ENFRENKEL
Tutoría de química
Una guía para los que no saben, pero quieren aprender y entender la química.
Parte I. Elementos de Química General
(primer nivel de dificultad)
Continuación. Ver en los números 13, 18, 23/2007;
6/2008
Capítulo 4
En los capítulos anteriores de este manual, hubo discusiones sobre el hecho de que la materia está hecha de moléculas y las moléculas están hechas de átomos. ¿Alguna vez te has preguntado por qué los átomos que forman una molécula no se separan en direcciones diferentes? ¿Qué mantiene unidos a los átomos en una molécula?
los sostiene enlace químico .
Para comprender la naturaleza del enlace químico, basta con recordar un experimento físico simple. Dos bolas que cuelgan una al lado de la otra en cuerdas no "reaccionan" entre sí de ninguna manera. Pero si le das a una bola una carga positiva y a la otra una carga negativa, se atraerán entre sí. ¿No es esta la fuerza que atrae a los átomos entre sí? De hecho, los estudios han demostrado que el enlace quimico es de naturaleza electrica.
¿De dónde vienen las cargas en los átomos neutros?
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Al describir la estructura de los átomos, se demostró que todos los átomos, con la excepción de los átomos de gases nobles, tienden a ganar o ceder electrones. La razón es la formación de un nivel externo estable de ocho electrones (como en los gases nobles). Al recibir o emitir electrones, surgen cargas eléctricas y, como resultado, la interacción electrostática de las partículas. Así es como enlace iónico , es decir. conexión entre iones.
Los iones son partículas cargadas estables que se forman como resultado de recibir o emitir electrones.
Por ejemplo, en la reacción participan un átomo de un metal activo y un no metal activo:
En este proceso, un átomo de metal (sodio) cede electrones:
a) ¿Es estable tal partícula?
b) ¿Cuántos electrones quedan en el átomo de sodio?
c) ¿Esta partícula tendrá carga?
Así, en este proceso se formó una partícula estable (8 electrones en el nivel exterior), que tiene carga, porque el núcleo del átomo de sodio todavía tiene una carga de +11 y los electrones restantes tienen una carga neta de -10. Por lo tanto, la carga del ion sodio es +1. Un resumen de este proceso se ve así:
¿Qué le sucede al átomo de azufre? Este átomo acepta electrones hasta que se completa el nivel exterior:
Un simple cálculo muestra que esta partícula tiene carga:
Los iones con carga opuesta se atraen, lo que da como resultado un enlace iónico y una "molécula iónica":
Hay otras formas de formar iones, que se discutirán en el Capítulo 6.
Formalmente, esta composición molecular se atribuye al sulfuro de sodio, aunque una sustancia formada por iones tiene aproximadamente la siguiente estructura (Fig. 1):
De este modo, ¡Las sustancias que consisten en iones no contienen moléculas individuales! En este caso, solo podemos hablar de una "molécula iónica" condicional.
Tarea 4.1. Muestre cómo se produce la transición de electrones cuando se produce un enlace iónico entre átomos:
a) calcio y cloro;
b) aluminio y oxígeno.
¡Recuerda! Un átomo de metal dona electrones externos; el átomo no metálico acepta los electrones faltantes.
Conclusión. Un enlace iónico, según el mecanismo descrito anteriormente, se forma entre los átomos de los metales activos y los no metales activos.
Los estudios, sin embargo, muestran que la transición completa de electrones de un átomo a otro no siempre ocurre. Muy a menudo, un enlace químico no se forma al dar y recibir electrones, sino como resultado de la formación de pares de electrones comunes*. Tal conexión se llama covalente .
El enlace covalente se produce debido a la formación de pares de electrones comunes.. Este tipo de enlace se forma, por ejemplo, entre átomos de no metales. Entonces, se sabe que la molécula de nitrógeno consta de dos átomos: N 2. ¿Cómo surge un enlace covalente entre estos átomos? Para responder a esta pregunta, es necesario considerar la estructura del átomo de nitrógeno:
Pregunta. ¿Cuántos electrones faltan antes de que se complete el nivel exterior?
Respuesta: Faltan tres electrones. Por lo tanto, denotando cada electrón del nivel exterior con un punto, obtenemos:
Pregunta. ¿Por qué se indican tres electrones con puntos simples?
Respuesta: El punto es que queremos mostrar la formación de pares comunes de electrones. Un par son dos electrones. Tal par ocurre, en particular, si cada átomo contribuye con un electrón para formar un par. Al átomo de nitrógeno le faltan tres electrones para completar su nivel exterior. Esto significa que debe “preparar” tres electrones individuales para la formación de futuros pares (Fig. 2).
Recibió fórmula electrónica de la molécula nitrógeno, que muestra que cada átomo de nitrógeno ahora tiene ocho electrones (seis de ellos están encerrados en un óvalo más 2 de sus electrones); tres pares comunes de electrones aparecieron entre los átomos (la intersección de los círculos).
Cada par de electrones corresponde a un enlace covalente.¿Cuántos enlaces covalentes hay? Tres. Cada enlace (cada par común de electrones) se mostrará con un guión (trazo de cuerda):
Sin embargo, todas estas fórmulas no dan respuesta a la pregunta: ¿qué une a los átomos durante la formación de un enlace covalente? La fórmula electrónica muestra que un par común de electrones se encuentra entre los átomos. En esta región del espacio surge un exceso de carga negativa. Y los núcleos de los átomos, como saben, tienen carga positiva. Por lo tanto, los núcleos de ambos átomos son atraídos por una carga negativa común, que surgió debido a los pares de electrones comunes (más precisamente, la intersección de las nubes de electrones) (Fig. 3).
¿Puede existir tal enlace entre diferentes átomos? Quizás. Deje que el átomo de nitrógeno interactúe con los átomos de hidrógeno:
La estructura del átomo de hidrógeno muestra que el átomo tiene un electrón. ¿Cuántos átomos de este tipo deben tomarse para que el átomo de nitrógeno "obtenga lo que quiere": tres electrones? Obviamente tres átomos de hidrógeno
(Fig. 4):
Cruz en la fig. 4 denota los electrones del átomo de hidrógeno. La fórmula electrónica de la molécula de amoníaco muestra que el átomo de nitrógeno tiene ocho electrones, y cada átomo de hidrógeno tiene dos electrones (y no puede haber más en el primer nivel de energía).
La fórmula gráfica muestra que el átomo de nitrógeno tiene una valencia de tres (tres guiones, o tres trazos de valencia), y cada átomo de hidrógeno tiene una valencia de uno (un guión cada uno).
Aunque las moléculas de N 2 y NH 3 contienen el mismo átomo de nitrógeno, los enlaces químicos entre los átomos difieren entre sí. En la molécula de nitrógeno N 2 se forman enlaces químicos átomos idénticos, por lo que los pares comunes de electrones están en el medio entre los átomos. Los átomos permanecen neutrales. Este enlace químico se llama no polar .
En la molécula de amoníaco NH 3, se forma un enlace químico. átomos diferentes. Por lo tanto, uno de los átomos (en este caso, el átomo de nitrógeno) atrae con más fuerza un par común de electrones. Los pares comunes de electrones se desplazan hacia el átomo de nitrógeno, y surge una pequeña carga negativa en él, y surge una carga positiva en el átomo de hidrógeno, surgieron polos eléctricos: un enlace polar (Figura 5).
La mayoría de las sustancias construidas con la ayuda de un enlace covalente consisten en moléculas individuales (Fig. 6).
De la fig. 6 se puede ver que hay enlaces químicos entre átomos, pero entre moléculas están ausentes o son insignificantes.
El tipo de enlace químico afecta las propiedades de una sustancia, su comportamiento en soluciones. Entonces, cuanto más, más significativa es la atracción entre las partículas, más difícil es separarlas y más difícil es transferir una sustancia sólida a un estado gaseoso o líquido. Intente determinar en el diagrama a continuación, entre qué partículas la fuerza de interacción es mayor y qué enlace químico se forma en este caso (Fig. 7).
Si lees con atención el capítulo, tu respuesta será la siguiente: la máxima interacción entre partículas se da en el caso del I (enlace iónico). Por lo tanto, todas esas sustancias son sólidas. La interacción más pequeña entre partículas sin carga (caso III - enlace covalente no polar). Estas sustancias suelen ser gases.
Tarea 4.2. Determine qué enlace químico se lleva a cabo entre los átomos en las sustancias: NaCl, Hcl, Cl 2, AlCl 3, H 2 O. Dé una explicación.
Tarea 4.3. Componga fórmulas electrónicas y gráficas para aquellas sustancias de la tarea 4.2 en las que ha determinado la presencia de un enlace covalente. Para un enlace iónico, elabore esquemas de transición de electrones.
Capítulo 5
No hay persona en la Tierra que no vea soluciones. ¿Y qué es eso?
Una solución es una mezcla homogénea de dos o más componentes (componentes o sustancias).
¿Qué es una mezcla homogénea? La homogeneidad de una mezcla implica que entre sus sustancias constituyentes sin interfaz. En este caso, es imposible, al menos visualmente, determinar cuántas sustancias formaron una mezcla dada. Por ejemplo, mirando el agua del grifo en un vaso, es difícil suponer que, además de las moléculas de agua, contiene una docena más de iones y moléculas (O 2, CO 2, Ca 2+, etc.). Y ningún microscopio ayudará a ver estas partículas.
Pero la ausencia de una interfaz no es el único signo de homogeneidad. en una mezcla homogénea la composición de la mezcla en cualquier punto es la misma. Por lo tanto, para obtener una solución, es necesario mezclar bien los componentes (sustancias) que la forman.
Las soluciones pueden tener un estado de agregación diferente:
Soluciones gaseosas (por ejemplo, aire, una mezcla de gases O 2, N 2, CO 2, Ar);
Soluciones líquidas (p. ej., colonia, jarabe, salmuera);
Soluciones sólidas (por ejemplo, aleaciones).
Una de las sustancias que forman una solución se llama solvente. El solvente tiene el mismo estado de agregación que la solución. Entonces, para soluciones líquidas, es un líquido: agua, aceite, gasolina, etc. Muy a menudo, en la práctica se utilizan soluciones acuosas. Se discutirán más adelante (a menos que se haga una reserva apropiada).
¿Qué sucede cuando diferentes sustancias se disuelven en agua? ¿Por qué algunas sustancias se disuelven bien en agua y otras no? ¿Qué determina la solubilidad, la capacidad de una sustancia para disolverse en agua?
Imagina que se coloca un trozo de azúcar en un vaso de agua tibia. Se acostó, disminuyó de tamaño y... desapareció. ¿Dónde? ¿Se viola realmente la ley de conservación de la materia (su masa, energía)? No. Toma un sorbo de la solución resultante y verás que el agua es dulce, el azúcar no ha desaparecido. Pero ¿por qué no se ve?
El hecho es que en el curso de la disolución, se produce la trituración (molienda) de la sustancia. En este caso, el terrón de azúcar se dividió en moléculas, pero no las podemos ver. Sí, pero ¿por qué el azúcar que está sobre la mesa no se descompone en moléculas? ¿Por qué también desaparece un trozo de margarina sumergido en agua? Sino porque la trituración del soluto ocurre bajo la acción de un solvente, como el agua. Pero el solvente podrá "jalar" el cristal, el sólido en moléculas, si puede "aferrarse" a estas partículas. En otras palabras, cuando se disuelve una sustancia, debe haber interacción entre una sustancia y un disolvente.
¿Cuándo es posible tal interacción? Solo en el caso de que la estructura de las sustancias (tanto solubles como solventes) sea similar, similar. La regla de los alquimistas se conoce desde hace mucho tiempo: "lo similar se disuelve en lo similar". En nuestros ejemplos, las moléculas de azúcar son polares y existen ciertas fuerzas de interacción entre ellas y las moléculas polares de agua. Tales fuerzas están ausentes entre las moléculas de grasa no polares y las moléculas de agua polares. Por lo tanto, las grasas no se disuelven en agua. De este modo, la solubilidad depende de la naturaleza del soluto y del solvente.
Como resultado de la interacción entre el soluto y el agua, se forman compuestos: hidrata. Estas pueden ser conexiones muy fuertes:
Dichos compuestos existen como sustancias individuales: bases, ácidos que contienen oxígeno. Naturalmente, durante la formación de estos compuestos, surgen fuertes enlaces químicos y se libera calor. Entonces, cuando CaO (cal viva) se disuelve en agua, se libera tanto calor que la mezcla hierve.
Pero, ¿por qué la solución resultante no se calienta cuando el azúcar o la sal se disuelven en agua? Primero, no todos los hidratos son tan fuertes como el ácido sulfúrico o el hidróxido de calcio. Hay hidratos de sal (hidratos cristalinos), que se descomponen fácilmente cuando se calientan:
En segundo lugar, durante la disolución, como ya se mencionó, tiene lugar el proceso de trituración. Y en esto se gasta energía, se absorbe calor.
Debido a que ambos procesos ocurren simultáneamente, la solución puede calentarse o enfriarse, según el proceso que domine.
Tarea 5.1. Determine qué proceso - trituración o hidratación - prevalece en cada caso:
a) al disolver ácido sulfúrico en agua, si la solución se calienta;
b) al disolver nitrato de amonio en agua, si la solución se ha enfriado;
c) cuando se disuelve cloruro de sodio en agua, si la temperatura de la solución prácticamente no ha cambiado.
Dado que la temperatura de la solución cambia durante la disolución, es natural suponer que la solubilidad depende de la temperatura. De hecho, la solubilidad de la mayoría de los sólidos aumenta con el calentamiento. La solubilidad de los gases disminuye cuando se calientan. Por lo tanto, los sólidos generalmente se disuelven en agua tibia o caliente, y las bebidas carbonatadas se almacenan en frío.
Solubilidad(capacidad de disolver) sustancias no depende de la molienda de la sustancia o de la intensidad de la mezcla. Pero elevando la temperatura, moliendo la sustancia, revolviendo la solución final, puede acelerar el proceso de disolución. Al cambiar las condiciones para obtener una solución, es posible obtener soluciones de diferentes composiciones. Naturalmente, hay un límite, alcanzado el cual, es fácil encontrar que la sustancia ya no es soluble en agua. Tal solución se llama rico. Para sustancias altamente solubles, una solución saturada contendrá mucho soluto. Entonces, una solución saturada de KNO 3 a 100 °C contiene 245 g de sal por 100 g de agua (en 345 g de solución), esto concentrado solución. Las soluciones saturadas de sustancias poco solubles contienen masas insignificantes de compuestos disueltos. Entonces, una solución saturada de cloruro de plata contiene 0,15 mg de AgCl en 100 g de agua. Esto es muy diluido solución.
Por lo tanto, si la solución contiene mucho soluto en relación con el solvente, se llama concentrada, si hay poca sustancia, diluida. Muy a menudo, sus propiedades dependen de la composición de la solución y, por lo tanto, de la aplicación.
Por lo tanto, una solución diluida de ácido acético (vinagre de mesa) se usa como condimento saborizante, y una solución concentrada de este ácido (esencia acética cuando se toma por vía oral) puede causar una quemadura fatal.
Para reflejar la composición cuantitativa de las soluciones, utilice un valor llamado fracción de masa de soluto :
dónde metro(v-va) - la masa del soluto en la solución; metro(p-ra) - la masa total de la solución que contiene el soluto y el solvente.
Entonces, si 100 g de vinagre contienen 6 g de ácido acético, entonces estamos hablando de una solución de ácido acético al 6% (esto es vinagre de mesa). Las formas de resolver problemas utilizando el concepto de fracción de masa de una sustancia disuelta se discutirán en el Capítulo 8.
Conclusiones del capítulo 5. Las soluciones son mezclas homogéneas que consisten en al menos dos sustancias, una de las cuales se llama solvente, la otra es un soluto. Cuando se disuelve, esta sustancia interactúa con el solvente, por lo que se tritura el soluto. La composición de una solución se expresa utilizando la fracción de masa del soluto en la solución.
* Estos pares de electrones ocurren en la intersección de las nubes de electrones.
Continuará
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Cada átomo tiene un cierto número de electrones.
Al entrar en reacciones químicas, los átomos donan, adquieren o socializan electrones, alcanzando la configuración electrónica más estable. La configuración con la energía más baja es la más estable (como en los átomos de gases nobles). Este patrón se llama "regla del octeto" (Fig. 1).
Arroz. una.
Esta regla se aplica a todos tipos de conexión. Los enlaces electrónicos entre átomos les permiten formar estructuras estables, desde los cristales más simples hasta biomoléculas complejas que eventualmente forman sistemas vivos. Se diferencian de los cristales en su metabolismo continuo. Sin embargo, muchas reacciones químicas proceden de acuerdo con los mecanismos transferencia electronica, que juegan un papel importante en los procesos energéticos del cuerpo.
Un enlace químico es una fuerza que mantiene unidos dos o más átomos, iones, moléculas o cualquier combinación de ellos..
La naturaleza del enlace químico es universal: es una fuerza de atracción electrostática entre electrones cargados negativamente y núcleos cargados positivamente, determinada por la configuración de los electrones en la capa externa de los átomos. La capacidad de un átomo para formar enlaces químicos se llama valencia, o estado de oxidación. El concepto de electrones de valencia- electrones que forman enlaces químicos, es decir, los situados en los orbitales de mayor energía. En consecuencia, la capa externa de un átomo que contiene estos orbitales se llama capa de valencia. En la actualidad, no basta con indicar la presencia de un enlace químico, sino que es necesario aclarar su tipo: iónico, covalente, dipolo-dipolo, metálico.
El primer tipo de conexión esiónico conexión
De acuerdo con la teoría electrónica de valencia de Lewis y Kossel, los átomos pueden lograr una configuración electrónica estable de dos maneras: primero, perdiendo electrones, convirtiéndose en cationes, en segundo lugar, adquiriéndolas, convirtiéndolas en aniones. Como resultado de la transferencia de electrones, debido a la fuerza de atracción electrostática entre iones con cargas de signo contrario, se forma un enlace químico, llamado Kossel” electrovalente(ahora llamado iónico).
En este caso, los aniones y cationes forman una configuración electrónica estable con una capa de electrones externa llena. Los enlaces iónicos típicos se forman a partir de cationes de los grupos T y II del sistema periódico y aniones de elementos no metálicos de los grupos VI y VII (16 y 17 subgrupos, respectivamente, calcógenos y halógenos). Los enlaces en los compuestos iónicos son insaturados y no direccionales, por lo que conservan la posibilidad de interacción electrostática con otros iones. En la fig. 2 y 3 muestran ejemplos de enlaces iónicos correspondientes al modelo de transporte de electrones de Kossel.
Arroz. 2.
Arroz. 3. Enlace iónico en la molécula de cloruro de sodio (NaCl)
Aquí conviene recordar algunas de las propiedades que explican el comportamiento de las sustancias en la naturaleza, en particular, considerar el concepto de ácidos y jardines.
Las soluciones acuosas de todas estas sustancias son electrolitos. Cambian de color de diferentes maneras. indicadores. El mecanismo de acción de los indicadores fue descubierto por F.V. Ostwald. Mostró que los indicadores son ácidos o bases débiles, cuyo color en los estados no disociados y disociados es diferente.
Las bases pueden neutralizar los ácidos. No todas las bases son solubles en agua (por ejemplo, algunos compuestos orgánicos que no contienen grupos -OH son insolubles, en particular, trietilamina N (C 2 H 5) 3); Las bases solubles se llaman álcalis.
Las soluciones acuosas de ácidos entran en reacciones características:
a) con óxidos metálicos - con formación de sal y agua;
b) con metales - con la formación de sal e hidrógeno;
c) con carbonatos - con la formación de sal, CO 2 y H 2 O.
Las propiedades de los ácidos y las bases están descritas por varias teorías. De acuerdo con la teoría de S.A. Arrhenius, un ácido es una sustancia que se disocia para formar iones H+ , mientras que la base forma iones ÉL- . Esta teoría no tiene en cuenta la existencia de bases orgánicas que no tienen grupos hidroxilo.
En línea con protón Según la teoría de Bronsted y Lowry, un ácido es una sustancia que contiene moléculas o iones que donan protones ( donantes protones), y la base es una sustancia formada por moléculas o iones que aceptan protones ( aceptantes protones). Tenga en cuenta que en soluciones acuosas, los iones de hidrógeno existen en forma hidratada, es decir, en forma de iones hidronio. H3O+ . Esta teoría describe reacciones no solo con agua e iones de hidróxido, sino también llevadas a cabo en ausencia de un solvente o con un solvente no acuoso.
Por ejemplo, en la reacción entre el amoníaco NUEVA HAMPSHIRE 3 (base débil) y cloruro de hidrógeno en fase gaseosa, se forma cloruro de amonio sólido, y en una mezcla en equilibrio de dos sustancias siempre hay 4 partículas, dos de las cuales son ácidos y las otras dos son bases:
Esta mezcla en equilibrio consta de dos pares conjugados de ácidos y bases:
1)NUEVA HAMPSHIRE 4+ y NUEVA HAMPSHIRE 3
2) HCl y cl ‑
Aquí, en cada par conjugado, el ácido y la base difieren en un protón. Todo ácido tiene una base conjugada. Un ácido fuerte tiene una base conjugada débil y un ácido débil tiene una base conjugada fuerte.
La teoría de Bronsted-Lowry permite explicar el papel único del agua para la vida de la biosfera. El agua, dependiendo de la sustancia que interactúa con ella, puede exhibir las propiedades de un ácido o una base. Por ejemplo, en reacciones con soluciones acuosas de ácido acético, el agua es una base y con soluciones acuosas de amoníaco, es un ácido.
1) CH3COOH + H2O ↔ H 3 O + + CH 3 TAN- . Aquí la molécula de ácido acético dona un protón a la molécula de agua;
2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + ÉL- . Aquí la molécula de amoníaco acepta un protón de la molécula de agua.
Así, el agua puede formar dos pares conjugados:
1) H2O(ácido) y ÉL- (base conjugada)
2) H 3 O+ (ácido) y H2O(base conjugada).
En el primer caso, el agua dona un protón y en el segundo lo acepta.
Tal propiedad se llama anfiprotonidad. Las sustancias que pueden reaccionar como ácidos y bases se llaman anfótero. Tales sustancias se encuentran a menudo en la naturaleza. Por ejemplo, los aminoácidos pueden formar sales tanto con ácidos como con bases. Por lo tanto, los péptidos forman fácilmente compuestos de coordinación con los iones metálicos presentes.
Por lo tanto, la propiedad característica de un enlace iónico es el desplazamiento completo de un grupo de electrones de enlace a uno de los núcleos. Esto significa que hay una región entre los iones donde la densidad electrónica es casi cero.
El segundo tipo de conexión escovalente conexión
Los átomos pueden formar configuraciones electrónicas estables al compartir electrones.
Tal enlace se forma cuando un par de electrones se comparten uno a la vez. de cadaátomo. En este caso, los electrones de enlace socializados se distribuyen por igual entre los átomos. Un ejemplo de un enlace covalente es homonuclear diatónico moléculas de H 2 , norte 2 , F 2. Los alótropos tienen el mismo tipo de enlace. O 2 y ozono O 3 y para una molécula poliatómica S 8 y también moléculas heteronucleares cloruro de hidrogeno HCl, dióxido de carbono CO 2, metano CH 4, etanol DE 2 H 5 ÉL, Hexafloruro de azufre SF 6, acetileno DE 2 H 2. Todas estas moléculas tienen los mismos electrones comunes y sus enlaces están saturados y dirigidos de la misma manera (Fig. 4).
Para los biólogos, es importante que los radios covalentes de los átomos en enlaces dobles y triples se reduzcan en comparación con un enlace simple.
Arroz. cuatro Enlace covalente en la molécula de Cl 2 .
Los tipos de enlaces iónicos y covalentes son dos casos límite de muchos tipos de enlaces químicos existentes y, en la práctica, la mayoría de los enlaces son intermedios.
Los compuestos de dos elementos ubicados en extremos opuestos del mismo o diferentes períodos del sistema de Mendeleev forman predominantemente enlaces iónicos. A medida que los elementos se acercan entre sí dentro de un período, la naturaleza iónica de sus compuestos disminuye, mientras que aumenta el carácter covalente. Por ejemplo, los haluros y óxidos de los elementos del lado izquierdo de la tabla periódica forman predominantemente enlaces iónicos ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), y los mismos compuestos de los elementos del lado derecho de la tabla son covalentes ( H2O, CO2, NH3, NO2, CH4, fenol C6H5OH, glucosa C 6 H 12 O 6, etanol C2H5OH).
El enlace covalente, a su vez, tiene otra modificación.
En los iones poliatómicos y en las moléculas biológicas complejas, ambos electrones solo pueden provenir de unaátomo. Se llama donante par de electrones Un átomo que socializa este par de electrones con un donante se llama aceptador par de electrones Este tipo de enlace covalente se llama coordinación (donante-receptor), odativo) comunicación(Figura 5). Este tipo de enlace es el más importante para la biología y la medicina, ya que la química de los elementos d más importantes para el metabolismo se describe en gran medida mediante enlaces de coordinación.
Foto. 5.
Por regla general, en un compuesto complejo, un átomo de metal actúa como aceptor de un par de electrones; por el contrario, en los enlaces iónicos y covalentes, el átomo metálico es donador de electrones.
La esencia del enlace covalente y su variedad, el enlace de coordinación, se puede aclarar con la ayuda de otra teoría de ácidos y bases, propuesta por GN. Luis. Amplió un poco el concepto semántico de los términos "ácido" y "base" según la teoría de Bronsted-Lowry. La teoría de Lewis explica la naturaleza de la formación de iones complejos y la participación de sustancias en reacciones de sustitución nucleófila, es decir, en la formación de CS.
Según Lewis, un ácido es una sustancia capaz de formar un enlace covalente al aceptar un par de electrones de una base. Una base de Lewis es una sustancia que tiene un par solitario de electrones que, al donar electrones, forma un enlace covalente con el ácido de Lewis.
Es decir, la teoría de Lewis amplía el rango de reacciones ácido-base también a reacciones en las que los protones no participan en absoluto. Además, el propio protón, según esta teoría, también es un ácido, ya que es capaz de aceptar un par de electrones.
Por tanto, según esta teoría, los cationes son ácidos de Lewis y los aniones son bases de Lewis. Las siguientes reacciones son ejemplos:
Se señaló anteriormente que la subdivisión de sustancias en iónicas y covalentes es relativa, ya que no hay una transferencia completa de un electrón desde los átomos metálicos a los átomos aceptores en las moléculas covalentes. En los compuestos con enlace iónico, cada ion se encuentra en el campo eléctrico de los iones de signo opuesto, por lo que se polarizan mutuamente y sus capas se deforman.
polarizabilidad determinado por la estructura electrónica, carga y tamaño del ion; es mayor para los aniones que para los cationes. La polarizabilidad más alta entre los cationes es para cationes de mayor carga y menor tamaño, por ejemplo, para Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Tiene un fuerte efecto polarizador. H+ . Dado que el efecto de la polarización iónica es bilateral, cambia significativamente las propiedades de los compuestos que forman.
El tercer tipo de conexión -dipolo-dipolo conexión
Además de los tipos de comunicación enumerados, también hay dipolo-dipolo intermolecular interacciones, también conocidas como Van der Waals .
La fuerza de estas interacciones depende de la naturaleza de las moléculas.
Hay tres tipos de interacciones: dipolo permanente - dipolo permanente ( dipolo-dipolo atracción); dipolo permanente - dipolo inducido ( inducción atracción); dipolo instantáneo - dipolo inducido ( dispersión atracción, o fuerzas de Londres; arroz. 6).
Arroz. 6.
Solo las moléculas con enlaces covalentes polares tienen un momento dipolo-dipolo ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), y la fuerza de unión es 1-2 debye(1D \u003d 3.338 × 10 -30 coulomb metros - C × m).
En bioquímica, se distingue otro tipo de enlace: hidrógeno conexión, que es un caso límite dipolo-dipolo atracción. Este enlace se forma por la atracción entre un átomo de hidrógeno y un pequeño átomo electronegativo, generalmente oxígeno, flúor y nitrógeno. Con átomos grandes que tienen una electronegatividad similar (por ejemplo, con cloro y azufre), el enlace de hidrógeno es mucho más débil. El átomo de hidrógeno se distingue por una característica esencial: cuando los electrones de unión se separan, su núcleo, el protón, queda expuesto y deja de estar protegido por electrones.
Por lo tanto, el átomo se convierte en un gran dipolo.
Un enlace de hidrógeno, a diferencia de un enlace de van der Waals, se forma no solo durante las interacciones intermoleculares, sino también dentro de una molécula: intramolecular enlace de hidrógeno. Los enlaces de hidrógeno juegan un papel importante en la bioquímica, por ejemplo, para estabilizar la estructura de las proteínas en forma de hélice α o para la formación de una doble hélice de ADN (Fig. 7).
Figura 7.
Los enlaces de hidrógeno y de van der Waals son mucho más débiles que los enlaces iónicos, covalentes y de coordinación. La energía de los enlaces intermoleculares se indica en la tabla. una.
Tabla 1. Energía de las fuerzas intermoleculares
Nota: El grado de interacciones intermoleculares refleja la entalpía de fusión y evaporación (ebullición). Los compuestos iónicos requieren mucha más energía para separar iones que para separar moléculas. Las entalpías de fusión de los compuestos iónicos son mucho más altas que las de los compuestos moleculares.
El cuarto tipo de conexión -enlace metálico
Finalmente, hay otro tipo de enlaces intermoleculares: metal: conexión de iones positivos de la red de metales con electrones libres. Este tipo de conexión no se da en los objetos biológicos.
De una breve revisión de los tipos de enlaces, surge un detalle: un parámetro importante de un átomo o ion de un metal, un donante de electrones, así como un átomo, un aceptor de electrones es su el tamaño.
Sin entrar en detalles, observamos que los radios covalentes de los átomos, los radios iónicos de los metales y los radios de van der Waals de las moléculas que interactúan aumentan a medida que aumenta su número atómico en los grupos del sistema periódico. En este caso, los valores de los radios de iones son los más pequeños y los radios de van der Waals son los más grandes. Por regla general, al descender en el grupo, aumentan los radios de todos los elementos, tanto covalentes como de van der Waals.
Los más importantes para biólogos y médicos son coordinación(donante-aceptor) enlaces considerados por la química de coordinación.
Bioinorgánicos médicos. G K. Barashkov
NH3 es uno de los productos químicos más famosos y útiles. Ha encontrado una amplia aplicación en la industria agrícola y no solo. Tiene propiedades químicas únicas debido a que se utiliza en diversas industrias.
¿Qué es NH3?
NH 3 es conocido incluso por la persona más lejana de la química. es amoníaco El amoníaco (NH 3) también se denomina nitruro de hidrógeno y es, en condiciones normales, un gas incoloro con un olor pronunciado característico de esta sustancia. ¡También vale la pena señalar que el gas NH 3 (llamado amoníaco) es casi dos veces más liviano que el aire!
Además de gas, puede ser un líquido a una temperatura de unos 70 ° C o existir como una solución (solución de amoníaco). Una característica distintiva del NH 3 líquido es la capacidad de disolver en sí mismo los metales de los principales subgrupos de los grupos I y II de la tabla de elementos de D. I. Mendeleev (es decir, metales alcalinos y alcalinotérreos), así como magnesio, aluminio , europio e iterbio. A diferencia del agua, el amoniaco líquido no interactúa con los elementos anteriores, sino que actúa precisamente como disolvente. Esta propiedad permite aislar los metales en su forma original por evaporación del solvente (NH 3). En la figura a continuación, puede ver cómo se ve el sodio disuelto en amoníaco líquido.
¿Cómo se ve el amoníaco en términos de enlaces químicos?
El esquema de amoníaco (NH 3) y su estructura espacial se muestra más claramente mediante una pirámide triangular. La parte superior de la "pirámide" de amoníaco es el átomo de nitrógeno (resaltado en azul), como se ve en la imagen de abajo.
Los átomos de una sustancia llamada amoníaco (NH 3 ) están unidos por enlaces de hidrógeno, al igual que en una molécula de agua. Pero es muy importante recordar que los enlaces en la molécula de amoníaco son más débiles que en la molécula de agua. Esto explica por qué los puntos de fusión y ebullición del NH 3 son más bajos que los del H 2 O.
Propiedades químicas
Las más comunes son 2 formas de obtener una sustancia NH 3 llamada amoníaco. En la industria se utiliza el llamado proceso Haber, cuya esencia es la unión del nitrógeno atmosférico y el hidrógeno (obtenido a partir del metano) haciendo pasar una mezcla de estos gases a alta presión sobre un catalizador calentado.
En los laboratorios, la síntesis de amoníaco se basa con mayor frecuencia en la interacción de cloruro de amonio concentrado con hidróxido de sodio sólido.
Pasemos a una consideración directa de las propiedades químicas del NH 3.
1) NH 3 actúa como una base débil. Es por ello que se presenta la siguiente ecuación que describe la interacción con el agua:
NH 3 + H 2 O \u003d NH4 + + OH -
2) Además, su capacidad para reaccionar con ácidos y formar las correspondientes sales de amonio se basa en las propiedades básicas del NH 3:
NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (nitrato de amonio)
3) Anteriormente se dijo que cierto grupo de metales se disuelve en amoníaco líquido. Sin embargo, algunos metales también pueden no solo disolverse, sino también formar compuestos con NH 3 llamados amidas:
Na (tv) + NH3 (g) = NaNH 2 + H 2
Na (tv) + NH3 (l) \u003d NaNH 2 + H 2 (la reacción se lleva a cabo en presencia de hierro como catalizador)
4) Cuando el NH 3 interactúa con los metales Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+, se forman los correspondientes hidróxidos metálicos y cationes de amonio:
Fe 3+ + NH 3 + H 2 O \u003d Fe (OH) 3 + NH 4 +
5) El resultado de la interacción de NH 3 con metales Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ con mayor frecuencia son los correspondientes complejos metálicos:
Cu 2+ + NH 3 + H 2 O \u003d Cu (OH) 2 + NH 4 +
Cu (OH) 2 + NH 3 \u003d 2 + + OH -
Formación y ruta posterior de NH3 en el cuerpo humano
Es bien sabido que los aminoácidos son una parte integral de los procesos bioquímicos en el cuerpo humano. Son la principal fuente de NH 3 , una sustancia llamada amoníaco, resultado de su desaminación oxidativa (la mayoría de las veces). Desafortunadamente, el amoníaco es tóxico para el cuerpo humano, el catión de amonio mencionado anteriormente (NH 4 +) se forma fácilmente a partir de él y se acumula en las células. Posteriormente, se produce una ralentización de los ciclos bioquímicos más importantes y, como consecuencia, un descenso del nivel de ATP producido.
Es fácil adivinar que el cuerpo necesita mecanismos para unir y neutralizar el NH 3 liberado. El siguiente diagrama muestra las fuentes y algunos de los productos de unión del amoníaco en el cuerpo humano.
Entonces, en resumen, la neutralización del amoníaco ocurre a través de la formación de sus formas de transporte en los tejidos (por ejemplo, glutamina y alanina), por excreción en la orina, con la ayuda de la biosíntesis de urea, que es la principal forma natural de neutralizar el NH. 3 en el cuerpo humano.
El uso de NH3 - una sustancia llamada amoníaco
En los tiempos modernos, el amoníaco líquido es el fertilizante nitrogenado más concentrado y económico, que se utiliza en la agricultura para la amonización de suelos gruesos y turba. Cuando se aplica amoníaco líquido al suelo, se produce un aumento en el número de microorganismos, pero no hay consecuencias negativas, como, por ejemplo, de los fertilizantes sólidos. La siguiente figura muestra una de las posibles instalaciones para licuar amoníaco gaseoso con nitrógeno líquido.
Al evaporarse, el amoníaco líquido absorbe una gran cantidad de calor del ambiente, provocando el enfriamiento. Esta propiedad se utiliza en unidades de refrigeración para producir hielo artificial cuando se almacenan alimentos perecederos. Además, se utiliza para congelar el suelo durante la construcción de estructuras subterráneas. Las soluciones acuosas de amoníaco se utilizan en la industria química (es un solvente industrial no acuoso), práctica de laboratorio (por ejemplo, como solvente en la producción electroquímica de productos químicos), medicina y uso doméstico.
7.11. La estructura de las sustancias con un enlace covalente.
Las sustancias en las que de todos los tipos de enlaces químicos solo está presente un enlace covalente se dividen en dos grupos desiguales: moleculares (mucho) y no moleculares (mucho menos).
Los cristales de sustancias moleculares sólidas consisten en moléculas que están débilmente interconectadas por las fuerzas de interacción intermolecular. Dichos cristales no tienen alta resistencia y dureza (recuerde hielo o azúcar). También tienen puntos de fusión y ebullición bajos (ver tabla 22).
Tabla 22. Puntos de fusión y ebullición de algunas sustancias moleculares
Sustancia |
Sustancia |
||||
| H2 | – 259 | – 253 | Br2 | – 7 | 58 |
| N 2 | – 210 | – 196 | H2O | 0 | 100 |
| HCl | – 112 | – 85 | P4 | 44 | 257 |
| NH3 | – 78 | – 33 | C 10 H 8 (naftaleno) | 80 | 218 |
| SO2 | – 75 | – 10 | S8 | 119 |
A diferencia de sus contrapartes moleculares, las sustancias no moleculares con un enlace covalente forman cristales muy duros. Los cristales de diamante (la sustancia más dura) son de este tipo.
En un cristal de diamante (Fig. 7.5), cada átomo de carbono está conectado a otros cuatro átomos de carbono mediante enlaces covalentes simples (hibridación sp 3). Los átomos de carbono forman un marco tridimensional. Esencialmente, todo el cristal de diamante es una molécula enorme y muy fuerte.
Los cristales de silicio, que se utilizan ampliamente en radioelectrónica e ingeniería electrónica, tienen la misma estructura.
Si reemplaza la mitad de los átomos de carbono en el diamante con átomos de silicio, sin perturbar la estructura esquelética del cristal, obtiene un cristal de carburo de silicio SiC, también una sustancia muy dura utilizada como material abrasivo. La arena de cuarzo ordinaria (dióxido de silicio) también pertenece a este tipo de sustancias cristalinas. El cuarzo es una sustancia muy dura; llamado esmeril, también se usa como abrasivo. La estructura del cuarzo es fácil de obtener si se insertan átomos de oxígeno entre cada dos átomos de silicio en un cristal de silicio. En este caso, cada átomo de silicio estará asociado con cuatro átomos de oxígeno y cada átomo de oxígeno con dos átomos de silicio.
Los cristales de diamante, silicio, cuarzo y estructuras similares se denominan cristales atómicos.
Un cristal atómico es un cristal que consta de átomos de uno o más elementos unidos por enlaces químicos.
El enlace químico en un cristal atómico puede ser covalente o metálico.
Como ya sabes, cualquier cristal atómico, como uno iónico, es una enorme "supermolécula". La fórmula estructural de tal "supermolécula" no se puede escribir; solo se puede mostrar su fragmento, por ejemplo:
A diferencia de las sustancias moleculares, las sustancias que forman cristales atómicos se encuentran entre las más refractarias (ver tabla 23).
Tabla 23. Puntos de fusión y ebullición de algunas sustancias no moleculares Con enlaces covalentes
Estos puntos de fusión tan altos son bastante comprensibles, si recordamos que durante la fusión de estas sustancias, no se rompen enlaces intermoleculares débiles, sino químicos fuertes. Por la misma razón, muchas sustancias que forman cristales atómicos no se funden al calentarse, sino que se descomponen o pasan inmediatamente a estado de vapor (se subliman), por ejemplo, el grafito se sublima a 3700 o C.
| Silicio - Si. Los cristales de silicio muy duros y quebradizos parecen metal, pero no es un metal. Según el tipo de conductividad eléctrica, esta sustancia pertenece a los semiconductores, lo que determina su enorme importancia en el mundo moderno. El silicio es el material semiconductor más importante. Receptores de radio, televisores, computadoras, teléfonos modernos, relojes electrónicos, paneles solares y muchos otros dispositivos domésticos e industriales contienen transistores, microcircuitos y fotocélulas hechas de monocristales de silicio de alta pureza como los elementos estructurales más importantes. El silicio técnico se utiliza en la producción de acero y en la metalurgia no ferrosa. De acuerdo con sus propiedades químicas, el silicio es una sustancia bastante inerte, reacciona solo a altas temperaturas. Dióxido de silicio - SiO 2. Otro nombre para esta sustancia es sílice. El dióxido de silicio se presenta naturalmente en dos formas: cristalina y amorfa. Muchas piedras semipreciosas y ornamentales son variedades de dióxido de silicio cristalino (cuarzo): cristal de roca, jaspe, calcedonia, ágata. y el ópalo es una forma amorfa de sílice. El cuarzo está muy extendido en la naturaleza, porque las dunas en los desiertos y los bancos de arena de los ríos y mares son todos arena de cuarzo. El cuarzo es una sustancia cristalina incolora muy dura y refractaria. En términos de dureza, es inferior al diamante y al corindón, pero, sin embargo, se usa ampliamente como material abrasivo. La arena de cuarzo es ampliamente utilizada en la industria de materiales de construcción y construcción. El vidrio de cuarzo se utiliza para fabricar cristalería de laboratorio e instrumentos científicos porque no se agrieta cuando se somete a cambios bruscos de temperatura. De acuerdo con sus propiedades químicas, el dióxido de silicio es un óxido ácido, pero reacciona con los álcalis solo cuando se fusiona. A altas temperaturas, el carburo de silicio, carborundo, se obtiene a partir de dióxido de silicio y grafito. El carborundum es la segunda sustancia más dura después del diamante, también se usa para fabricar muelas abrasivas y papel de lija. |
7.12. Polaridad de un enlace covalente. Electronegatividad
Recuerde que los átomos aislados de diferentes elementos tienen diferentes propensiones tanto para donar como para aceptar electrones. Estas diferencias persisten incluso después de la formación de un enlace covalente. Es decir, los átomos de algunos elementos tienden a atraer hacia sí el par de electrones de un enlace covalente con más fuerza que los átomos de otros elementos.
Considere una molécula HCl.
En este ejemplo, veamos cómo podemos estimar el desplazamiento de la nube de enlace de electrones utilizando energías de ionización molares y medios electrónicos. 1312 kJ/mol y 1251 kJ/mol: la diferencia es insignificante, alrededor del 5%. 73 kJ / mol y 349 kJ / mol: aquí la diferencia es mucho mayor: la energía de afinidad electrónica del átomo de cloro es casi cinco veces mayor que la del átomo de hidrógeno. De esto podemos concluir que el par de electrones del enlace covalente en la molécula de cloruro de hidrógeno se desplaza en gran medida hacia el átomo de cloro. En otras palabras, los electrones de enlace pasan más tiempo cerca del átomo de cloro que cerca del átomo de hidrógeno. Una distribución tan desigual de la densidad de electrones conduce a una redistribución de las cargas eléctricas dentro de la molécula: surgen cargas parciales (en exceso) en los átomos; en el átomo de hidrógeno es positivo y en el átomo de cloro es negativo.
En este caso, se dice que el enlace está polarizado y el enlace mismo se llama enlace covalente polar.
Si el par de electrones de un enlace covalente no se desplaza a ninguno de los átomos enlazados, es decir, los electrones del enlace pertenecen por igual a los átomos enlazados, dicho enlace se denomina enlace covalente no polar.
El concepto de "carga formal" en el caso de un enlace covalente también es aplicable. Solo que en la definición no debemos hablar de iones, sino de átomos. En general, se puede dar la siguiente definición.
En las moléculas en las que los enlaces covalentes se forman únicamente por el mecanismo de intercambio, las cargas formales de los átomos son iguales a cero. Entonces, en la molécula de HCl, las cargas formales en los átomos de cloro e hidrógeno son iguales a cero. Por lo tanto, en esta molécula, las cargas reales (efectivas) de los átomos de cloro e hidrógeno son iguales a las cargas parciales (en exceso).
No siempre es fácil determinar el signo de la carga parcial en el átomo de uno u otro elemento en la molécula por energías de ionización molar y afinidad con el electrodo, es decir, estimar en qué dirección se desplazan los pares de enlaces de electrones. . Por lo general, para estos fines, se utiliza otra característica energética de un átomo: la electronegatividad.
Actualmente, no existe una designación única y generalmente aceptada para la electronegatividad. Puedes designarlo con las letras E/O. Además, no existe un método único generalmente aceptado para calcular la electronegatividad. Simplificado, se puede representar como la mitad de la suma de las energías de ionización molar y la afinidad electrónica; esta fue una de las primeras formas de calcularlo.
Los valores absolutos de la electronegatividad de los átomos de varios elementos se usan muy raramente. Más a menudo, se usa la electronegatividad relativa, denotada por la letra c. Inicialmente, este valor se definió como la relación entre la electronegatividad de un átomo de un elemento dado y la electronegatividad de un átomo de litio. Posteriormente, los métodos de su cálculo han cambiado un poco.
La electronegatividad relativa es una cantidad adimensional. Sus valores se dan en el Apéndice 10.
Dado que la electronegatividad relativa depende principalmente de la energía de ionización del átomo (la energía de afinidad electrónica siempre es mucho menor), entonces en el sistema de elementos químicos cambia aproximadamente igual que la energía de ionización, es decir, aumenta en diagonal desde el cesio ( 0,86) a flúor (4,10). Los valores de la electronegatividad relativa del helio y el neón que se dan en la tabla no tienen importancia práctica, ya que estos elementos no forman compuestos.
Usando la tabla de electronegatividad, uno puede determinar fácilmente en qué dirección de los dos átomos se desplazan los electrones que unen estos átomos y, en consecuencia, los signos de las cargas parciales que surgen en estos átomos.
| H2O | La comunicación es polar | |||
| H2 | los atomos son iguales | S.S | La comunicación es no polar | |
| CO2 | La comunicación es polar | |||
| Cl2 | los atomos son iguales | Cl--Cl | La comunicación es no polar | |
| H 2 S | La comunicación es polar |
Así, en el caso de la formación de un enlace covalente entre átomos de diferentes elementos, dicho enlace siempre será polar, y en el caso de la formación de un enlace covalente entre átomos de un elemento (en sustancias simples), el enlace es en la mayoría de los casos no polar.
Cuanto mayor es la diferencia en la electronegatividad de los átomos enlazados, más polar es el enlace covalente entre estos átomos.
| Sulfuro de hidrógeno H 2 S- un gas incoloro con un olor característico característico de los huevos podridos; venenoso. Es térmicamente inestable y se descompone cuando se calienta. El sulfuro de hidrógeno es ligeramente soluble en agua, su solución acuosa se llama ácido hidrosulfuro. El sulfuro de hidrógeno provoca (cataliza) la corrosión de los metales, es este gas el "culpable" del oscurecimiento de la plata. En la naturaleza, se encuentra en algunas aguas minerales. En el proceso de la vida, está formado por algunas bacterias. El sulfuro de hidrógeno es destructivo para todos los seres vivos. La capa de sulfuro de hidrógeno fue descubierta en las profundidades del Mar Negro e inspira preocupación a los científicos: la vida marina allí está bajo constante amenaza. |
ENLACE COVALENTE POLAR, ENLACE COVALENTE NO POLAR, ELECTRO-NEGATIVIDAD ABSOLUTA, ELECTRO-NEGATIVIDAD RELATIVA.
1. Los experimentos y los cálculos posteriores mostraron que la carga efectiva del silicio en el tetrafluoruro de silicio es +1.64 e, y el xenón en el hexafluoruro de xenón +2.3 e. Determine los valores de las cargas parciales en los átomos de flúor en estos compuestos. 2. Componga las fórmulas estructurales de las siguientes sustancias y, usando la notación " " y "", caracterice la polaridad de los enlaces covalentes en las moléculas de estos compuestos: a) CH 4 , CCl 4 , SiCl 4 ; b) H2O, H2S, H2Se, H2Te; c) NH3, NF3, NCl3; d) SO 2, Cl 2 O, OF 2.
3. Utilizando la tabla de electronegatividad, indica en cuál de los compuestos el enlace es más polar: a) CCl 4 o SiCl 4; b) H2S o H2O; c) NF3 o NCl3; d) Cl 2 O u OF 2.
7.13. Mecanismo de formación de enlaces donante-aceptor
En los párrafos anteriores, aprendiste en detalle sobre dos tipos de enlaces: iónicos y covalentes. Recuerde que un enlace iónico se forma cuando un electrón se transfiere completamente de un átomo a otro. Covalente: con la socialización de electrones no apareados de átomos enlazados.
Además, existe otro mecanismo para la formación de enlaces. Considéralo usando el ejemplo de la interacción de una molécula de amoníaco con una molécula de trifluoruro de boro:
Como resultado, aparecen enlaces tanto covalentes como iónicos entre los átomos de nitrógeno y boro. En este caso, el átomo de nitrógeno es donante par de electrones ("lo da" para formar un enlace), y el átomo de boro - aceptador("acepta" cuando se forma la conexión). De ahí el nombre del mecanismo para la formación de tal conexión - " donante-aceptor.
Cuando se forma un enlace por el mecanismo donador-aceptor, tanto un enlace covalente como un enlace iónico se forman simultáneamente.
Por supuesto, después de la formación de un enlace debido a la diferencia en la electronegatividad de los átomos enlazados, el enlace se polariza y surgen cargas parciales que reducen las cargas efectivas (reales) de los átomos.
Veamos otros ejemplos.
Si aparece una molécula de cloruro de hidrógeno fuertemente polar junto a la molécula de amoníaco, en la que hay una carga parcial significativa en el átomo de hidrógeno, entonces en este caso el átomo de hidrógeno desempeñará el papel de aceptor de un par de electrones. Su 1 s-AO, aunque no completamente vacío, como el del átomo de boro en el ejemplo anterior, la densidad electrónica en la nube de este orbital se reduce significativamente.
La estructura espacial del catión resultante, ion de amonio NH 4 , similar a la estructura de la molécula de metano, es decir, los cuatro enlaces N-H son exactamente iguales.
La formación de cristales iónicos de cloruro de amonio NH 4 Cl se puede observar mezclando amoníaco gaseoso con cloruro de hidrógeno gaseoso:
NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (cr)
El donante de un par de electrones puede ser no solo un átomo de nitrógeno. Puede ser, por ejemplo, el átomo de oxígeno de una molécula de agua. Con el mismo cloruro de hidrógeno, una molécula de agua interactuará de la siguiente manera:
El catión H 3 O resultante se llama ion oxonio y, como pronto aprenderá, es de gran importancia en química.
En conclusión, considere la estructura electrónica de la molécula de monóxido de carbono (monóxido de carbono) CO:
En él, además de tres enlaces covalentes (enlace triple), también hay un enlace iónico.
Condiciones para la formación de enlaces por el mecanismo donante-aceptor:
1) la presencia de un par de electrones de valencia no compartidos en uno de los átomos;
2) la presencia de un orbital libre en el subnivel de valencia de otro átomo.
El mecanismo donante-aceptor de formación de enlaces está bastante extendido. Es especialmente común en la formación de compuestos d-elementos. átomos de casi todos d-Los elementos tienen muchos orbitales de valencia libres. Por lo tanto, son aceptores activos de pares de electrones.
MECANISMO DE FORMACIÓN DE ENLACE DONADOR-ACEPTADOR, IÓN AMONIO, IÓN OXONIO, CONDICIONES PARA LA FORMACIÓN DE ENLACE POR MECANISMO DONADOR-ACEPTADOR.
1. Inventar ecuaciones de reacción y esquemas de formación.
a) bromuro de amonio NH 4 Br a partir de amoníaco y bromuro de hidrógeno;
b) sulfato de amonio (NH 4) 2 SO 4 a partir de amoníaco y ácido sulfúrico.
2. Hacer las ecuaciones de reacción y esquemas de interacción a) agua con bromuro de hidrógeno; b) agua con ácido sulfúrico.
3. ¿Qué átomos en las cuatro reacciones anteriores son donantes de pares de electrones y cuáles son aceptores? ¿Por qué? Explique su respuesta con diagramas de subniveles de valencia.
4. Fórmula estructural del ácido nítrico Los ángulos entre los enlaces O–N–O son cercanos a 120 o . Definir:
a) el tipo de hibridación del átomo de nitrógeno;
b) qué AO del átomo de nitrógeno participa en la formación de enlaces -;
c) qué AO del átomo de nitrógeno participa en la formación del enlace - por el mecanismo donador-aceptor.
¿A qué crees que es aproximadamente igual el ángulo entre los enlaces H–O–N en esta molécula? 5.Componer la fórmula estructural del ion cianuro CN (carga negativa - sobre el átomo de carbono). Se sabe que los cianuros (compuestos que contienen tal ion) y el monóxido de carbono CO son venenos fuertes y su efecto biológico es muy cercano. Sugiera su explicación de la proximidad de su acción biológica.
7.14. Conexión metálica. Rieles
Un enlace covalente se forma entre átomos que son cercanos en su propensión a donar y ganar electrones solo cuando los tamaños de los átomos enlazados son pequeños. En este caso, la densidad de electrones en la región de las nubes de electrones superpuestas es significativa y los átomos están fuertemente unidos, como, por ejemplo, en la molécula de HF. Si al menos uno de los átomos enlazados tiene un radio grande, la formación de un enlace covalente se vuelve menos favorable, ya que la densidad de electrones en la región de las nubes de electrones superpuestas para los átomos grandes es mucho menor que para los pequeños. Un ejemplo de tal molécula con un enlace más débil es la molécula HI (usando la Tabla 21, compare las energías de atomización de las moléculas HF y HI).
Y sin embargo, entre átomos grandes ( r o > 1.1) surge un enlace químico, pero en este caso se forma debido a la socialización de todos (o parte) de los electrones de valencia de todos los átomos enlazados. Por ejemplo, en el caso de los átomos de sodio, los 3 s- electrones de estos átomos, en este caso se forma una sola nube de electrones:
Los átomos forman un cristal con metálico conexión.
De esta manera, tanto los átomos de un elemento como los átomos de diferentes elementos pueden unirse entre sí. En el primer caso, se forman sustancias simples, llamadas rieles, y en el segundo - sustancias complejas llamadas compuestos intermetálicos.
De todas las sustancias con enlace metálico entre átomos en la escuela, solo publicarás metales. ¿Cuál es la estructura espacial de los metales? El cristal de metal está formado por núcleos atómicos, restante después de la socialización de los electrones de valencia, y la nube electrónica de electrones socializados. Los núcleos atómicos suelen formar el empaquetamiento más cercano y la nube de electrones ocupa todo el volumen libre restante del cristal.
Los principales tipos de empaques más densos son embalaje cúbico más cercano(KPU) y embalaje de cierre hexagonal(GPU). Los nombres de estos empaques están asociados a la simetría de los cristales en los que se realizan. Algunos metales forman cristales empaquetados de forma suelta. cúbico centrado en el cuerpo(CCB). Los modelos volumétricos y esféricos de estos paquetes se muestran en la Figura 7.6.
El empaquetamiento cúbico más cercano está formado por átomos de Cu, Al, Pb, Au y algunos otros elementos. Empaquetamiento cerrado hexagonal: átomos de Be, Zn, Cd, Sc y varios otros. El empaquetamiento cúbico de átomos centrado en el cuerpo está presente en cristales de metales alcalinos, elementos de los grupos VB y VIB. Algunos metales a diferentes temperaturas pueden tener una estructura diferente. Las razones de tales diferencias y las características estructurales de los metales aún no se han dilucidado por completo.
Cuando se derriten, los cristales de metal se convierten en líquidos metálicos. El tipo de enlace químico entre los átomos no cambia.
El enlace metálico no tiene direccionalidad y saturación. En este sentido, es similar a un enlace iónico.
En el caso de los compuestos intermetálicos, también se puede hablar de la polarizabilidad de un enlace metálico.
Propiedades físicas características de los metales:
1) alta conductividad eléctrica;
2) alta conductividad térmica;
3) alta plasticidad.
Los puntos de fusión de los diferentes metales son muy diferentes entre sí: el punto de fusión más bajo para el mercurio (-39 o C) y el más alto para el tungsteno (3410 o C).
| Ser berilio- gris claro claro bastante duro, pero generalmente metal quebradizo. Punto de fusión 1287 o C. En aire se cubre con una película de óxido. El berilio es un metal bastante raro, los organismos vivos en el curso de su evolución prácticamente no entraron en contacto con él, por lo que no es sorprendente que sea venenoso para el mundo animal. Se utiliza en tecnología nuclear. El zinc Zn es un metal blanco blando con un tinte azulado. Punto de fusión 420 o C. En el aire y en el agua se cubre con una fina película densa de óxido de zinc, que evita una mayor oxidación. En producción, se utiliza para galvanizar láminas, tuberías, alambres y proteger el hierro de la corrosión. wolframio w. Es el más refractario de todos los metales: el punto de fusión del tungsteno es de 3387 o C. Por lo general, el tungsteno es bastante quebradizo, pero después de una limpieza a fondo se vuelve dúctil, lo que permite extraer de él un alambre delgado del que se desprenden los filamentos. de bombillas eléctricas se hacen. Sin embargo, la mayor parte del tungsteno resultante se destina a la producción de aleaciones duras y resistentes al desgaste que pueden conservar estas propiedades cuando se calientan incluso a 1000 o C. |
METAL, COMPUESTO INTERMETÁLICO, ADHESIVO METÁLICO, EMPAQUE APRETADO.
1. Para caracterizar diferentes paquetes, se utiliza el concepto de "factor de llenado de espacio", es decir, la relación entre el volumen de los átomos y el volumen del cristal.
dónde Virginia- volumen atómico,
Z es el número de átomos en una celda unitaria,
Yo es el volumen de la celda elemental.
Los átomos en este caso están representados por bolas rígidas de radio R que están en contacto entre sí. Volumen de bola V w = (4/3) R 3 .
Determine el factor de relleno del espacio para el empaque KPU y BCC.
2. Utilizando los valores de radios metálicos (Apéndice 9), calcule el tamaño de celda unitaria de a) cobre (CPU), b) aluminio (CPU) yc) cesio (BCC).
Ayuda con quimica por favor. Indique el tipo de enlace en las moléculas NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... y obtuve la mejor respuesta
Respuesta de Olga Lyabina[gurú]
1) Tipo de conexión NH3 cov. polar. tres electrones desapareados de nitrógeno y uno de hidrógeno participan en la formación del enlace. no hay enlaces pi. hibridación sp3. La forma de la molécula es piramidal (un orbital no participa en la hibridación, el tetraedro se convierte en una pirámide)
El tipo de enlace CaCl2 es iónico. En la formación del enlace participan dos electrones de calcio por orbital s, que aceptan dos átomos de cloro, completando su tercer nivel. sin enlaces pi, tipo de hibridación sp. están ubicados en el espacio en un ángulo de 180 grados
El tipo de enlace Al2O3 es iónico. en la formación del enlace participan tres electrones de los orbitales s y p del aluminio, que el oxígeno acepta, completando su segundo nivel. O=Al-O-Al=O. hay enlaces pi entre el oxígeno y el aluminio. tipo de hibridación sp más probable.
El tipo de enlace BaS es iónico. El azufre acepta dos electrones de bario. Ba=S es un enlace pi. hibridación sp. Molécula plana.
2) AgNO3
la plata se reduce en el cátodo
K Ag+ + e = Ag
el agua se oxida en el ánodo
A 2H2O - 4e \u003d O2 + 4H +
de acuerdo con la ley de Faraday (cualquiera que sea...) la masa (volumen) de la sustancia liberada en el cátodo es proporcional a la cantidad de electricidad que ha pasado a través de la solución
m (Ag) \u003d Me / zF * I * t \u003d 32,23 g
V (O2) \u003d Ve / F * I * t \u003d 1,67 l
Respuesta de 2 respuestas[gurú]
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