aj iné spôsoby formovania iónov, o ktorých bude reč v kapitole 6.
Formálne sa jedná o zloženie molekuly, ktoré sa pripisuje sulfidu sodnému, hoci látka pozostávajúca z iónov má približne nasledujúcu štruktúru (obr. 1):
Preto látky pozostávajúce z iónov neobsahujú jednotlivé molekuly! V tomto prípade môžeme hovoriť iba o podmienenej „iónovej molekule“.
Úloha 4.1. Ukážte, ako k prechodu elektrónov dochádza, keď dôjde k iónovej väzbe medzi atómami:
a) vápnik a chlór;
b) hliník a kyslík.
Pamätajte! Atóm kovu daruje vonkajšie elektróny; nekovový atóm prijíma chýbajúce elektróny.
Výkon. Iónová väzba sa podľa vyššie opísaného mechanizmu vytvára medzi atómami aktívnych kovov a aktívnych nekovov.
Štúdie však ukazujú, že nie vždy dôjde k úplnému prechodu elektrónov z jedného atómu na druhý. Chemická väzba sa veľmi často vytvára nie dávaním a prijímaním elektrónov, ale výsledkom vytvárania bežných elektrónových párov *. Toto spojenie sa nazýva kovalentný .
Kovalentná väzba vzniká v dôsledku tvorby bežných elektrónových párov... Tento typ väzby sa vytvára napríklad medzi atómami nekovov. Je známe, že molekula dusíka pozostáva z dvoch atómov - N2. Ako vzniká kovalentná väzba medzi týmito atómami? Na zodpovedanie tejto otázky je potrebné vziať do úvahy štruktúru atómu dusíka:
Otázka s. Koľko elektrónov chýba na dokončenie vonkajšej úrovne?
Odpoveď. Chýbajú tri elektróny. Preto, keď sme označili každý elektrón vonkajšej úrovne bodkou, dostaneme:
Otázka o s. Prečo sú tri elektróny označené jednoduchými bodkami?
Odpoveď. Ide o to, že chceme ukázať vznik bežných párov elektrónov. Pár sú dva elektróny. Takýto pár vzniká, najmä ak každý atóm poskytuje jeden elektrón na vytvorenie dvojice. Atómu dusíka chýbajú tri elektróny na dokončenie vonkajšej úrovne. To znamená, že musí „pripraviť“ tri jednotlivé elektróny na vznik budúcich párov (obr. 2).
Prijaté elektronický vzorec molekuly dusík, čo ukazuje, že každý atóm dusíka má teraz osem elektrónov (šesť z nich krúži v ovále plus dva vlastné); medzi atómami (miesto prieniku kruhov) sa objavili tri bežné páry elektrónov.
Každý pár elektrónov zodpovedá jednej kovalentnej väzbe. Koľko je kovalentných väzieb? Tri. Každá väzba (každý spoločný pár elektrónov) bude zobrazená s pomlčkou (valenčný ťah):
Všetky tieto vzorce však nedávajú odpoveď na otázku: čo viaže atómy pri tvorbe kovalentnej väzby? Elektronický vzorec ukazuje, že celkový pár elektrónov sa nachádza medzi atómami. V tejto oblasti vesmíru vzniká nadmerný záporný náboj. A jadrá atómov, ako viete, majú kladný náboj. Jadrá oboch atómov sú teda priťahované k spoločnému negatívnemu náboju, ktorý vznikol v dôsledku bežných elektrónových párov (presnejšie priesečníka elektrónových mrakov) (obr. 3).
Môže existovať také spojenie medzi rôznymi atómami? Môcť. Nechajte atóm dusíka interagovať s atómami vodíka:
Štruktúra atómu vodíka ukazuje, že atóm má jeden elektrón. Koľko takýchto atómov musíte vziať, aby atóm dusíka „dosiahol, čo chce“ - tri elektróny? Je zrejmé, že ide o tri atómy vodíka
(obr. 4):
Kríž na obr. 4 označuje elektróny atómu vodíka. Elektronický vzorec molekuly amoniaku ukazuje, že atóm dusíka má osem elektrónov a každý atóm vodíka má dva elektróny (a na prvej energetickej úrovni ich nemôže byť viac).
Grafický vzorec ukazuje, že atóm dusíka má valenciu tri (tri pomlčky alebo tri valenčné pruhy) a každý atóm vodíka má valenciu jedna (každá po jednej pomlčke).
Aj keď molekuly N2 aj NH3 obsahujú rovnaký atóm dusíka, chemické väzby medzi atómami sa navzájom líšia. V molekule dusíka N2 sa vytvárajú chemické väzby identické atómy, teda bežné páry elektrónov sú v strede medzi atómami. Atómy zostávajú neutrálne. Táto chemická väzba sa nazýva nepolárny .
V molekule amoniaku NH3 sa vytvára chemická väzba rôzne atómy... Jeden z atómov (v tomto prípade atóm dusíka) preto silnejšie priťahuje bežný pár elektrónov. Bežné páry elektrónov sú posunuté smerom k atómu dusíka a na ňom vzniká malý negatívny náboj a kladný náboj na atóme vodíka vznikli póly elektriny - väzba polárny (obr. 5).
Väčšina látok vytvorených pomocou kovalentných väzieb sa skladá z jednotlivých molekúl (obr. 6).
Obr. 6 ukazuje, že medzi atómami existujú chemické väzby, ale medzi molekulami chýbajú alebo sú nevýznamné.
Typ chemickej väzby ovplyvňuje vlastnosti látky, jej správanie v roztokoch. Čím viac, tým významnejšia je príťažlivosť medzi časticami, tým ťažšie je ich od seba odtrhnúť a tým ťažšie je premeniť pevnú látku na plynný alebo kvapalný stav. Pokúste sa na nižšie uvedenom diagrame určiť, medzi ktorými časticami je interakčná sila väčšia a ktorá chemická väzba sa v tomto prípade vytvorí (obr. 7).
Ak si pozorne prečítate kapitolu, vaša odpoveď bude nasledovná: maximálna interakcia medzi časticami nastáva v prípade I (iónová väzba). Preto sú všetky také látky tuhé. Najmenšia interakcia medzi nenabitými časticami (prípad III - nepolárna kovalentná väzba). Takými látkami sú najčastejšie plyny.
Úloha 4.2. Určte, aký druh chemickej väzby sa uskutočňuje medzi atómami v látkach: NaCl, HCl, Cl2, AlCl3, H20. Vysvetlite.
Úloha 4.3. Vytvorte elektronické a grafické vzorce pre tieto látky z úlohy 4.2, v ktorej ste určili prítomnosť kovalentnej väzby. Pre iónové väzby zostavte schémy prenosu elektrónov.
Kapitola 5. Riešenia
Na Zemi neexistuje človek, ktorý by nevidel riešenia. A čo to je?
Roztok je homogénna zmes dvoch alebo viacerých zložiek (zložiek alebo látok).
Čo je to homogénna zmes? Homogenita zmesi naznačuje, že medzi zložkami látky žiadne rozhranie... V takom prípade je nemožné, aspoň vizuálne, určiť, koľko látok vytvorilo danú zmes. Napríklad pri pohľade na vodu z vodovodu v pohári je ťažké predpokladať, že okrem molekúl vody obsahuje ešte tucet ďalších iónov a molekúl (O 2, CO 2, Ca 2+ atď.). A žiadny mikroskop vám nemôže pomôcť tieto častice vidieť.
Absencia rozhrania však nie je jediným znakom jednotnosti. V homogénnej zmesi zloženie zmesi je v každom okamihu rovnaké... Preto je na získanie roztoku potrebné dôkladne zmiešať základné zložky (látky).
Riešenia môžu mať iný stav agregácie:
Plynné roztoky (napríklad vzduch je zmes plynov O 2, N 2, C02, Ar);
Kvapalné roztoky (napríklad kolínska voda, sirup, soľanka);
Pevné roztoky (napr. Zliatiny).
Jedna z látok, ktoré tvoria roztok, sa nazýva solventný... Rozpúšťadlo má rovnaký stav agregácie ako roztok. Takže pre kvapalné roztoky je to kvapalina: voda, olej, benzín atď. Najčastejšie sa v praxi používajú vodné roztoky. Budú diskutované nižšie (pokiaľ nebude urobená zodpovedajúca rezervácia).
Čo sa stane, keď sa rôzne látky rozpustia vo vode? Prečo sa niektoré látky vo vode dobre rozpúšťajú, zatiaľ čo iné nie? Čo určuje rozpustnosť - schopnosť látky rozpúšťať sa vo vode?
Predstavme si, že kocka cukru sa dá do pohára teplej vody. Ľahol si, zmenšil sa a ... zmizol. Kde? Je porušený zákon zachovania hmoty (jej hmotnosti, energie)? Nie. Z výsledného roztoku si dajte dúšok a uistite sa, že voda je sladká, cukor nezmizol. Ale prečo to nevidíš?
Faktom je, že v priebehu rozpúšťania dochádza k drveniu (mletiu) látky. V tomto prípade sa kocka cukru rozpadla na molekuly a my ich nevidíme. Áno, ale prečo sa cukor na stole nerozkladá na molekuly? Prečo nezmizne aj kúsok margarínu namočený vo vode? Ale pretože k rozdrveniu rozpustenej látky dochádza pôsobením rozpúšťadla, napríklad vody. Ale rozpúšťadlo bude schopné „roztrhnúť“ kryštál, pevnú látku, na molekuly, ak je schopné „uchopiť“ tieto častice. Inými slovami, ak je látka rozpustená, musí to byť interakcia medzi látkou a rozpúšťadlom.
Kedy je táto interakcia možná? Iba v prípade, keď je štruktúra látok (rozpustených aj rozpúšťadiel) podobná, podobná. Vláda alchymistov je známa už dávno: „ako sa rozpúšťa v podobnom“. V našich príkladoch sú molekuly cukru polárne a existujú určité interakčné sily medzi nimi a polárnymi molekulami vody. Medzi nepolárnymi molekulami tuku a polárnymi molekulami vody nie sú také sily. Preto sa tuky nerozpúšťajú vo vode. Preto rozpustnosť závisí od povahy rozpustenej látky a rozpúšťadla.
Výsledkom interakcie medzi látkou a vodou sú zlúčeniny - hydratuje... Môžu to byť veľmi silné spojenia:
Takéto zlúčeniny existujú ako jednotlivé látky: zásady, kyseliny obsahujúce kyslík. Prirodzene, počas tvorby týchto zlúčenín vznikajú silné chemické väzby a uvoľňuje sa teplo. Takže keď sa CaO (nehasené vápno) rozpustí vo vode, uvoľní sa toľko tepla, že zmes zovrie.
Prečo sa však výsledný roztok nezahrieva, keď sa cukor alebo soľ rozpustí vo vode? Po prvé, nie všetky hydráty sú také silné ako kyselina sírová alebo hydroxid vápenatý. Existujú soľné hydráty (kryštalické hydráty)ktoré sa pri zahrievaní ľahko rozkladajú:
Po druhé, počas rozpúšťania, ako už bolo spomenuté, dôjde k procesu drvenia. A na strávenie tejto energie je teplo absorbované.
Pretože obidva procesy prebiehajú súčasne, je možné roztok zahriať alebo ochladiť podľa toho, ktorý proces prevažuje.
Úloha 5.1. Určite, ktorý proces - drvenie alebo hydratácia - prevláda v každom prípade:
a) pri rozpustení kyseliny sírovej vo vode, ak je roztok zahriaty;
b) pri rozpustení dusičnanu amónneho vo vode, ak bol roztok ochladený;
c) keď sa chlorid sodný rozpustí vo vode, ak sa teplota roztoku prakticky nezmenila.
Pretože sa teplota roztoku počas rozpúšťania mení, je prirodzené to predpokladať rozpustnosť závisí od teploty... Rozpustnosť väčšiny pevných látok skutočne stúpa pri zahrievaní. Rozpustnosť plynov sa pri zahrievaní znižuje. Preto sa tuhé látky zvyčajne rozpúšťajú v teplom alebo horúca vodaa sýtené nápoje sa uchovávajú v chlade.
Rozpustnosť (schopnosť rozpúšťať) látky nezávisí od mletia látky alebo intenzity miešania... Ale zvýšením teploty, rozomletím látky a miešaním hotového roztoku môžete urýchliť proces rozpúšťania. Zmenou podmienok na získanie roztoku je možné získať roztoky rôzneho zloženia. Prirodzene existuje hranica, po ktorej dosiahnutí je ľahké zistiť, že látka sa už nerozpúšťa vo vode. Toto riešenie sa nazýva nasýtený... Pre vysoko rozpustné látky bude nasýtený roztok obsahovať veľa rozpustenej látky. Takže nasýtený roztok KNO 3 pri 100 ° C obsahuje 245 g soli na 100 g vody (v 345 g roztoku), čo je koncentrovaný Riešenie. Nasýtené roztoky zle rozpustných látok obsahujú zanedbateľné množstvá rozpustených zlúčenín. Nasýtený roztok chloridu strieborného teda obsahuje 0,15 mg AgCl v 100 g vody. Toto je veľmi zriedený Riešenie.
Ak teda roztok obsahuje veľa rozpustenej látky v porovnaní s rozpúšťadlom, nazýva sa koncentrovaná, ak je látka mierne zriedená. Vlastnosti roztoku veľmi často závisia od zloženia roztoku, a teda aj od aplikácie.
Takže, zriedený roztok octová kyselina (stolový ocot) sa používa ako ochucovadlo a koncentrovaný roztok tejto kyseliny (octová esencia pri perorálnom podaní) môže spôsobiť smrteľné popáleniny.
Na vyjadrenie kvantitatívneho zloženia roztokov použite hodnotu tzv hmotnostný zlomok rozpustenej látky :
kde m(in-va) - hmotnosť rozpustenej látky v roztoku; m(roztok) - celková hmotnosť roztoku obsahujúceho rozpustenú látku a rozpúšťadlo.
Ak teda 100 g octu obsahuje 6 g kyseliny octovej, potom prichádza asi 6% roztok kyseliny octovej (toto je stolový ocot). Metódam riešenia problémov s využitím konceptu hmotnostného zlomku rozpustenej látky sa budeme venovať v kapitole 8.
Závery pre kapitolu 5. Roztoky sú homogénne zmesi pozostávajúce z najmenej dvoch látok, z ktorých jedna sa nazýva rozpúšťadlo a druhá je rozpustená látka. Po rozpustení táto látka interaguje s rozpúšťadlom, vďaka čomu sa rozpustená látka rozdrví. Zloženie roztoku sa vyjadrí pomocou hmotnostného zlomku rozpustenej látky v roztoku.
* Tieto elektrónové páry vznikajú na priesečníku elektrónových mračien.
Pokračovanie nabudúce
3.3.1 Kovalentná väzba Je dvojstredová dvojelektrónová väzba vytvorená v dôsledku prekrývania sa elektrónových mrakov prenášajúcich nepárové elektróny s antiparalelnými otáčaniami. Spravidla sa tvorí medzi atómami jedného chemického prvku.
Kvantitatívne je charakterizovaná valenciou. Valencia prvku - to je jeho schopnosť vytvárať určitý počet chemických väzieb v dôsledku voľných elektrónov nachádzajúcich sa v pásme atómovej valencie.
Kovalentnú väzbu tvorí iba dvojica elektrónov umiestnených medzi atómami. Nazýva sa to rozdelený pár. Zvyšné páry elektrónov sa nazývajú osamelé páry. Plnia škrupiny a nezúčastňujú sa na väzbe. Spojenie medzi atómami sa môže uskutočniť nielen jedným, ale aj dvoma alebo dokonca tromi rozdelenými pármi. Takéto spojenia sa nazývajú dvojitý a t roj - viacnásobné spojenie.
3.3.1.1 Kovalentná nepolárna väzba. Spojenie uskutočnené v dôsledku vytvorenia elektrónových párov, ktoré rovnako patria k obom atómom, sa nazýva kovalentný nepolárny. Vzniká medzi atómami s prakticky rovnakou elektronegativitou (0,4\u003e ΔEO\u003e 0), a teda s rovnomerným rozložením elektrónovej hustoty medzi atómovými jadrami homonukleárnych molekúl. Napríklad H2, O2, N2, Cl2 atď. Dipólový moment takýchto väzieb je nulový. Väzba CH v nasýtených uhľovodíkoch (napríklad v CH4) sa považuje za prakticky nepolárnu, pretože AEO \u003d 2,5 (C) - 2,1 (H) \u003d 0,4.
3.3.1.2 Kovalentná polárna väzba. Ak je molekula tvorená dvoma rôznymi atómami, potom sa oblasť prekrývania elektrónových mračien (orbitálov) posúva smerom k jednému z atómov a takáto väzba sa nazýva polárny ... Pri takomto spojení je pravdepodobnosť nájdenia elektrónov v blízkosti jadra jedného z atómov vyššia. Napríklad HCl, H2S, PH3.
Polárna (asymetrická) kovalentná väzba - väzba medzi atómami s rôznou elektronegativitou (2\u003e ΔEO\u003e 0,4) a asymetrickým rozdelením celkového elektrónového páru. Typicky sa tvorí medzi dvoma nekovmi.
Elektrónová hustota takejto väzby sa posúva smerom k elektronegatívnejšiemu atómu, čo vedie k vzniku čiastočného záporného náboja (delta mínus) a čiastočného kladného náboja (delta plus) na menej elektronegatívny atóm
C Cl C O C N O H C Mg .
Smer posunu elektrónov je tiež označený šípkou:
C2CI, C20, C12N, C16Mg.
Čím väčší je rozdiel v elektronegativite viazaných atómov, tým vyššia je polarita väzby a tým väčší je jej dipólový moment. Dodatočné príťažlivé sily pôsobia medzi protiľahlými v čiastkových nábojoch. Preto čím je polárnejšia väzba, tým je silnejšia.
Okrem toho polarizovateľnosť kovalentná väzba má majetok sýtosť - schopnosť atómu vytvárať toľko kovalentných väzieb, koľko má energeticky dostupných atómových orbitálov. Treťou vlastnosťou kovalentnej väzby je jej zameranie.
3.3.2 Iónová väzba. Hnacou silou pri jeho vzniku je rovnaká ašpirácia atómov na schránku okteta. Ale v mnohých prípadoch môže takáto „oktetová“ škrupina vzniknúť iba pri prenose elektrónov z jedného atómu na druhý. Preto sa spravidla vytvára kovová a nekovová iónová väzba.
Zoberme si ako príklad reakciu medzi atómami sodíka (3s 1) a fluóru (2s 2 3s 5). Rozdiel elektronegativity v zlúčenine NaF
EO \u003d 4,0 - 0,93 \u003d 3,07
Sodík, ktorý dostal svoj 3s1-elektrón na fluór, sa stáva iónom Na + a zostáva v obale naplnenom 2s 2 2p6, čo zodpovedá elektronickej konfigurácii atómu neónu. Fluór získava úplne rovnakú elektronickú konfiguráciu prijatím jedného elektrónu darovaného sodíkom. Výsledkom je, že medzi opačne nabitými iónmi existujú sily elektrostatického priťahovania.
Iónová väzba - extrémny prípad polárnej kovalentnej väzby na základe elektrostatickej príťažlivosti iónov. Takáto väzba nastáva, keď existuje veľký rozdiel v elektronegativitách viazaných atómov (EO\u003e 2), keď sa menej elektronegatívny atóm takmer úplne vzdá svojich valenčných elektrónov a premení sa na katión a pripojí sa ďalší, elektronegatívnejší atóm. tieto elektróny a stáva sa aniónom. Interakcia iónov opačného znamienka nezávisí od smeru a Coulombove sily nemajú vlastnosť nasýtenia. Kvôli tomu iónové spojenie nemá priestorové zameranie a sýtosť , pretože každý ión je spojený s určitým počtom protiiónov (koordinačné číslo iónu). Preto iónovo viazané zlúčeniny nemajú molekulárnu štruktúru a sú to pevné látky, ktoré tvoria iónové kryštálové mriežky, s vysokými bodmi topenia a varu, sú vysoko polárne, často slané a vo vodných roztokoch elektricky vodivé. Napríklad MgS, NaCl, A203. Zlúčeniny s čisto iónovými väzbami prakticky neexistujú, pretože vždy zostáva určitý podiel kovalencie kvôli skutočnosti, že nie je pozorovaný úplný prechod jedného elektrónu na druhý atóm; vo väčšine „iónových“ látok podiel väzobnej ionicity nepresahuje 90%. Napríklad v NaF je polarizácia väzby asi 80%.
V organických zlúčeninách sú iónové väzby pomerne zriedkavé, pretože atóm uhlíka nemá sklon strácať alebo získavať elektróny za vzniku iónov.
Valencia prvky v zlúčeninách s iónovými väzbami sú veľmi často charakterizované oxidačný stav , čo zase zodpovedá veľkosti náboja iónu prvku v danej zlúčenine.
Oxidačný stav je podmienený náboj, ktorý atóm získa v dôsledku prerozdelenia hustoty elektrónov. Kvantitatívne je charakterizovaný počtom posunutých elektrónov od menej elektronegatívneho prvku k viac elektronegatívnemu. Kladne nabitý ión sa vytvorí z prvku, ktorý daroval svoje elektróny, a záporný ión sa vytvorí z prvku, ktorý prijal tieto elektróny.
Prvok nachádzajúci sa v najvyšší oxidačný stav (maximálne pozitívny), sa už vzdal všetkých svojich valenčných elektrónov nachádzajúcich sa v AVZ. A keďže ich počet je určený počtom skupín, v ktorých sa prvok nachádza, potom najvyšší oxidačný stav pre väčšinu prvkov a bude sa rovnať číslo skupiny ... Znepokojujúce najnižší oxidačný stav (maximálna záporná), potom sa objaví počas tvorby osem-elektrónového obalu, to znamená v prípade, keď je AVZ úplne naplnený. Pre nekovy počíta sa podľa vzorca Číslo skupiny - 8 ... Pre kovy rovná sa nula , pretože nemôžu prijímať elektróny.
Napríklad AVZ síry má formu: 3s 2 3p 4. Ak atóm daruje všetky elektróny (šesť), získa najvyšší oxidačný stav +6 sa rovná číslu skupiny VI , ak to trvá dva, potrebné na dokončenie stabilnej škrupiny, potom získa najnižší oxidačný stav –2 rovná Číslo skupiny - 8 \u003d 6 - 8 \u003d –2.
3.3.3 Kovová väzba. Väčšina kovov má niekoľko všeobecných vlastností, ktoré sa líšia od vlastností iných látok. Tieto vlastnosti sú relatívne vysoké teploty topenia, schopnosť odrážať svetlo, vysoká teplota a elektrická vodivosť. Tieto vlastnosti sú vysvetlené existenciou špeciálneho typu interakcie v kovoch – kovové spojenie.
V súlade s pozíciou v periodickej tabuľke majú atómy kovov malý počet valenčných elektrónov, ktoré sú dosť slabo viazané na svoje jadrá a dajú sa od nich ľahko oddeliť. Vo výsledku sa v kryštálovej mriežke kovu objavia kladne nabité ióny, lokalizované v určitých polohách kryštálovej mriežky, a veľké množstvo delokalizovaných (voľných) elektrónov, ktoré sa pohybujú relatívne voľne v poli pozitívnych centier a uskutočňujú väzba medzi všetkými atómami kovu v dôsledku elektrostatickej príťažlivosti.
Toto je dôležitý rozdiel medzi kovovými väzbami a kovalentnými väzbami, ktoré majú striktnú orientáciu v priestore. Väzbové sily v kovoch nie sú lokalizované a nie sú nasmerované a voľné elektróny, tvoriace „elektrónový plyn“, spôsobujú vysokú tepelnú a elektrickú vodivosť. Preto v tomto prípade nie je možné hovoriť o smere väzieb, pretože valenčné elektróny sú distribuované takmer rovnomerne po kryštáli. To vysvetľuje napríklad plasticitu kovov, t.j. možnosť premiestnenia iónov a atómov v ľubovoľnom smere.
3.3.4 Väzba darca-príjemca. Okrem mechanizmu tvorby kovalentnej väzby, podľa ktorého pri interakcii dvoch elektrónov vzniká spoločný elektrónový pár, existuje aj špeciálny mechanizmus darca-príjemca ... Spočíva v tom, že sa vytvorí kovalentná väzba v dôsledku prechodu už existujúceho (nezdieľaného) elektrónového páru darca (dodávateľ elektrónov) pre všeobecné použitie darcu a akceptor (dodávateľ voľného atómového orbitálu).
Po vytvorení sa nelíši od kovalentného. Mechanizmus donor-akceptor dobre ilustruje schéma tvorby amónneho iónu (obrázok 9) (hviezdičky označujú elektróny vonkajšej úrovne atómu dusíka):
Obrázok 9 - Schéma tvorby amónneho iónu
Elektronický vzorec ABZ atómu dusíka je 2s 2 2p 3, to znamená, že má tri nepárové elektróny, ktoré vstupujú do kovalentnej väzby s tromi atómami vodíka (1s 1), z ktorých každý má jeden valenčný elektrón. V tomto prípade sa vytvorí molekula amoniaku NH3, v ktorej je zadržaný osamelý elektrónový pár dusíka. Ak sa k tejto molekule priblíži vodíkový protón (1 s 0), ktorý nemá elektróny, potom dusík prevedie svoj pár elektrónov (donor) na tento atómový vodíkový orbitál (akceptor), čo povedie k tvorbe amónneho iónu. V ňom je každý atóm vodíka viazaný na atóm dusíka spoločným elektrónovým párom, z ktorých jeden je realizovaný podľa mechanizmu donor-akceptor. Je dôležité si to uvedomiť komunikácia H-Ntvorené rôznymi mechanizmami nemajú žiadne rozdiely vo vlastnostiach. Tento jav je spôsobený skutočnosťou, že v okamihu vytvorenia väzby menia orbitaly 2s– a 2p– elektrónov atómu dusíka svoj tvar. Vo výsledku sa objavia štyri orbitaly presne rovnakého tvaru.
Donormi sú zvyčajne atómy s veľkým počtom elektrónov, ktoré však majú malý počet nespárovaných elektrónov. Pre prvky obdobia II. Je takáto možnosť, okrem atómu dusíka, k dispozícii pre kyslík (dva voľné páry) a pre fluór (tri voľné páry). Napríklad vodíkový ión H + vo vodných roztokoch nikdy nie je vo voľnom stave, pretože hydróniový ión H30 + je vždy tvorený z molekúl vody H20 a H + iónu. Hydróniový ión je prítomný vo všetkých vodných roztokoch , aj keď pre jednoduchosť písania je zachovaný symbol H +.
3.3.5 Vodíková väzba. Atóm vodíka viazaný na silne elektronegatívny prvok (dusík, kyslík, fluór atď.), Ktorý na seba „ťahá“ spoločný elektrónový pár, chýbajú mu elektróny a získava efektívny kladný náboj. Preto je schopný interagovať s voľným párom elektrónov iného elektronegatívneho atómu (ktorý získava efektívny záporný náboj) rovnakého (intramolekulárna väzba) alebo inej molekuly (intermolekulárna väzba). Výsledok je vodíková väzba , čo je graficky označené bodkami:
Táto väzba je oveľa slabšia ako iné chemické väzby (energia jej tvorby je 10 – 40 kJ / mol) a má hlavne čiastočne elektrostatický, čiastočne donor-akceptorový charakter.
Vodíková väzba hrá mimoriadne dôležitú úlohu v biologických makromolekulách, ako sú anorganické zlúčeniny ako H20, H2F2, NH3. Napríklad väzby О - Н v Н 2 О majú zreteľný polárny charakter s prebytkom záporného náboja – na atóme kyslíka. Atóm vodíka naopak získava malý kladný náboj + a môže interagovať s voľnými pármi elektrónov atómu kyslíka susednej molekuly vody.
Interakcia medzi molekulami vody sa ukáže byť dostatočne silná na to, aby aj vo vodnej pare existovali diméry a triméry zloženia (H20) 2, (H20) 3 atď. V roztokoch sú dlhé reťazce asociácií nasledujúcich látok: sa môže zobraziť typ:
pretože atóm kyslíka má dva voľné páry elektrónov.
Prítomnosť vodíkových väzieb vysvetľuje vysoké teploty varu vody, alkoholov a karboxylových kyselín. Vďaka vodíkovým väzbám je voda charakterizovaná takými vysokými bodmi topenia a varu v porovnaní s H2E (E \u003d S, Se, Te). Keby neexistovali vodíkové väzby, voda by sa topila pri –100 ° С a varila by sa pri –80 ° С. Typické prípady asociácie sa pozorujú pre alkoholy a organické kyseliny.
Vodíkové väzby môžu vznikať medzi rôznymi molekulami aj v molekule, ak táto molekula obsahuje skupiny s schopnosťami donora a akceptora. Napríklad sú to intramolekulárne vodíkové väzby, ktoré hrajú hlavnú úlohu pri tvorbe peptidových reťazcov, ktoré určujú štruktúru proteínov. H-väzby ovplyvňujú fyzikálne a chemické vlastnosti látky.
Vodíkové väzby netvoria atómy iných prvkov , pretože sily elektrostatickej príťažlivosti protiľahlých koncov dipólov polárnej väzby (O-H, N-H atď.) sú dosť slabé a pôsobia iba na krátke vzdialenosti. Vodík s najmenším polomerom atómu umožňuje, aby sa také dipóly priblížili k sebe navzájom, aby bolo možné pozorovať príťažlivé sily. Žiadny iný prvok s veľkým atómovým polomerom nie je schopný vytvárať také väzby.
3.3.6 Sily intermolekulárnych interakcií (van der Waalsove sily). V roku 1873 holandský vedec I. Van der Waals naznačil, že existujú sily, ktoré spôsobujú príťažlivosť medzi molekulami. Tieto sily sa neskôr nazvali van der Waalsove sily. – najuniverzálnejší typ intermolekulárnej väzby. Energia van der Waalsovej väzby je menšia ako vodíkovej väzby a je 2–20 kJ / ∙ mol.
V závislosti od spôsobu pôvodu sa sily rozdelia na:
1) orientačné (dipól-dipól alebo ión-dipól) - vyskytujú sa medzi polárnymi molekulami alebo medzi iónmi a polárnymi molekulami. Keď sa polárne molekuly priblížia k sebe, sú orientované takým spôsobom, že pozitívna strana jedného dipólu je orientovaná k negatívnej strane druhého dipólu (obrázok 10).
|
Obrázok 10 - Orientačná interakcia |
||||
2) indukcia (dipólom indukovaný dipól alebo iónom indukovaný dipól) - vznikajú medzi polárnymi molekulami alebo iónmi a nepolárnymi molekulami, ale sú schopné polarizácie. Dipóly môžu pôsobiť na nepolárne molekuly a meniť ich na označené (smerované) dipóly. (Obrázok 11).
|
Obrázok 11 - Induktívna interakcia |
||||
3) disperzné (indukovaný dipól - indukovaný dipól) - vznikajú medzi nepolárnymi molekulami schopnými polarizácie. V ktorejkoľvek molekule alebo atóme vzácneho plynu nastávajú výkyvy elektrickej hustoty, v dôsledku čoho sa objavujú okamžité dipóly, ktoré následne indukujú okamžité dipóly v susedných molekulách. Pohyb okamžitých dipólov sa koordinuje, ich vzhľad a rozpad sa vyskytujú synchrónne. V dôsledku interakcie okamžitých dipólov klesá energia systému (obrázok 12).
|
Obrázok 12 - Disperzná interakcia |
|||||||
7.11. Štruktúra látok s kovalentnou väzbou
Látky, v ktorých sú všetky typy chemických väzieb prítomné iba kovalentné, sú rozdelené do dvoch nerovnakých skupín: molekulárne (veľmi) a nemolekulárne (oveľa menej).
Kryštály tuhých molekulárnych látok pozostávajú zo slabo prepojených síl medzimolekulovej interakcie molekúl. Takéto kryštály nemajú vysokú pevnosť a tvrdosť (pamätajte na ľad alebo cukor). Majú tiež nízke teploty topenia a teploty varu (pozri tabuľku 22).
Tabuľka 22. Teploty topenia a varu niektorých molekulárnych látok
Látka |
Látka |
||||
| H 2 | – 259 | – 253 | Br 2 | – 7 | 58 |
| N 2 | – 210 | – 196 | H20 | 0 | 100 |
| HCl | – 112 | – 85 | P 4 | 44 | 257 |
| NH3 | – 78 | – 33 | C 10 H 8 (naftalén) | 80 | 218 |
| SO 2 | – 75 | – 10 | S 8 | 119 |
Na rozdiel od svojich molekulárnych náprotivkov tvoria nemolekulárne látky s kovalentnou väzbou veľmi tvrdé kryštály. Diamantové kryštály (najtvrdšia látka) sú tohto typu.
V diamantovom kryštáli (obr. 7.5) je každý atóm uhlíka naviazaný na ďalšie štyri atómy uhlíka jednoduchými kovalentnými väzbami (sp3-hybridizácia). Atómy uhlíka tvoria trojrozmerný rámec. Celý diamantový kryštál je v podstate jedna obrovská a veľmi silná molekula.
Kremíkové kryštály, ktoré sa široko používajú v rádiovej elektronike a elektronickom inžinierstve, majú rovnakú štruktúru.
Ak nahradíte polovicu atómov uhlíka v diamantu atómami kremíka bez toho, aby ste narušili štruktúru skeletu kryštálu, získate kryštál karbidu kremíka SiC - tiež veľmi tvrdú látku použitú ako abrazívny materiál. K tomuto typu kryštalickej látky patrí aj obyčajný kremenný piesok (oxid kremičitý). Kremeň je veľmi pevná látka; pod názvom „šmirgľ“ sa používa aj ako brusivo. Štruktúru kremeňa je ľahké získať, ak sa do kryštálu kremíka vložia atómy kyslíka medzi každé dva atómy kremíka. V tomto prípade bude každý atóm kremíka spojený so štyrmi atómami kyslíka a každý atóm kyslíka - s dvoma atómami kremíka.
Kryštály diamantu, kremíka, kremeňa a podobných štruktúr sa nazývajú atómové kryštály.
Atómový kryštál - kryštál pozostávajúci z atómov jedného alebo viacerých prvkov spojených chemickými väzbami.
Chemická väzba v atómovom kryštáli môže byť kovalentná alebo kovová.
Ako už viete, akýkoľvek atómový kryštál, podobne ako iónový, je obrovská „supermolekula“. Nie je možné napísať štruktúrny vzorec takejto „supermolekuly“ - môžete zobraziť iba jej fragment, napríklad:
Na rozdiel od molekulárnych látok patria látky, ktoré tvoria atómové kryštály, medzi najodolnejšie (pozri tabuľku 23.).
Tabuľka 23. Teploty topenia a teploty varu niektorých nemolekulárnych látoks kovalentné väzby
Takéto vysoké teploty topenia sú celkom pochopiteľné, ak si uvedomíme, že pri topení týchto látok sa nerozbíjajú slabé medzimolekulové väzby, ale silné chemické väzby. Z rovnakého dôvodu sa veľa látok, ktoré tvoria atómové kryštály, pri zahrievaní neroztopí, ale rozkladajú sa alebo okamžite prechádzajú do stavu pary (vznešeného), napríklad grafit sublimuje pri 3700 ° C.
| Kremík - Si. Veľmi tvrdé, krehké kryštály kremíka majú podobný vzhľad ako kovové, avšak sú nekovové. Podľa druhu elektrickej vodivosti patrí táto látka k polovodičom, čo určuje jej obrovský význam v modernom svete. Kremík je najdôležitejším polovodičovým materiálom. Rádiá, televízory, počítače, moderné telefóny, elektronické hodiny, solárne batérie a mnoho ďalších domácich a priemyselných spotrebičov obsahujú ako najdôležitejšie konštrukčné prvky tranzistory, mikroobvody a fotobunky vyrobené z vysoko čistých kremíkových monokryštálov. Technický kremík sa používa pri výrobe ocele a metalurgii farebných kovov. Podľa svojich chemických vlastností je kremík pomerne inertná látka, reaguje iba pri vysokých teplotách Oxid kremičitý - SiO 2. Ďalším názvom tejto látky je oxid kremičitý. Oxid kremičitý sa prirodzene vyskytuje v dvoch formách: kryštalickej a amorfnej. Mnoho polodrahokamov a polodrahokamov sú odrody kryštalického oxidu kremičitého (kremeňa): kamenný krištáľ, jaspis, chalcedón, achát. a opál je amorfná forma oxidu kremičitého. Kremeň je v prírode veľmi rozšírený, pretože duny v púšťach a piesočiskách riek a morí sú všetko kremenný piesok. Kremeň je bezfarebná kryštalická, veľmi tvrdá a žiaruvzdorná látka. Z hľadiska tvrdosti je horší ako diamant a korund, ale napriek tomu sa často používa ako abrazívny materiál. Kremenný piesok je široko používaný v priemysle stavieb a stavebných materiálov. Kremenné sklo sa používa na výrobu laboratórneho skla a vedeckých prístrojov, pretože pri náhlej zmene teploty nepraská. Podľa ich chemické vlastnosti oxid kremičitý je kyslý oxid, ale s alkáliami reaguje až po fúzii. Kedy vysoké teploty z oxidu kremičitého a grafitu dostanú karbid kremíka - karborundum. Karborundum je druhou najtvrdšou látkou po diamantoch; používa sa tiež na výrobu brúsnych kotúčov a „brúsneho papiera“. |
7.12. Polarita kovalentnej väzby. Elektronegativita
Pripomeňme, že izolované atómy rôznych prvkov majú rôznu tendenciu dávať aj prijímať elektróny. Tieto rozdiely pretrvávajú aj po vytvorení kovalentnej väzby. To znamená, že atómy niektorých prvkov majú tendenciu priťahovať elektrónový pár kovalentnej väzby silnejší ako atómy iných prvkov.
Zvážte molekulu HCl.
Na tomto príklade sa pozrime, ako môžete odhadnúť posun oblaku elektrónových väzieb pomocou energií a prostriedkov molárnej ionizácie na elektrón. 1312 kJ / mol a 1251 kJ / mol - rozdiel je nevýznamný, asi 5%. 73 kJ / mol a 349 kJ / mol - tu je rozdiel oveľa väčší: elektrónová afinitná energia atómu chlóru je takmer päťnásobná ako atóm vodíka. Môžeme teda dospieť k záveru, že elektrónový pár kovalentnej väzby v molekule chlorovodíka je z veľkej časti posunutý smerom k atómu chlóru. Inými slovami, väzbové elektróny trávia viac času v blízkosti atómu chlóru ako v blízkosti atómu vodíka. Takéto nerovnomerné rozloženie hustoty elektrónov vedie k redistribúcii elektrických nábojov vo vnútri molekuly.Na atómoch sa objavujú čiastočné (prebytočné) náboje; na atóme vodíka - pozitívny a na atóme chlóru - negatívny.
V takom prípade sa hovorí, že väzba je polarizovaná a samotná väzba sa nazýva polárna kovalentná väzba.
Ak elektrónový pár kovalentnej väzby nie je vytesnený na žiadny z viazaných atómov, to znamená, že väzbové elektróny rovnako patria k viazaným atómom, potom sa takáto väzba nazýva nepolárna kovalentná väzba.
Uplatňuje sa aj pojem „formálny náboj“ v prípade kovalentnej väzby. Iba v definícii by sme nemali hovoriť o iónoch, ale o atómoch. Všeobecne možno uviesť nasledujúcu definíciu.
V molekulách, v ktorých boli kovalentné väzby tvorené iba mechanizmom výmeny, sa formálne náboje atómov rovnajú nule. Takže v molekule HCl sú formálne náboje na atómoch chlóru aj vodíka rovné nule. V dôsledku toho sa v tejto molekule skutočné (efektívne) náboje na atómoch chlóru a vodíka rovnajú čiastočným (prebytočným) nábojom.
Nie je vždy ľahké určiť znamienko parciálneho náboja na atóme jedného alebo druhého prvku v molekule z molárnych ionizačných energií a afinity k elektróde, to znamená odhadnúť, v akom smere sú páry elektrónových väzieb posunuté. Zvyčajne sa na tieto účely používa ešte jedna energetická charakteristika atómu - elektronegativita.
V súčasnosti neexistuje jediné, všeobecne akceptované označenie pre elektronegativitu. Môžete ho označiť písmenami E / O. Taktiež ešte neexistuje jediná všeobecne akceptovaná metóda výpočtu elektronegativity. Zjednodušene ju môžeme reprezentovať ako polovičný súčet energií molárnej ionizácie a elektrónovej afinity - to bola jedna z prvých metód jej výpočtu.
Absolútne hodnoty elektronegatívností atómov rôznych prvkov sa používajú veľmi zriedka. Častejšie sa používa relatívna elektronegativita, ktorá sa označuje písmenom c. Spočiatku bola táto hodnota definovaná ako pomer elektronegativity atómu daného prvku k elektronegativite atómu lítia. Následne sa mierne zmenili metódy jeho výpočtu.
Relatívna elektronegativita je bezrozmerná veličina. Jeho hodnoty sú uvedené v prílohe 10.
Pretože relatívna elektronegativita závisí predovšetkým od ionizačnej energie atómu (energia afinity k elektrónu je vždy oveľa menšia), potom sa v systéme chemických prvkov mení približne rovnako ako ionizačná energia, tj. sa zvyšuje diagonálne z cézia (0,86) na fluór (4,10). Hodnoty relatívnej elektronegativity hélia a neónov uvedené v tabuľke nemajú žiadny praktický význam, pretože tieto prvky netvoria zlúčeniny.
Pomocou tabuľky elektronegativity možno ľahko určiť, v ktorom z dvoch atómov sú elektróny spájajúce tieto atómy premiestnené, a teda aj znaky čiastočných nábojov vznikajúcich na týchto atómoch.
| H20 | Spojenie je polárne | |||
| H 2 | Atómy sú rovnaké | H - H | Nepolárna komunikácia | |
| CO 2 | Spojenie je polárne | |||
| Cl 2 | Atómy sú rovnaké | Cl - Cl | Nepolárna komunikácia | |
| H 2 S | Spojenie je polárne |
Teda v prípade vytvorenia kovalentnej väzby medzi atómami rôznych prvkov bude takáto väzba vždy polárna a v prípade vytvorenia kovalentnej väzby medzi atómami jedného prvku (v jednoduchých látkach), väzba je vo väčšine prípadov nepolárna.
Čím väčší je rozdiel medzi elektronegativitami viazaných atómov, tým je polárnejšia kovalentná väzba medzi týmito atómami.
| Sírovodík H2S - bezfarebný plyn s charakteristickým zápachom po zhnitom vajci; jedovatý. Je tepelne nestabilný a pri zahrievaní sa rozkladá. Sírovodík je slabo rozpustný vo vode, jeho vodný roztok sa nazýva kyselina sírovodíková. Sírovodík vyvoláva (katalyzuje) koróziu kovov, práve tento plyn je „vinný“ za stmavnutie striebra. V prírode sa nachádza v niektorých minerálnych vodách. V procese života ho tvoria niektoré baktérie. Sírovodík je škodlivý pre všetko živé. Vrstva sírovodíka sa nachádza v hlbinách Čierneho mora a vyvoláva obavy vedcov: život morský život je neustále pod hrozbou. |
POLAROVÝ KOVALENTNÝ PAPIER, NEPOLÁRNY KOVALENTNÝ PAPIER, ABSOLÚTNA ELEKTRICKÁ NEGATIVITA, RELATÍVNA ELEKTRICKÁ NEGATIVITA.
1. Pokusy a následné výpočty ukázali, že efektívny náboj kremíka v tetrafluoride kremičitom je +1,64 e a xenón v xenón hexafluoride je +2,3 e. Stanovte hodnoty parciálneho náboja na atómoch fluóru v týchto zlúčeninách. 2. Vytvorte štruktúrne vzorce nasledujúcich látok a pomocou označení „“ a „“ charakterizujte polaritu kovalentných väzieb v molekulách týchto zlúčenín: a) CH4, CCI4, SiCl4; b) H20, H2S, H2Se, H2Te; c) NH3, NF3, NCI3; d) S02, Cl20, Z 2.
3. Pomocou tabuľky elektronegativít uveďte, v ktorej zo zlúčenín je väzba polárnejšia: a) CCI4 alebo SiCl4; b) H2S alebo H20; c) NF3 alebo NCI3; d) Cl20 alebo OF2.
7.13. Mechanizmus tvorby a väzby donor-akceptor
V predchádzajúcich odsekoch ste sa podrobne oboznámili s dvoma typmi väzieb: iónovými a kovalentnými. Pripomeňme si, že iónová väzba sa vytvorí, keď sa elektrón úplne prenesie z jedného atómu na druhý. Kovalentné - keď sa nepárové elektróny naviazaných atómov socializujú.
Okrem toho existuje ďalší mechanizmus na vytvorenie spojenia. Uvažujme o tom na príklade interakcie molekuly amoniaku s molekulou fluoridu boritého:
Výsledkom je, že medzi atómami dusíka a bóru vznikajú kovalentné aj iónové väzby. V tomto prípade atóm dusíka je darcaelektrónový pár („dáva ho“ na vytvorenie väzby) a atóm bóru - akceptor(„prijíma“ to pri vytváraní väzby). Preto aj názov mechanizmu na vytvorenie takéhoto spojenia - “ darca-príjemca “.
Keď je väzba vytvorená mechanizmom donor-akceptor, vzniká kovalentná väzba aj iónová väzba.
Samozrejme, po vytvorení väzby v dôsledku rozdielu elektronegativity viazaných atómov dôjde k polarizácii väzby a objavia sa čiastočné náboje, ktoré znižujú účinné (skutočné) náboje atómov.
Pozrime sa na ďalšie príklady.
Ak je vedľa molekuly amoniaku silne polárna molekula chlorovodíka, v ktorej je na atóme vodíka značný čiastočný náboj, potom bude atóm vodíka hrať úlohu akceptora elektrónových párov. Je to 1 s-AO, aj keď nie úplne prázdny, ako v prípade atómu bóru v predchádzajúcom príklade, ale hustota elektrónov v oblaku tohto orbitálu je výrazne znížená.
Priestorová štruktúra výsledného katiónu, amónny ión NH4 je podobný štruktúre molekuly metánu, to znamená, že všetky štyri väzby N-H sú úplne rovnaké.
Tvorbu iónových kryštálov chloridu amónneho NH4CI je možné pozorovať zmiešaním plynného amoniaku s plynným chlorovodíkom:
NH3 (g) + HCl (g) \u003d NH4CI (cr)
Donorom elektrónového páru môže byť nielen atóm dusíka. Môže to byť napríklad atóm kyslíka molekuly vody. Molekula vody bude interagovať s rovnakým chlorovodíkom nasledovne:
Výsledný katión H 3 O sa volá oxóniový ióna ako čoskoro zistíte, má veľký význam v chémii.
Na záver zvážte elektronickú štruktúru molekuly CO oxidu uhoľnatého (oxid uhoľnatý):
V ňom existuje okrem troch kovalentných väzieb (trojitých väzieb) aj iónová väzba.
Podmienky pre vytvorenie väzby mechanizmom darca-príjemca:
1) prítomnosť osamelého páru valenčných elektrónov v jednom z atómov;
2) prítomnosť voľného orbitálu na valenčnej podúrovni iného atómu.
Mechanizmus vytvárania väzieb medzi donorom a akceptorom je veľmi rozšírený. Je obzvlášť častý pri tvorbe zlúčenín d-prvky. Atómy takmer všetkých d-prvky majú veľa voľných valenčných orbitálov. Preto sú aktívnymi akceptormi elektrónových párov.
MECHANIZMUS TVORBY DONORA AKCEPTORA DLHOPISU, IÓN AMONNÝ, ION OXONIUM, PODMIENKY FORMÁCIE DLHOPISU MECHANIZMOM DONORA AKCEPTORA
1. Vytvorte reakčné rovnice a vzdelávacie schémy
a) bromid amónny NH4Br z amoniaku a bromovodíka;
b) síran amónny (NH4) 2S04 z amoniaku a kyseliny sírovej.
2. Vytvorte reakčné rovnice a interakčné schémy a) vody s bromovodíkom; b) voda s kyselinou sírovou.
3. Ktoré atómy v štyroch predchádzajúcich reakciách sú donormi elektrónového páru a ktoré sú akceptormi? Prečo? Odpoveď vysvetlite pomocou diagramov valenčných podúrovní.
4. Štruktúrny vzorec kyseliny dusičnej Uhly medzi väzbami O - N - O sú blízke 120 o. Definovať:
a) typ hybridizácie atómu dusíka;
b) ktorý AO atómu dusíka sa podieľa na tvorbe väzby;
c) ktorý AO atómu dusíka sa podieľa na tvorbe p-väzby mechanizmom donor-akceptor.
Čo si myslíte, aký je približne uhol medzi väzbami H - O - N v tejto molekule? 5. Vytvorte štruktúrny vzorec kyanidového iónu CN (záporný náboj - na atóme uhlíka). Je známe, že kyanidy (zlúčeniny obsahujúce taký ión) a oxid uhoľnatý CO sú silné jedy a ich biologický účinok je veľmi blízky. Ponúknite svoje vysvetlenie blízkosti biologických účinkov.
7.14. Kovová väzba. Kovy
Kovalentná väzba sa vytvára medzi atómami, ktoré majú blízku tendenciu dávať a pripájať elektróny, iba ak sú veľkosti viazaných atómov malé. V tomto prípade je elektrónová hustota v oblasti prekrytia elektrónových mrakov významná a atómy sú pevne spojené, ako napríklad v molekule HF. Ak má aspoň jeden z viazaných atómov veľký polomer, tvorba kovalentnej väzby sa stáva menej priaznivou, pretože hustota elektrónov v prekrývajúcej sa oblasti elektrónových mračien je u veľkých atómov oveľa nižšia ako u malých. Príkladom takejto molekuly s menej silnou väzbou je molekula HI (pomocou tabuľky 21 porovnajte atomizačné energie molekúl HF a HI).
A napriek tomu medzi veľkými atómami ( r o\u003e 1.1) vznikne chemická väzba, ale v tomto prípade sa vytvorí v dôsledku socializácie všetkých (alebo časti) valenčných elektrónov všetkých viazaných atómov. Napríklad v prípade atómov sodíka všetky 3 s-elektróny týchto atómov, zatiaľ čo sa vytvorí jediný elektrónový mrak:
Atómy tvoria kryštál s kov komunikácia.
Atómy jedného prvku a atómy rôznych prvkov tak môžu navzájom komunikovať. V prvom prípade sa tvoria jednoduché látky, tzv kovy, a v druhej - komplexné látky nazývané intermetalické zlúčeniny.
Zo všetkých látok s kovovou väzbou medzi atómami v škole zverejníte iba kovy. Aká je priestorová štruktúra kovov? Kovový krištáľ sa skladá z atómové jadrápo socializácii valenčných elektrónov a elektrónový mrak socializovaných elektrónov. Atómové jadrá zvyčajne tvoria najbližší obal a elektrónový mrak zaberá celý zostávajúci voľný objem kryštálu.
Hlavné typy najhustších obalov sú kubické najbližšie balenie (KPU) a šesťhranné tesné balenie(GPU). Názvy týchto balíčkov sú spojené so symetriou kryštálov, v ktorých sú realizované. Niektoré kovy tvoria kryštály s voľným obalom - centrovaný na telo(BCC). Objemové modely a modely s guľkami a tyčinkami týchto balení sú zobrazené na obrázku 7.6.
Najbližší kubický obal tvoria atómy Cu, Al, Pb, Au a niektorých ďalších prvkov. Šesťhranný najbližší obal - atómy Be, Zn, Cd, Sc a množstvo ďalších. Kubický obal atómov zameraný na telo je prítomný v kryštáloch alkalických kovov, prvkoch skupín VB a VIB. Niektoré kovy môžu mať rôznu štruktúru pri rôznych teplotách. Dôvody takýchto rozdielov a štruktúrnych vlastností kovov stále nie sú úplne objasnené.
Po roztavení sa kovové kryštály premenia na kovové kvapaliny... V takom prípade sa druh chemickej väzby medzi atómami nemení.
Kovová väzba nemá smerovosť a sýtosť. V tomto ohľade je to podobné ako iónová väzba.
V prípade intermetalických zlúčenín môžeme hovoriť o polarizovateľnosti kovovej väzby.
Charakteristické fyzikálne vlastnosti kovy:
1) vysoká elektrická vodivosť;
2) vysoká tepelná vodivosť;
3) vysoká plasticita.
Teploty topenia rôznych kovov sa navzájom veľmi líšia: najnižšia teplota topenia je pre ortuť (-39 ° C) a najvyššia pre volfrám (3410 ° C).
| Berýlium Be - svetlošedé svetlo, pomerne tvrdé, ale zvyčajne krehké kovové. Teplota topenia 1287 o C. Na vzduchu je pokrytý oxidovým filmom. Berýlium je pomerne vzácny kov, živé organizmy v procese vývoja s ním prakticky neprichádzali do kontaktu, preto neprekvapuje, že je pre svet zvierat jedovatý. Používa sa v jadrovej technológii. Zinok Zn je mäkký kov, biely s modrastým odtieňom. Teplota topenia 420 ° C. Na vzduchu a vo vode je pokrytá tenkým hustým filmom oxid zinočnatýzabránenie ďalšej oxidácii. Pri výrobe sa používa na zinkovanie plechov, rúrok, drôtov, na ochranu železa pred koróziou. Tungsten W. Je to najviac žiaruvzdorný zo všetkých kovov: teplota topenia volfrámu je 3387 ° C. Obvykle je volfrám dosť krehký, ale po dôkladnom vyčistení sa stáva tvárny, čo vám umožní vytiahnuť z neho tenký drôt, z ktorého sú vyrobené elektrické vlákna. žiarovky sa vyrábajú. Väčšina vyrobeného volfrámu však smeruje k výrobe tvrdých a proti opotrebovaniu odolných zliatin schopných udržať si tieto vlastnosti aj pri zahriatí až na 1 000 ° C. |
KOVOVÉ, INTERMETALICKÉ SPOJE, KOVOVÉ PAPIERE, TESNÉ BALENIE.
1. Na charakterizáciu rôznych obalov sa používa pojem „faktor vyplňovania priestoru“, to znamená pomer objemu atómov k objemu kryštálu.
kde V a -objem atómu
Z je počet atómov v jednotkovej bunke,
V i- objem jednotkovej bunky.
Atómy sú v tomto prípade reprezentované tuhými guľami s polomerom Rnavzájom sa dotýkajú. Objem lopty V. w \u003d (4/3) R 3 .
Určte faktor plnenia priestoru pre balenie KPU a BCC.
2. Pomocou hodnôt kovových polomerov (príloha 9) vypočítajte veľkosť jednotkovej bunky a) medi (KPU), b) hliníka (KPU) a c) cézia (BCC).
