E.N.FRENKEL
Kémia oktatóanyag
Útmutató azoknak, akik nem ismerik, de szeretnének tanulni és érteni a kémiát
I. rész. Az általános kémia elemei
(első nehézségi szint)
Folytatás. Lát 13., 18., 23/2007.
6/2008
4. fejezet
A kézikönyv előző fejezeteiben szó esett arról, hogy az anyag molekulákból, a molekulák pedig atomokból állnak. Elgondolkozott már azon, hogy a molekulát alkotó atomok miért nem repülnek szét különböző irányokba? Mi tartja össze az atomokat egy molekulában?
Tartja őket kémiai kötés .
A kémiai kötés természetének megértéséhez elég egy egyszerű fizikai kísérletet felidézni. Két, egymás mellett, húrokon lógó golyó semmilyen módon nem „reagál” egymásra. De ha az egyik golyónak pozitív, a másiknak negatív töltést adsz, akkor vonzódni fognak egymáshoz. Nem ez az az erő, ami az atomokat egymáshoz vonzza? Valójában ezt a tanulmányok kimutatták a kémiai kötés elektromos jellegű.
Honnan származnak töltések a semleges atomokban?
A cikk az "Examer" online USE felkészítő tanfolyam támogatásával jelent meg. Az oldalon megtalálja az összes szükséges anyagot a vizsgára való önálló felkészüléshez - egyedi képzési tervet készít minden felhasználó számára, nyomon követi a haladást a tantárgy, az elmélet és a feladatok minden egyes témájában. Minden feladat megfelel a legújabb változtatásoknak és kiegészítéseknek. Lehetőség van arra is, hogy az Egységes Államvizsga írásbeli részéből feladatokat küldjenek szakértői ellenőrzésre a pontszerzés és a munka értékelési szempontok szerinti elemzése céljából. Feladatok küldetések formájában a tapasztalatok felhalmozásával, szintek teljesítésével, bónuszok és díjak átvételével, versenyek barátokkal az Egységes Állami Vizsgaarénában. A felkészülés megkezdéséhez kövesse a következő linket: https://examer.ru.
Az atomok szerkezetének leírásakor kimutatták, hogy a nemesgázatomok kivételével minden atom hajlamos elektronokat nyerni vagy leadni. Ennek oka egy stabil nyolcelektronos külső szint kialakulása (mint a nemesgázoknál). Az elektronok fogadásakor vagy leadásakor elektromos töltések keletkeznek, és ennek eredményeként a részecskék elektrosztatikus kölcsönhatása. Így ionos kötés , azaz kapcsolat az ionok között.
Az ionok stabil töltésű részecskék, amelyek elektronok felvétele vagy leadása következtében jönnek létre.
Például egy aktív fém atomja és egy aktív nemfém vesz részt a reakcióban:
Ebben a folyamatban egy fématom (nátrium) elektronokat ad fel:
a) Stabil-e egy ilyen részecske?
b) Hány elektron maradt a nátriumatomban?
c) Lesz ennek a részecskének töltése?
Így ebben a folyamatban egy stabil részecske keletkezett (külső szinten 8 elektron), aminek van töltése, mert a nátrium atom magja még mindig +11, a maradék elektronok nettó töltése -10. Ezért a nátriumion töltése +1. A folyamat összefoglalása így néz ki:
Mi történik a kénatommal? Ez az atom addig fogad elektronokat, amíg a külső szint be nem fejeződik:
Egy egyszerű számítás megmutatja, hogy ez a részecske töltéssel rendelkezik:
Az ellentétes töltésű ionokat vonzzák, ami ionos kötést és "ionos molekulát" eredményez:
Vannak más módok is az ionok képzésére, amelyekről a 6. fejezetben lesz szó.
Formálisan ezt a molekuláris összetételt a nátrium-szulfidnak tulajdonítják, bár egy ionokból álló anyag megközelítőleg a következő szerkezettel rendelkezik (1. ábra):
És így, az ionokból álló anyagok nem tartalmaznak egyedi molekulákat! Ebben az esetben csak feltételes "ionos molekuláról" beszélhetünk.
Feladat 4.1. Mutassa meg, hogyan megy végbe az elektronok átmenete, amikor az atomok között ionos kötés jön létre:
a) kalcium és klór;
b) alumínium és oxigén.
Emlékezik! Egy fématom külső elektronokat ad; a nemfém atom elfogadja a hiányzó elektronokat.
Következtetés. Az aktív fémek és az aktív nemfémek atomjai között a fent leírt mechanizmus szerint ionos kötés jön létre.
A tanulmányok azonban azt mutatják, hogy az elektronok teljes átmenete egyik atomról a másikra nem mindig megy végbe. Nagyon gyakran kémiai kötés nem elektronok adásával és fogadásával jön létre, hanem közös elektronpárok* képződésének eredményeként. Az ilyen kapcsolatot ún kovalens .
A kovalens kötés közös elektronpárok képződése miatt jön létre. Ez a fajta kötés például nemfémek atomjai között jön létre. Tehát ismert, hogy a nitrogénmolekula két atomból áll - N 2. Hogyan jön létre kovalens kötés ezen atomok között? A kérdés megválaszolásához figyelembe kell venni a nitrogénatom szerkezetét:
Kérdés. Hány elektron hiányzik a külső szint befejezése előtt?
Válasz: Három elektron hiányzik. Ezért a külső szint minden elektronját egy ponttal jelölve kapjuk:
Kérdés. Miért van három elektron egyetlen ponttal?
Válasz: A lényeg az, hogy közös elektronpárok kialakulását akarjuk bemutatni. Egy pár két elektron. Ilyen pár különösen akkor fordul elő, ha minden atom egy elektronnal járul hozzá egy pár létrehozásához. A nitrogénatomnak három elektron hiányzik ahhoz, hogy elérje külső szintjét. Ez azt jelenti, hogy három egyes elektront kell „előkészítenie” a jövőbeli párok kialakulásához (2. ábra).
Megkapta a molekula elektronikus képlete nitrogén, ami azt mutatja, hogy most minden nitrogénatomnak nyolc elektronja van (ebből hat ovális körben van, plusz 2 elektronja); három közös elektronpár jelent meg az atomok között (a körök metszéspontja).
Minden elektronpár egy kovalens kötésnek felel meg. Hány kovalens kötés van? Három. Minden kötés (minden közös elektronpár) kötőjellel (karaktervonás) jelenik meg:
Mindezek a képletek azonban nem adnak választ arra a kérdésre: mi köti meg az atomokat kovalens kötés kialakulása során? Az elektronikus képlet azt mutatja, hogy az atomok között közös elektronpár található. Ebben a térrészben többlet negatív töltés keletkezik. És az atommagok, mint tudod, pozitív töltéssel rendelkeznek. Így mindkét atom magja egy közös negatív töltéshez vonzódik, amely közös elektronpárok (pontosabban az elektronfelhők metszéspontja) miatt keletkezett (3. ábra).
Létezhet ilyen kötés a különböző atomok között? Talán. Hagyja, hogy a nitrogénatom kölcsönhatásba lépjen a hidrogénatomokkal:
A hidrogénatom szerkezete azt mutatja, hogy az atomnak egy elektronja van. Hány ilyen atomot kell venni ahhoz, hogy a nitrogénatom „megkapja, amit akar” – három elektront? Nyilván három hidrogénatom
(4. ábra):
ábrán kereszt. A 4 a hidrogénatom elektronjait jelöli. Az ammónia molekula elektronképlete azt mutatja, hogy a nitrogénatom nyolc elektronból áll, és minden hidrogénatom két elektronból áll (és nem lehet több az első energiaszinten).
A grafikus képlet azt mutatja, hogy a nitrogénatom vegyértéke három (három kötőjel vagy három vegyértékvonás), és minden hidrogénatom vegyértéke egy (egy-egy kötőjel).
Bár mind az N 2, mind az NH 3 molekulák ugyanazt a nitrogénatomot tartalmazzák, az atomok közötti kémiai kötések különböznek egymástól. A nitrogénmolekulában N 2 kémiai kötések képződnek azonos atomok, tehát a közös elektronpárok középen vannak az atomok között. Az atomok semlegesek maradnak. Ezt a kémiai kötést ún nem poláris .
Az NH 3 ammónia molekulában kémiai kötés jön létre különböző atomok. Ezért az egyik atom (jelen esetben a nitrogénatom) erősebben vonz egy közös elektronpárt. Közös elektronpárok elmozdulnak a nitrogénatom felé, és kis negatív töltés keletkezik rajta, és pozitív töltés a hidrogénatomon, elektromos pólusok keletkeztek - kötés poláris (5. ábra).
A legtöbb kovalens kötés segítségével felépített anyag egyedi molekulákból áll (6. ábra).
ábrából. 6 látható, hogy az atomok között vannak kémiai kötések, de a molekulák között ezek hiányoznak vagy jelentéktelenek.
A kémiai kötés típusa befolyásolja az anyag tulajdonságait, oldatokban való viselkedését. Tehát minél nagyobb, minél jelentősebb a vonzás a részecskék között, annál nehezebb szétszakítani őket, és annál nehezebb egy szilárd anyagot gáz- vagy folyékony halmazállapotba vinni. Próbáljuk meg meghatározni az alábbi diagramon, hogy mely részecskék között nagyobb a kölcsönhatási erő, és milyen kémiai kötés jön létre ebben az esetben (7. ábra).
Ha figyelmesen olvassa el a fejezetet, a válasza a következő lesz: a részecskék közötti maximális kölcsönhatás az I (ionos kötés) esetén lép fel. Ezért minden ilyen anyag szilárd. A legkisebb kölcsönhatás a töltetlen részecskék között (III. eset - nem poláris kovalens kötés). Ezek az anyagok általában gázok.
Feladat 4.2. Határozza meg, milyen kémiai kötés jön létre a következő anyagok atomjai között: NaCl, Hcl, Cl 2, AlCl 3, H 2 O. Adjon magyarázatot!
Feladat 4.3. Készítsen elektronikus és grafikus képleteket a 4.2. feladatban szereplő anyagokhoz, amelyekben kovalens kötés jelenlétét határozta meg. Egy ionos kötéshez készítsünk elektronátmeneti sémákat!
5. fejezet
Nincs ember a Földön, aki ne látná a megoldásokat. És mi ez?
Az oldat két vagy több komponens (összetevők vagy anyagok) homogén keveréke.
Mi az a homogén keverék? A keverék homogenitása azt jelenti, hogy a keveréket alkotó anyagok között nincs interfész. Ebben az esetben, legalábbis vizuálisan, nem lehet meghatározni, hogy hány anyag alkotott egy adott keveréket. Például a csapvizet egy pohárban nézve nehéz feltételezni, hogy a vízmolekulákon kívül még egy tucat iont és molekulát tartalmaz (O 2, CO 2, Ca 2+ stb.). És egyetlen mikroszkóp sem segít meglátni ezeket a részecskéket.
De nem az interfész hiánya az egyetlen jele a homogenitásnak. homogén keverékben a keverék összetétele bármely ponton azonos. Ezért az oldat elkészítéséhez alaposan össze kell keverni az azt alkotó összetevőket (anyagokat).
A megoldások aggregálási állapota eltérő lehet:
Gáznemű oldatok (például levegő - O 2, N 2, CO 2, Ar gázok keveréke);
Folyékony oldatok (pl. kölnivíz, szirup, sóoldat);
Szilárd oldatok (például ötvözetek).
Az egyik oldatot alkotó anyagot ún oldószer. Az oldószer ugyanolyan aggregációs állapotú, mint az oldat. Tehát a folyékony oldatok esetében ez folyadék: víz, olaj, benzin stb. A gyakorlatban leggyakrabban vizes oldatokat használnak. A továbbiakban megvitatják őket (kivéve, ha megfelelő foglalás történik).
Mi történik, ha különböző anyagokat oldanak fel vízben? Miért oldódnak egyes anyagok jól vízben, míg mások nem? Mi határozza meg az oldhatóságot - egy anyag vízben való oldódási képességét?
Képzelje el, hogy egy darab cukrot teszünk egy pohár meleg vízbe. Lefeküdt, lecsökkent a mérete és... eltűnt. Ahol? Valóban megsértették az anyag (tömegének, energiájának) megmaradásának törvényét? Nem. Igyál egy kortyot a kapott oldatból, és látni fogod, hogy a víz édes, a cukor nem tűnt el. De miért nem látszik?
Az a tény, hogy az oldódás során az anyag zúzása (őrlése) történik. Ebben az esetben a kockacukor molekulákra bomlott, de nem látjuk őket. Igen ám, de miért nem bomlik molekulákká az asztalon heverő cukor? Miért tűnik el egy darab margarin is vízbe mártva? Hanem azért, mert az oldott anyag zúzása oldószer, például víz hatására megy végbe. De az oldószer képes lesz "rángatni" a kristályt, a szilárd anyagot molekulákká, ha "meg tud tapadni" ezekhez a részecskékhez. Más szóval, amikor egy anyag feloldódik, annak lennie kell kölcsönhatás anyag és oldószer között.
Mikor lehetséges ilyen interakció? Csak abban az esetben, ha az anyagok (oldható és oldószeres) szerkezete hasonló, hasonló. Régóta ismert az alkimisták szabálya: "a hasonló feloldódik hasonlóvá". Példáinkban a cukormolekulák polárisak, és bizonyos kölcsönhatási erők lépnek fel közöttük és a poláris vízmolekulák között. Ilyen erők hiányoznak a nem poláris zsírmolekulák és a poláris vízmolekulák között. Ezért a zsírok nem oldódnak vízben. És így, az oldhatóság az oldott anyag és az oldószer természetétől függ.
Az oldott anyag és a víz közötti kölcsönhatás eredményeként vegyületek keletkeznek - hidratálja. Ezek nagyon erős kapcsolatok lehetnek:
Az ilyen vegyületek egyedi anyagokként léteznek: bázisok, oxigéntartalmú savak. Természetesen ezen vegyületek képződése során erős kémiai kötések jönnek létre, és hő szabadul fel. Tehát amikor a CaO (oltott mész) feloldódik a vízben, annyi hő szabadul fel, hogy a keverék felforr.
De miért nem melegszik fel a kapott oldat, amikor cukrot vagy sót feloldunk vízben? Először is, nem minden hidrát olyan erős, mint a kénsav vagy a kalcium-hidroxid. Vannak sóhidrátok (kristályos hidrátok), amelyek melegítés hatására könnyen lebomlanak:
Másodszor, az oldás során, amint már említettük, a zúzás folyamata megy végbe. És erre energiát fordítanak, hő elnyeli.
Mivel mindkét folyamat egyszerre megy végbe, az oldat felmelegedhet vagy lehűlhet, attól függően, hogy melyik folyamat a domináns.
Feladat 5.1. Határozza meg, hogy minden esetben melyik folyamat – aprítás vagy hidratálás – érvényesül:
a) kénsav vízben való feloldásakor, ha az oldatot melegítjük;
b) ammónium-nitrát vízben való feloldásakor, ha az oldat lehűlt;
c) nátrium-klorid vízben való feloldásakor, ha az oldat hőmérséklete gyakorlatilag nem változott.
Mivel az oldat hőmérséklete az oldódás során változik, ezért természetes azt feltételezni oldhatósága a hőmérséklettől függ. Valójában a legtöbb szilárd anyag oldhatósága melegítéssel nő. A gázok oldhatósága hevítés hatására csökken. Ezért a szilárd anyagokat általában meleg vagy forró vízben oldják fel, a szénsavas italokat pedig hidegen tárolják.
Oldhatóság(oldóképesség) anyagok nem függ az anyag őrlésétől vagy a keverés intenzitásától. De a hőmérséklet emelésével, az anyag őrlésével, a kész oldat keverésével felgyorsíthatja az oldódási folyamatot. Az oldat előállítási feltételeinek megváltoztatásával lehetőség nyílik különböző összetételű oldatok előállítására. Természetesen van egy határ, amelyet elérve könnyen megállapítható, hogy az anyag már nem oldódik vízben. Az ilyen megoldást ún gazdag. A jól oldódó anyagok esetében a telített oldat sok oldott anyagot tartalmaz. Tehát a KNO 3 telített oldata 100 ° C-on 245 g sót tartalmaz 100 g vízben (345 g oldatban), ez sűrített megoldás. A rosszul oldódó anyagok telített oldatai elhanyagolható tömegű oldott vegyületeket tartalmaznak. Tehát egy telített ezüst-klorid oldat 0,15 mg AgCl-t tartalmaz 100 g vízben. Ez nagyon hígított megoldás.
Így ha az oldat az oldószerhez képest sok oldott anyagot tartalmaz, akkor koncentráltnak, ha kevés az anyag - hígnak nevezzük. Tulajdonságai nagyon gyakran az oldat összetételétől, és így az alkalmazástól is függenek.
Így az ecetsav híg oldatát (asztali ecetet) használjuk ízesítőként, és ennek a savnak tömény oldata (szájon át bevéve ecetesszencia) halálos égési sérülést okozhat.
Az oldatok mennyiségi összetételének tükrözéséhez használjon ún oldott anyag tömeghányada :
ahol m(v-va) - az oldott anyag tömege az oldatban; m(p-ra) - az oldott anyagot és az oldószert tartalmazó oldat össztömege.
Tehát, ha 100 g ecet 6 g ecetsavat tartalmaz, akkor 6% -os ecetsavoldatról beszélünk (ez asztali ecet). Az oldott anyag tömeghányadának fogalmát használó problémák megoldásának módjait a 8. fejezet tárgyalja.
Következtetések az 5. fejezethez. Az oldatok legalább két anyagból álló homogén keverékek, amelyek közül az egyiket oldószernek, a másikat oldott anyagnak nevezik. Feloldódáskor ez az anyag kölcsönhatásba lép az oldószerrel, aminek következtében az oldott anyag összetörik. Az oldat összetételét az oldatban lévő oldott anyag tömeghányadával fejezzük ki.
* Ezek az elektronpárok az elektronfelhők metszéspontjában fordulnak elő.
Folytatjuk
169338 0
Minden atomnak van bizonyos számú elektronja.
Kémiai reakciókba lépve az atomok elektronokat adnak, szereznek vagy szocializálnak, elérve a legstabilabb elektronikus konfigurációt. A legalacsonyabb energiájú konfiguráció a legstabilabb (mint a nemesgáz atomoknál). Ezt a mintát "oktett szabálynak" nevezik (1. ábra).
Rizs. egy.
Ez a szabály mindenkire vonatkozik csatlakozási típusok. Az atomok közötti elektronikus kötések lehetővé teszik számukra, hogy stabil struktúrákat alkossanak, a legegyszerűbb kristályoktól az összetett biomolekulákig, amelyek végül élő rendszereket alkotnak. Folyamatos anyagcseréjükben különböznek a kristályoktól. Sok kémiai reakció azonban a mechanizmusok szerint megy végbe elektronikus átutalás, amelyek fontos szerepet játszanak a szervezet energiafolyamataiban.
A kémiai kötés olyan erő, amely két vagy több atomot, iont, molekulát vagy ezek kombinációját tartja össze..
A kémiai kötés természete univerzális: a negatív töltésű elektronok és a pozitív töltésű atommagok közötti elektrosztatikus vonzási erő, amelyet az atomok külső héjában lévő elektronok konfigurációja határoz meg. Az atom azon képességét, hogy kémiai kötéseket hozzon létre, ún vegyérték, vagy oxidációs állapot. A koncepció vegyérték elektronok- kémiai kötéseket alkotó elektronok, vagyis azok, amelyek a legnagyobb energiájú pályákon helyezkednek el. Ennek megfelelően az ezeket a pályákat tartalmazó atom külső héját ún vegyértékhéj. Jelenleg nem elég jelezni a kémiai kötés jelenlétét, hanem pontosítani kell annak típusát: ionos, kovalens, dipól-dipólus, fémes.
Az első típusú kapcsolat azión kapcsolat
Lewis és Kossel elektronikai vegyértékelmélete szerint az atomok kétféleképpen érhetnek el stabil elektronkonfigurációt: először is az elektronok elvesztésével, kationok, másodszor, ezek megszerzése, átalakulása anionok. Az elektronátvitel eredményeként az ellenkező előjelű töltésű ionok közötti elektrosztatikus vonzási erő hatására kémiai kötés jön létre, amelyet Kossel-nek neveznek. elektrovalens(most hívják ión).
Ebben az esetben az anionok és kationok stabil elektronikus konfigurációt alkotnak, kitöltött külső elektronhéjjal. A tipikus ionos kötések a periódusos rendszer T és II csoportjainak kationjaiból, valamint a VI és VII csoportok (16, illetve 17 alcsoport) nemfémes elemeinek anionjaiból jönnek létre, kalkogéneketés halogének). Az ionos vegyületek kötései telítetlenek és nem irányítottak, így megmarad az elektrosztatikus kölcsönhatás lehetősége más ionokkal. ábrán A 2. és 3. ábra a Kossel-elektronátviteli modellnek megfelelő ionkötésekre mutat példákat.
Rizs. 2.
Rizs. 3. Ionos kötés a nátrium-klorid (NaCl) molekulában
Itt érdemes felidézni néhány olyan tulajdonságot, amelyek megmagyarázzák az anyagok viselkedését a természetben, különös tekintettel a fogalmára savakés okokból.
Mindezen anyagok vizes oldatai elektrolitok. Különböző módon változtatják a színüket. mutatók. Az indikátorok hatásmechanizmusát F.V. Ostwald. Megmutatta, hogy az indikátorok gyenge savak vagy bázisok, amelyek színe nem disszociált és disszociált állapotban eltérő.
A bázisok semlegesíthetik a savakat. Nem minden bázis oldódik vízben (például egyes szerves vegyületek, amelyek nem tartalmaznak -OH csoportot, oldhatatlanok, különösen, trietil-amin N (C 2 H 5) 3); oldható bázisokat ún lúgok.
A savak vizes oldatai jellegzetes reakciókba lépnek:
a) fém-oxidokkal - só és víz képződésével;
b) fémekkel - só és hidrogén képződésével;
c) karbonátokkal - sóképzéssel, CO 2 és H 2 O.
A savak és bázisok tulajdonságait több elmélet írja le. Az S.A. elméletének megfelelően Az Arrhenius, egy sav olyan anyag, amely disszociálva ionokat képez H+ , míg a bázis ionokat képez Ő- . Ez az elmélet nem veszi figyelembe a hidroxilcsoportokat nem tartalmazó szerves bázisok létezését.
Összhangban a proton Bronsted és Lowry elmélete szerint a sav olyan anyag, amely olyan molekulákat vagy ionokat tartalmaz, amelyek protonokat adnak át. adományozók protonok), a bázis pedig egy olyan anyag, amely olyan molekulákból vagy ionokból áll, amelyek protonokat fogadnak el ( elfogadók protonok). Vegye figyelembe, hogy vizes oldatokban a hidrogénionok hidratált formában, azaz hidrogénionok formájában léteznek. H3O+ . Ez az elmélet nemcsak vízzel és hidroxidionokkal, hanem oldószer hiányában vagy nem vizes oldószerrel végbemenő reakciókat is leírja.
Például az ammónia közötti reakcióban NH 3 (gyenge bázis) és hidrogén-klorid gázfázisban szilárd ammónium-klorid képződik, és két anyag egyensúlyi keverékében mindig 4 részecske van, ebből kettő sav, a másik kettő bázis:
Ez az egyensúlyi keverék két konjugált pár savból és bázisból áll:
1)NH 4+ és NH 3
2) HClés Cl ‑
Itt minden konjugált párban a sav és a bázis egy protonban különbözik. Minden savnak van konjugált bázisa. Az erős savnak gyenge konjugált bázisa, a gyenge savnak erős konjugált bázisa van.
A Bronsted-Lowry elmélet lehetővé teszi a víz egyedülálló szerepének magyarázatát a bioszféra életében. A víz, a vele kölcsönhatásba lépő anyagtól függően, akár sav, akár bázis tulajdonságait mutathatja. Például az ecetsav vizes oldataival végzett reakciókban a víz bázis, a vizes ammóniaoldatokkal pedig sav.
1) CH 3 COOH + H 2 O ↔ H3O + + CH 3 SOO- . Itt az ecetsav molekula protont adományoz a vízmolekulának;
2) NH3 + H 2 O ↔ NH4 + + Ő- . Itt az ammónia molekula protont fogad el a vízmolekulától.
Így a víz két konjugált párt alkothat:
1) H 2 O(sav) és Ő- (konjugált bázis)
2) H3O+ (sav) és H 2 O(konjugált bázis).
Az első esetben a víz protont ad, a második esetben pedig elfogadja.
Az ilyen tulajdonságot ún amfiprotonitás. Azokat az anyagokat, amelyek savként és bázisként is reagálhatnak, nevezzük amfoter. Az ilyen anyagok gyakran megtalálhatók a természetben. Például az aminosavak savakkal és bázisokkal egyaránt sókat képezhetnek. Ezért a peptidek könnyen alkotnak koordinációs vegyületeket a jelenlévő fémionokkal.
Így az ionos kötés jellemző tulajdonsága egy csomó kötőelektron teljes eltolódása az egyik atommaghoz. Ez azt jelenti, hogy az ionok között van egy tartomány, ahol az elektronsűrűség közel nulla.
A második típusú kapcsolat azkovalens kapcsolat
Az atomok az elektronok megosztásával stabil elektronikus konfigurációkat alkothatnak.
Ilyen kötés akkor jön létre, ha egy-egy elektronpáron osztoznak. mindegyiktől atom. Ebben az esetben a szocializált kötéselektronok egyenlően oszlanak el az atomok között. A kovalens kötésre példa az homonukleáris kétatomos H molekulák 2 , N 2 , F 2. Az allotrópok azonos típusú kötésekkel rendelkeznek. O 2 és ózon O 3. ábra és egy többatomos molekula esetében S 8 és szintén heteronukleáris molekulák hidrogén klorid HCl, szén-dioxid CO 2, metán CH 4, etanol Val vel 2 H 5 Ő, kén hexafluorid SF 6, acetilén Val vel 2 H 2. Ezeknek a molekuláknak ugyanazok a közös elektronjai, kötéseik azonos módon telítettek és irányítottak (4. ábra).
A biológusok számára fontos, hogy a kettős és hármas kötésben lévő atomok kovalens sugara csökkenjen az egyszeres kötéshez képest.
Rizs. 4. Kovalens kötés a Cl 2 molekulában.
Az ionos és kovalens típusú kötések a létező kémiai kötéstípusok két korlátozó esete, és a gyakorlatban a kötések többsége közbenső.
A Mengyelejev-rendszer azonos vagy különböző periódusainak ellentétes végein elhelyezkedő két elem vegyületei túlnyomórészt ionos kötéseket alkotnak. Ahogy az elemek egy perióduson belül közelednek egymáshoz, vegyületeik ionos jellege csökken, míg kovalens jellege nő. Például a periódusos rendszer bal oldalán lévő elemek halogenidjei és oxidjai túlnyomórészt ionos kötéseket alkotnak ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), és a táblázat jobb oldalán lévő elemek azonos vegyületei kovalensek ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glükóz C 6 H 12 O 6, etanol C 2 H 5OH).
A kovalens kötésnek viszont van egy másik módosulása.
A többatomos ionokban és az összetett biológiai molekulákban mindkét elektron csak innen származhat egy atom. Ez az úgynevezett donor elektronpár. Azt az atomot, amely ezt az elektronpárt donorral szocializálja, ún elfogadó elektronpár. Ezt a típusú kovalens kötést ún koordináció (donor-elfogadó, vagyrészeshatározó) kommunikáció(5. ábra). Ez a fajta kötés a biológia és az orvostudomány számára a legfontosabb, mivel az anyagcsere szempontjából legfontosabb d-elemek kémiáját nagyrészt koordinációs kötések írják le.
kép 5.
Általában egy összetett vegyületben egy fématom elektronpár akceptorként működik; ellenkezőleg, ionos és kovalens kötésekben a fématom elektrondonor.
A kovalens kötés lényege és változata - a koordinációs kötés - egy másik, a GN által javasolt savak és bázisok elmélete segítségével tisztázható. Lewis. Némileg kibővítette a "sav" és a "bázis" kifejezések szemantikai fogalmát a Bronsted-Lowry elmélet szerint. A Lewis-elmélet megmagyarázza a komplex ionok képződésének természetét és az anyagok részvételét a nukleofil szubsztitúciós reakciókban, azaz a CS képződésében.
Lewis szerint a sav olyan anyag, amely képes kovalens kötést létrehozni egy bázis elektronpárjának elfogadásával. A Lewis-bázis olyan anyag, amely magányos elektronpárt tartalmaz, amely elektronok adományozásával kovalens kötést hoz létre Lewis-savval.
Vagyis a Lewis-elmélet kiterjeszti a sav-bázis reakciók körét azokra a reakciókra is, amelyekben a protonok egyáltalán nem vesznek részt. Sőt, maga a proton ezen elmélet szerint szintén sav, mivel képes elektronpárt fogadni.
Ezért ezen elmélet szerint a kationok Lewis-savak, az anionok pedig Lewis-bázisok. A következő reakciók példák:
Fentebb megjegyeztük, hogy az anyagok ionosra és kovalensre való felosztása relatív, mivel a kovalens molekulákban nincs teljes elektronátvitel a fématomokról az akceptor atomokra. Az ionos kötéssel rendelkező vegyületekben minden ion az ellenkező előjelű ionok elektromos mezőjében van, így kölcsönösen polarizálódnak, héjaik deformálódnak.
Polarizálhatóság az ion elektronszerkezete, töltése és mérete határozza meg; az anionoknál magasabb, mint a kationoknál. A kationok közül a legnagyobb a polarizálhatóság a nagyobb töltésű és kisebb méretű kationok esetében, pl Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Erős polarizáló hatása van H+ . Mivel az ionpolarizáció hatása kétirányú, jelentősen megváltoztatja az általuk képződött vegyületek tulajdonságait.
A harmadik típusú kapcsolat -dipólus-dipólus kapcsolat
A felsorolt kommunikációs típusokon kívül vannak dipólus-dipólusok is intermolekuláris kölcsönhatások, más néven van der Waals .
Ezen kölcsönhatások erőssége a molekulák természetétől függ.
Háromféle kölcsönhatás létezik: permanens dipólus - permanens dipólus ( dipólus-dipólus vonzerő); állandó dipólus által indukált dipólus ( indukció vonzerő); pillanatnyi dipólus által indukált dipólus ( diszperzió vonzás, vagy a londoni erők; rizs. 6).
Rizs. 6.
Csak a poláris kovalens kötésekkel rendelkező molekulák rendelkeznek dipól-dipólus momentummal ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), a kötési szilárdság pedig 1-2 debye(1D \u003d 3,338 × 10 -30 coulombméter - C × m).
A biokémiában egy másik típusú kötést különböztetnek meg - hidrogén kapcsolat, ami korlátozó eset dipólus-dipólus vonzerő. Ez a kötés egy hidrogénatom és egy kis elektronegatív atom, leggyakrabban oxigén, fluor és nitrogén között jön létre. A hasonló elektronegativitással rendelkező nagy atomoknál (például klórral és kénnel) a hidrogénkötés sokkal gyengébb. A hidrogénatomot egy lényeges tulajdonság különbözteti meg: a megkötő elektronok elhúzásakor a magja - a proton - szabaddá válik, és megszűnik az elektronok általi átvilágítása.
Ezért az atom nagy dipólussá válik.
A hidrogénkötés a van der Waals-kötéssel ellentétben nemcsak intermolekuláris kölcsönhatások során jön létre, hanem egy molekulán belül is. intramolekuláris hidrogén kötés. A hidrogénkötések fontos szerepet játszanak a biokémiában, például a fehérjék szerkezetének stabilizálásában a-hélix formájában, vagy a DNS kettős hélix kialakításában (7. ábra).
7. ábra.
A hidrogén- és van der Waals kötések sokkal gyengébbek, mint az ionos, kovalens és koordinációs kötések. Az intermolekuláris kötések energiáját a táblázat tartalmazza. egy.
Asztal 1. Intermolekuláris erők energiája
jegyzet: Az intermolekuláris kölcsönhatások mértéke az olvadás és a párolgás (forrás) entalpiáját tükrözi. Az ionos vegyületek sokkal több energiát igényelnek az ionok szétválasztásához, mint a molekulák elválasztásához. Az ionos vegyületek olvadási entalpiája sokkal magasabb, mint a molekuláris vegyületeké.
A negyedik típusú kapcsolat -fémes kötés
Végül van egy másik típusú intermolekuláris kötés - fém: fémek rácsának pozitív ionjainak összekapcsolása szabad elektronokkal. Ez a fajta kapcsolat nem fordul elő biológiai objektumokban.
A kötéstípusok rövid áttekintéséből egy részlet derül ki: egy fém atomjának vagy ionjának - elektrondonornak, valamint atomnak - elektronakceptornak fontos paramétere a a méret.
Anélkül, hogy részleteznénk, megjegyezzük, hogy az atomok kovalens sugarai, a fémek ionos sugarai és a kölcsönhatásban lévő molekulák van der Waals sugarai növekszenek, ahogy a periódusos rendszer csoportjaiban növekszik az atomszámuk. Ebben az esetben az ion sugarai a legkisebbek, és a van der Waals sugarak a legnagyobbak. Általános szabály, hogy a csoportban lefelé haladva minden elem sugara nő, mind a kovalens, mind a van der Waals.
A biológusok és az orvosok számára a legfontosabbak koordináció(donor-elfogadó) koordinációs kémia által figyelembe vett kötések.
Orvosi bioszervetlen anyagok. G.K. Baraskov
Az NH3 az egyik leghíresebb és leghasznosabb vegyszer. Széleskörű alkalmazásra talált a mezőgazdaságban, és nem csak. Különleges kémiai tulajdonságokkal rendelkezik, amelyeknek köszönhetően különféle iparágakban használják.
Mi az az NH3
Az NH 3-t még a kémiától legtávolabbi ember is ismeri. Ez ammónia. Az ammóniát (NH 3) más néven hidrogén-nitridnek nevezik, és normál körülmények között színtelen, erre az anyagra jellemző kifejezett szagú gáz. Azt is érdemes megjegyezni, hogy az NH 3 gáz (az úgynevezett ammónia) majdnem kétszer olyan könnyű, mint a levegő!
A gázon kívül körülbelül 70 ° C hőmérsékletű folyadék lehet, vagy oldat (ammóniaoldat) formájában létezhet. A folyékony NH 3 megkülönböztető jellemzője, hogy képes önmagában feloldani a D. I. Mengyelejev elemtáblázatának I. és II. csoportjának fő alcsoportjainak fémeit (vagyis az alkáli- és alkáliföldfémeket), valamint a magnéziumot, alumíniumot. , európium és itterbium. A vízzel ellentétben a folyékony ammónia nem lép kölcsönhatásba a fenti elemekkel, hanem pontosan oldószerként működik. Ez a tulajdonság lehetővé teszi a fémek eredeti formájukban történő izolálását az oldószer (NH 3) elpárologtatásával. Az alábbi ábrán láthatja, hogyan néz ki a folyékony ammóniában oldott nátrium.
Hogyan néz ki az ammónia a kémiai kötések szempontjából?
Az ammónia (NH 3) sémáját és térszerkezetét legvilágosabban egy háromszög alakú gúla mutatja. Az ammónia "piramisának" teteje a nitrogénatom (kék színnel kiemelve), amint az az alábbi képen látható.
Az ammónia (NH 3 ) nevű anyag atomjai hidrogénkötésekkel kapcsolódnak egymáshoz, akárcsak a vízmolekulákban. De nagyon fontos megjegyezni, hogy az ammónia molekulában a kötések gyengébbek, mint a vízmolekulában. Ez megmagyarázza, hogy az NH 3 olvadáspontja és forráspontja miért alacsonyabb a H 2 O-hoz képest.
Kémiai tulajdonságok
A legelterjedtebb az ammónia nevű NH 3 anyag előállításának két módja. Az iparban az úgynevezett Haber-eljárást alkalmazzák, melynek lényege a légköri nitrogén és (metánból nyert) hidrogén megkötése úgy, hogy ezeknek a gázoknak a keverékét nagy nyomáson fűtött katalizátoron vezetik át.
Laboratóriumokban az ammónia szintézise leggyakrabban tömény ammónium-klorid és szilárd nátrium-hidroxid kölcsönhatásán alapul.
Folytassuk az NH 3 kémiai tulajdonságainak közvetlen mérlegelésével.
1) Az NH3 gyenge bázisként működik. Ezért megy végbe a következő egyenlet, amely leírja a vízzel való kölcsönhatást:
NH 3 + H 2 O \u003d NH4 + + OH -
2) A savakkal való reakcióképessége és a megfelelő ammóniumsókat képező képessége az NH 3 alapvető tulajdonságain alapul:
NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (ammónium-nitrát)
3) Korábban azt mondták, hogy a fémek egy bizonyos csoportja feloldódik a folyékony ammóniában. Egyes fémek azonban nemcsak feloldódnak, hanem az NH 3-mal amidoknak nevezett vegyületeket is képezhetnek:
Na (tv) + NH3 (g) = NaNH 2 + H 2
Na (tv) + NH3 (l) \u003d NaNH 2 + H 2 (a reakciót vas, mint katalizátor jelenlétében hajtjuk végre)
4) Amikor az NH 3 kölcsönhatásba lép Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+ fémekkel, a megfelelő fém-hidroxidok és ammóniumkation képződnek:
Fe 3+ + NH 3 + H 2 O \u003d Fe (OH) 3 + NH 4 +
5) Az NH 3 Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ fémekkel való kölcsönhatásának eredménye leggyakrabban a megfelelő fémkomplexek:
Cu 2+ + NH 3 + H 2 O \u003d Cu (OH) 2 + NH 4 +
Cu (OH) 2 + NH 3 \u003d 2 + + OH -
Az NH3 képződése és további útja az emberi szervezetben
Köztudott, hogy az aminosavak az emberi szervezetben zajló biokémiai folyamatok szerves részét képezik. Ezek a fő forrásai az NH 3-nak, az ammóniának nevezett anyagnak, amely oxidatív dezaminációjuk eredménye (leggyakrabban). Sajnos az ammónia mérgező az emberi szervezetre, könnyen képződik belőle a fent említett ammóniumkation (NH 4 +), amely felhalmozódik a sejtekben. Ezt követően a legfontosabb biokémiai ciklusok lelassulnak, és ennek eredményeként csökken a termelődő ATP szintje.
Könnyű kitalálni, hogy a szervezetnek mechanizmusokra van szüksége a felszabaduló NH 3 megkötéséhez és semlegesítéséhez. Az alábbi diagram bemutatja az ammónia forrásait és néhány kötőtermékét az emberi szervezetben.
Tehát röviden, az ammónia semlegesítése a szövetekben transzportformáinak (például glutamin és alanin) képződésével, a vizelettel történő kiválasztással, a karbamid bioszintézis segítségével történik, amely az NH semlegesítésének fő természetes módja. 3 az emberi szervezetben.
Az NH3 - ammónia nevű anyag használata
A modern időkben a folyékony ammónia a legkoncentráltabb és legolcsóbb nitrogénműtrágya, amelyet a mezőgazdaságban durva talajok és tőzeg ammóniázására használnak. Ha folyékony ammóniát alkalmaznak a talajra, megnő a mikroorganizmusok száma, de nincsenek negatív következmények, mint például a szilárd műtrágyák. Az alábbi ábra a gáznemű ammónia folyékony nitrogénnel történő cseppfolyósításának egyik lehetséges berendezését mutatja.
Az elpárolgó, folyékony ammónia sok hőt vesz fel a környezetből, ami lehűlést okoz. Ezt a tulajdonságot hűtőberendezésekben használják mesterséges jég előállítására romlandó élelmiszerek tárolása során. Ezenkívül a talaj lefagyasztására használják földalatti építmények építése során. Az ammónia vizes oldatait a vegyiparban (ipari nem vizes oldószer), a laboratóriumi gyakorlatban (például vegyi termékek elektrokémiai gyártásánál oldószerként), gyógyászatban és háztartási felhasználásban használják.
7.11. A kovalens kötéssel rendelkező anyagok szerkezete
Azokat az anyagokat, amelyekben minden típusú kémiai kötésből csak kovalens kötés van jelen, két egyenlőtlen csoportra osztják: molekuláris (nagyon) és nem molekuláris (sokkal kevésbé).
A szilárd molekuláris anyagok kristályai olyan molekulákból állnak, amelyeket az intermolekuláris kölcsönhatás erői gyengén kapcsolnak össze. Az ilyen kristályoknak nincs nagy szilárdsága és keménysége (emlékezzünk a jégre vagy a cukorra). Alacsony olvadáspontjuk és forráspontjuk is van (lásd a 22. táblázatot).
22. táblázat: Egyes molekuláris anyagok olvadáspontja és forráspontja
Anyag |
Anyag |
||||
| 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 (naftalin) | 80 | 218 |
| SO2 | – 75 | – 10 | S8 | 119 |
Molekuláris társaikkal ellentétben a kovalens kötéssel rendelkező, nem molekuláris anyagok nagyon kemény kristályokat képeznek. A gyémántkristályok (a legkeményebb anyag) ilyen típusúak.
Egy gyémántkristályban (7.5. ábra) minden szénatom négy másik szénatomhoz kapcsolódik egyszerű kovalens kötésekkel (sp 3 hibridizáció). A szénatomok háromdimenziós keretet alkotnak. Lényegében az egész gyémántkristály egyetlen hatalmas és nagyon erős molekula.
A rádióelektronikában és az elektronikai technikában széles körben használt szilíciumkristályok szerkezete megegyezik.
Ha a gyémántban lévő szénatomok felét szilícium atomokra cseréljük, anélkül, hogy a kristály vázszerkezetét megzavarnánk, szilícium-karbid SiC kristályt kapunk, amely szintén nagyon kemény anyag, amelyet csiszolóanyagként használnak. A közönséges kvarchomok (szilícium-dioxid) is ebbe a típusú kristályos anyagok közé tartozik. A kvarc nagyon kemény anyag; smirglinek nevezik, csiszolóanyagként is használják. A kvarc szerkezetét könnyű megszerezni, ha egy szilíciumkristály két szilíciumatomja közé oxigénatomokat helyezünk. Ebben az esetben minden szilíciumatom négy oxigénatommal, minden oxigénatom pedig két szilíciumatommal lesz társítva.
A gyémánt, szilícium, kvarc és hasonló szerkezetű kristályokat atomkristályoknak nevezzük.
Az atomkristály olyan kristály, amely egy vagy több elem atomjaiból áll, amelyeket kémiai kötéssel kapcsolnak össze.
Az atomkristályban lévő kémiai kötés lehet kovalens vagy fémes.
Mint már tudod, minden atomkristály, akárcsak az ionos kristály, hatalmas „szupermolekula”. Egy ilyen "szupermolekula" szerkezeti képlete nem írható le - csak a töredékét lehet megmutatni, például:
A molekuláris anyagokkal ellentétben az atomkristályokat alkotó anyagok a legtûzállóbbak közé tartoznak (lásd 23. táblázat).
23. táblázat Néhány nem molekuláris anyag olvadáspontja és forráspontja val vel kovalens kötések
Az ilyen magas olvadáspontok teljesen érthetőek, ha emlékezünk arra, hogy ezen anyagok olvadása során nem gyenge intermolekuláris, hanem erős kémiai kötések szakadnak fel. Ugyanebből az okból kifolyólag sok atomkristályt alkotó anyag nem olvad meg hevítéskor, hanem lebomlik, vagy azonnal gőzállapotba kerül (szublimál), például a grafit 3700 o C-on szublimál.
| Szilícium - Si. A nagyon kemény, törékeny szilícium kristályok fémnek tűnnek, de ez nem fém. Az elektromos vezetőképesség típusa szerint ez az anyag a félvezetők közé tartozik, ami meghatározza óriási jelentőségét a modern világban. A szilícium a legfontosabb félvezető anyag. A rádióvevők, televíziók, számítógépek, modern telefonok, elektronikus órák, napelemek és sok más háztartási és ipari eszköz nagy tisztaságú szilícium-monokristályokból készült tranzisztorokat, mikroáramköröket, fotocellákat tartalmaz a legfontosabb szerkezeti elemekként. A műszaki szilíciumot az acélgyártásban és a színesfémkohászatban használják. Kémiai tulajdonságai szerint a szilícium meglehetősen inert anyag, csak magas hőmérsékleten reagál. Szilícium-dioxid – SiO 2. Ennek az anyagnak egy másik neve szilícium-dioxid. A szilícium-dioxid a természetben két formában fordul elő: kristályos és amorf formában. Sok féldrágakő és díszkő a kristályos szilícium-dioxid (kvarc) változata: hegyikristály, jáspis, kalcedon, achát. az opál pedig a szilícium-dioxid amorf formája. A kvarc nagyon elterjedt a természetben, mivel a sivatagok dűnéi, a folyók és tengerek homokpadjai mind kvarchomok. A kvarc színtelen kristályos, nagyon kemény és tűzálló anyag. Keménységét tekintve gyengébb, mint a gyémánt és a korund, de ennek ellenére széles körben használják csiszolóanyagként. A kvarchomokot széles körben használják az építőiparban és az építőanyag-iparban. A kvarcüveget laboratóriumi üvegáru és tudományos műszerek készítésére használják, mert nem repedik meg, ha hirtelen hőmérséklet-változásoknak teszik ki. A szilícium-dioxid kémiai tulajdonságai szerint savas oxid, de lúgokkal csak összeolvadáskor lép reakcióba. Magas hőmérsékleten szilícium-dioxidból és grafitból szilícium-karbidot, karborundumot nyernek. A karborund a gyémánt után a második legkeményebb anyag, csiszolókorongokat és csiszolópapírt is készítenek belőle. |
7.12. Kovalens kötés polaritása. Elektronegativitás
Emlékezzünk vissza, hogy a különböző elemek izolált atomjai eltérően hajlamosak elektronokat adni és elfogadni. Ezek a különbségek a kovalens kötés kialakulása után is fennmaradnak. Vagyis egyes elemek atomjai hajlamosak erősebben vonzani magukhoz a kovalens kötés elektronpárját, mint más elemek atomjai.
Tekintsünk egy molekulát HCl.
Ebben a példában nézzük meg, hogyan becsülhetjük meg az elektronkötésfelhő elmozdulását moláris ionizációs energiák és elektronátlagok segítségével. 1312 kJ/mol, és 1251 kJ/mol - a különbség jelentéktelen, körülbelül 5%. 73 kJ / mol, és 349 kJ / mol - itt sokkal nagyobb a különbség: a klóratom elektronaffinitási energiája csaknem ötször nagyobb, mint a hidrogénatomé. Ebből arra következtethetünk, hogy a hidrogén-klorid molekulában a kovalens kötés elektronpárja nagyrészt a klóratom felé tolódik el. Más szóval, a kötéselektronok több időt töltenek a klóratom közelében, mint a hidrogénatom közelében. Az elektronsűrűség ilyen egyenetlen eloszlása az elektromos töltések újraeloszlásához vezet a molekulán belül. a hidrogénatomon pozitív, a klóratomon pedig negatív.
Ebben az esetben a kötést polarizáltnak mondjuk, magát a kötést pedig poláris kovalens kötésnek.
Ha egy kovalens kötés elektronpárja nem tolódik el egyik kötött atomhoz sem, vagyis a kötéselektronok egyformán hozzátartoznak a kötött atomokhoz, akkor az ilyen kötést nempoláris kovalens kötésnek nevezzük.
A "formális töltés" fogalma kovalens kötés esetén is alkalmazható. Csak a definícióban nem ionokról, hanem atomokról kell beszélni. Általánosságban a következő meghatározás adható.
Azokban a molekulákban, amelyekben kovalens kötések csak a cseremechanizmus révén jönnek létre, az atomok formális töltése nullával egyenlő. Tehát a HCl molekulában a klór és a hidrogén atomjainak formális töltése nulla. Ezért ebben a molekulában a klór- és hidrogénatom valós (effektív) töltései megegyeznek a részleges (többlet) töltésekkel.
Korántsem mindig könnyű meghatározni a molekula egyik vagy másik elemének atomján a részleges töltés előjelét a moláris ionizációs energiák és az elektródához való affinitás alapján, vagyis megbecsülni, hogy a kötések elektronpárjai milyen irányba tolódnak el. . Általában erre a célra egy másik, az atomra jellemző energiát használnak - az elektronegativitást.
Jelenleg nincs egységes, általánosan elfogadott elnevezés az elektronegativitásra. E / O betűkkel jelölheti. Ezenkívül nincs egyetlen általánosan elfogadott módszer az elektronegativitás kiszámítására. Leegyszerűsítve a moláris ionizációs energiák és az elektronaffinitás összegének feleként ábrázolható – ez volt az egyik első módszer a kiszámítására.
A különféle elemek atomjainak elektronegativitásának abszolút értékeit nagyon ritkán használják. Gyakrabban használják a relatív elektronegativitást, amelyet c betűvel jelölünk. Kezdetben ezt az értéket egy adott elem atomjának elektronegativitásának és a lítiumatom elektronegativitásának arányaként határozták meg. Ezt követően a számítási módszerek némileg megváltoztak.
A relatív elektronegativitás dimenzió nélküli mennyiség. Értékeit a 10. számú melléklet tartalmazza.
Mivel a relatív elektronegativitás elsősorban az atom ionizációs energiájától függ (az elektronaffinitási energia mindig jóval kisebb), így a kémiai elemek rendszerében megközelítőleg az ionizációs energiával megegyezően változik, vagyis a céziumtól átlósan nő ( 0,86) fluorra (4,10). A táblázatban megadott hélium és neon relatív elektronegativitásának nincs gyakorlati jelentősége, mivel ezek az elemek nem képeznek vegyületeket.
Az elektronegativitás táblázata segítségével könnyen meghatározható, hogy a két atom közül melyik irányba tolódnak el az ezeket az atomokat megkötő elektronok, és ebből következően az ezeken az atomokon fellépő részleges töltések előjelei.
| H2O | A kommunikáció poláris | |||
| H2 | Az atomok ugyanazok | H--H | A kommunikáció nem poláris | |
| CO2 | A kommunikáció poláris | |||
| Cl2 | Az atomok ugyanazok | Cl--Cl | A kommunikáció nem poláris | |
| H 2 S | A kommunikáció poláris |
Így a különböző elemek atomjai közötti kovalens kötés kialakulása esetén az ilyen kötés mindig poláris lesz, egy elem atomjai közötti kovalens kötés kialakulása esetén pedig (egyszerű anyagokban) a kötés. a legtöbb esetben nem poláris.
Minél nagyobb a különbség a kötött atomok elektronegativitása között, annál polárisabb a kovalens kötés ezen atomok között.
| Hidrogén-szulfid H 2 S- a rothadt tojásra jellemző szagú színtelen gáz; mérgező. Termikusan instabil, hevítés hatására lebomlik. A hidrogén-szulfid vízben gyengén oldódik, vizes oldatát hidroszulfidsavnak nevezik. A hidrogén-szulfid kiváltja (katalizálja) a fémek korrózióját, ez a gáz "bűnös" az ezüst sötétedésében. A természetben néhány ásványvízben megtalálható. Az életfolyamat során néhány baktérium alkotja. A hidrogén-szulfid minden élőlényre pusztító. A hidrogén-szulfid réteget a Fekete-tenger mélyén fedezték fel, és aggodalomra ad okot a tudósokban: a tengeri élőlények élete állandó veszélyben van. |
POLÁRIS KOVALENTS KÖTÉS, NEM POLÁRIS KOVALENTS KÖTÉS, ABSZOLÚT ELEKTRONEGATIVITÁS, RELATÍV ELEKTRONEGATIVITÁS.
1. A kísérletek és az azt követő számítások kimutatták, hogy a szilícium effektív töltése szilícium-tetrafluoridban +1,64 e, a xenoné a xenon-hexafluoridban +2,3 e. Határozza meg ezekben a vegyületekben a fluoratomok részleges töltéseinek értékét. 2. Állítsa össze a következő anyagok szerkezeti képleteit, és a " " és "" jelöléssel jellemezze ezen vegyületek molekuláiban a kovalens kötések polaritását: 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. Az elektronegativitási táblázat segítségével jelölje meg, hogy a vegyületek közül melyikben polárisabb a kötés: a) CCl 4 vagy SiCl 4; b) H2S vagy H20; c) NF3 vagy NC13; d) Cl 2 O vagy OF 2.
7.13. Donor-akceptor kötés kialakulásának mechanizmusa
Az előző bekezdésekben kétféle kötésről tanult részletesen: ionos és kovalens kötésről. Emlékezzünk vissza, hogy ionos kötés akkor jön létre, amikor egy elektron teljesen átkerül egyik atomról a másikra. Kovalens - a kötött atomok párosítatlan elektronjainak szocializációjával.
Ezen kívül van egy másik mechanizmus is a kötések kialakítására. Tekintsük ezt egy ammónia molekula és egy bór-trifluorid molekula kölcsönhatásának példáján:
Ennek eredményeként kovalens és ionos kötések is megjelennek a nitrogén- és bóratomok között. Ebben az esetben a nitrogénatom az donor elektronpár ("adja" kötést), és a bór atom - elfogadó("elfogadja" a kapcsolat létrejöttekor). Innen származik az ilyen kapcsolat kialakításának mechanizmusának neve - " donor-elfogadó.
Amikor a donor-akceptor mechanizmus kötést hoz létre, egyidejűleg kovalens kötés és ionos kötés is létrejön.
Természetesen a kötött atomok elektronegativitásbeli különbsége miatti kötés kialakulása után a kötés polarizálódik, és olyan résztöltések keletkeznek, amelyek csökkentik az atomok effektív (valós) töltéseit.
Nézzünk más példákat.
Ha az ammónia molekula mellett megjelenik egy erősen poláris hidrogén-klorid molekula, amelyben a hidrogénatomon jelentős részleges töltés van, akkor ebben az esetben a hidrogénatom az elektronpár akceptor szerepét tölti be. Az ő 1 s-AO, bár nem teljesen üres, mint az előző példában a bór atomé, ennek a pályának a felhőjében az elektronsűrűség jelentősen csökken.
A kapott kation térszerkezete, ammónium ion NH 4 , hasonlóan a metán molekula szerkezetéhez, vagyis mind a négy N-H kötés pontosan egyforma.
Az NH 4 Cl ammónium-klorid ionos kristályok képződését gázhalmazállapotú ammónia és hidrogén-klorid gáz halmazállapotú összekeverésével figyelhetjük meg:
NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (cr)
Az elektronpár donorja nemcsak nitrogénatom lehet. Ez lehet például egy vízmolekula oxigénatomja. Ugyanazzal a hidrogén-kloriddal a vízmolekula a következőképpen lép kölcsönhatásba:
A keletkező H 3 O kationt ún oxónium-ionés amint hamarosan megtudja, nagy jelentősége van a kémiában.
Végezetül vegyük figyelembe a szén-monoxid (szén-monoxid) CO-molekula elektronszerkezetét:
Ebben három kovalens kötésen (hármas kötés) kívül egy ionos kötés is található.
A donor-akceptor mechanizmus általi kötés kialakulásának feltételei:
1) meg nem osztott vegyértékelektronpár jelenléte az egyik atomban;
2) egy szabad pálya jelenléte egy másik atom vegyérték-alszintjén.
A kötés kialakulásának donor-akceptor mechanizmusa meglehetősen elterjedt. Különösen gyakori a vegyületek képződésében d-elemek. szinte az összes atomja d-az elemeknek sok szabad vegyértékpályája van. Ezért az elektronpárok aktív akceptorai.
ADOMÁNYOZÓ-ELFOGADÓ KÖTÉSKÉPZÉSI MECHANIZMUS, AMMÓNIUM-ION, OXÓNIUM-ION, AZ ADOMÁNYOZÓ-ELFOGADÓ MECHANIZMUSÚ KÖTÉSKÉPZÉS FELTÉTELEI.
1. Készítsen reakcióegyenleteket és képződési sémákat!
a) ammónium-bromid NH4Br ammóniából és hidrogén-bromidból;
b) ammónium-szulfát (NH 4) 2 SO 4 ammóniából és kénsavból.
2. Készítse el a reakcióegyenleteket és a kölcsönhatási sémákat a) víz hidrogén-bromiddal; b) víz kénsavval.
3. Az előző négy reakcióban mely atomok elektronpár donorok, és melyek akceptorok? Miért? Magyarázza meg válaszát a vegyérték-alszintek diagramjaival.
4. A salétromsav szerkezeti képlete Az O–N–O kötések közötti szögek közel 120 o . Határozza meg:
a) a nitrogénatom hibridizációjának típusa;
b) a nitrogénatom melyik AO-ja vesz részt a -kötések kialakításában;
c) a nitrogénatom melyik AO-ja vesz részt a donor-akceptor mechanizmus által a -kötés kialakításában.
Ön szerint mekkora a szög a H–O–N kötések között ebben a molekulában? 5. Állítsa össze a CN cianidion szerkezeti képletét (negatív töltés a szénatomon). Ismeretes, hogy a cianidok (ilyen iont tartalmazó vegyületek) és a szén-monoxid CO erős mérgek, biológiai hatásuk nagyon közeli. Javasoljon magyarázatot biológiai hatásuk közelségére.
7.14. Fém csatlakozás. Fémek
Kovalens kötés csak akkor jön létre az atomok között, ha a kötött atomok mérete kicsi. Ebben az esetben az átfedő elektronfelhők tartományában jelentős az elektronsűrűség, és az atomok erősen kötődnek, mint például a HF molekulában. Ha a kötött atomok közül legalább az egyik nagy sugarú, a kovalens kötés kialakulása kedvezőtlenebbé válik, mivel az elektronsűrűség az átfedő elektronfelhők tartományában a nagy atomok esetében sokkal kisebb, mint a kicsiké. Ilyen gyengébb kötéssel rendelkező molekula például a HI-molekula (a 21. táblázat segítségével hasonlítsa össze a HF- és HI-molekulák porlasztási energiáit).
És mégis nagy atomok között ( r o > 1.1) kémiai kötés jön létre, de ebben az esetben az összes kötött atom vegyértékelektronjainak teljes (vagy egy részének) szocializációja következtében jön létre. Például a nátriumatomok esetében mind a 3 s- ezen atomok elektronjai, ebben az esetben egyetlen elektronfelhő képződik:
Az atomok kristályt alkotnak fémes kapcsolat.
Ily módon egy elem atomjai és különböző elemek atomjai egyaránt kapcsolódhatnak egymáshoz. Az első esetben egyszerű anyagok képződnek, ún fémek, a másodikban pedig - összetett anyagok ún intermetallikus vegyületek.
Az iskolában az atomok között fémes kötéssel rendelkező anyagok közül csak a fémeket fogod közzétenni. Milyen a fémek térszerkezete? A fémkristály abból áll atommagok, amely a vegyértékelektronok szocializációja és a szocializált elektronok elektronfelhője után megmaradt. Általában az atommagok alkotják a legközelebbi tömítést, és az elektronfelhő elfoglalja a kristály teljes fennmaradó szabad térfogatát.
A legsűrűbb csomagolások fő típusai a következők köbös legközelebbi csomagolás(KPU) és hatszögletű zárt csomagolás(GPU). Ezeknek a tömítéseknek a neve a kristályok szimmetriájához kapcsolódik, amelyben megvalósulnak. Egyes fémek lazán tömörült kristályokat képeznek - testközpontú köbös(BCC). Ezeknek a csomagoknak a térfogati és gömbmodelljeit a 7.6. ábra mutatja.
A köbös legközelebbi töltetet Cu, Al, Pb, Au és néhány más elem atomjai alkotják. Hatszögletű zárt tömítés - Be, Zn, Cd, Sc és számos más atomok. Az alkálifémek kristályaiban, a VB és VIB csoport elemeiben testközpontú atomtömege van. Egyes fémek különböző hőmérsékleteken eltérő szerkezetűek lehetnek. A fémek szerkezetének ilyen eltéréseinek és jellemzőinek okai még nem teljesen tisztázottak.
Amikor megolvad, fémkristályokká alakulnak fémes folyadékok. Az atomok közötti kémiai kötés típusa nem változik.
A fémes kötésnek nincs irányítottsága és telítettsége. Ebből a szempontból hasonló az ionos kötéshez.
Intermetallikus vegyületek esetében beszélhetünk fémes kötés polarizálhatóságáról is.
A fémek jellemző fizikai tulajdonságai:
1) nagy elektromos vezetőképesség;
2) magas hővezető képesség;
3) nagy plaszticitás.
A különböző fémek olvadáspontja nagyon eltér egymástól: a legalacsonyabb olvadáspont a higanyé (-39 o C), a legmagasabb a volfrámé (3410 o C).
| Berillium Be- világosszürke világos elég kemény, de általában törékeny fém. Olvadáspont 1287 o C. Levegőben oxidfilm borítja. A berillium meglehetősen ritka fém, az élő szervezetek evolúciójuk során gyakorlatilag nem érintkeztek vele, ezért nem meglepő, hogy mérgező az állatvilágra. A nukleáris technológiában használják. A cink Zn egy fehér puha fém, kékes árnyalattal. Olvadáspont 420 o C. Levegőben és vízben vékony, sűrű cink-oxid film borítja, ami megakadályozza a további oxidációt. A gyártás során lemezek, csövek, huzalok horganyzására, a vas korrózió elleni védelmére használják. Wolfram W. Az összes fém közül a legtűzállóbb: a wolfram olvadáspontja 3387 o C. Általában a wolfram meglehetősen törékeny, de alapos tisztítás után képlékeny lesz, ami lehetővé teszi, hogy vékony drótot húzzunk belőle, amelyből a filamentumok keletkeznek. elektromos izzókból készülnek. A keletkező wolfram nagy része azonban kemény és kopásálló ötvözetek előállítására megy el, amelyek 1000 o C-ra hevítve is megőrzik ezeket a tulajdonságokat. |
FÉM, FÉMKÖZI KÉSZÜLET, FÉM KÖTÉS, SZOROS CSOMAGOLÁS.
1. A különböző csomagok jellemzésére a "térkitöltési tényező" fogalmát használjuk, vagyis az atomok térfogatának és a kristály térfogatának arányát.
ahol Va- atom térfogata,
Z az atomok száma az egységcellában,
V i az elemi cella térfogata.
Az atomokat ebben az esetben merev sugarú golyók képviselik R amelyek érintkeznek egymással. Ball hangerő V w = (4/3) R 3 .
Határozza meg a térkitöltési tényezőt a KPU és a BCC csomagoláshoz.
2. A fémsugár értékeinek felhasználásával (9. függelék) számítsa ki a) réz (KPU), b) alumínium (KPU) és c) cézium (BCC) egységcella méretét.
Kérlek segítsetek a kémiában. Adja meg a kötés típusát az NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... molekulákban, és megkapta a legjobb választ
Olga Lyabina válasza[guru]
1) NH3 csatlakozási típus cov. poláris. a kötés kialakulásában három párosítatlan nitrogén- és egy-egy hidrogénelektron vesz részt. nincsenek pi kötések. sp3 hibridizáció. A molekula alakja piramis alakú (egy orbitális nem vesz részt a hibridizációban, a tetraéder piramissá alakul)
A CaCl2 kötés típusa ionos. pályánként két kalciumelektron vesz részt a kötés kialakításában, amelyek két klóratomot fogadnak be, kitöltve a harmadik szintjüket. nincs pi kötés, sp hibridizációs típus. a térben 180 fokos szögben helyezkednek el
Az Al2O3 kötéstípus ionos. Az alumínium s és p pályájáról három elektron vesz részt a kötés kialakításában, amit az oxigén befogad, ezzel befejezve a második szintjét. O=Al-O-Al=O. az oxigén és az alumínium között pi-kötések vannak. sp hibridizációs típus legvalószínűbb.
A BaS kötéstípus ionos. A kén két báriumelektront fogad el. Ba=S egy pi kötés. hibridizáció sp. Lapos molekula.
2) AgNO3
az ezüst a katódon redukálódik
K Ag+ + e = Ag
a víz az anódnál oxidálódik
A 2H2O - 4e \u003d O2 + 4H+
Faraday törvénye szerint (bármilyen...) a katódon felszabaduló anyag tömege (térfogata) arányos az oldaton áthaladó elektromosság mennyiségével
m (Ag) \u003d Me / zF * I * t = 32,23 g
V (O2) \u003d Ve / F * I * t \u003d 1,67 l
Válasz tőle 2 válasz[guru]
Hé! Íme néhány téma a válaszokkal a kérdésére: Kérem, segítsen megoldani a kémiát. Adja meg a kötés típusát az NH3, CaCl2, Al2O3, BaS...
