E.N.FRENKEL
Chemijos pamoka
Vadovas tiems, kurie nemoka, bet nori išmokti ir suprasti chemiją
I dalis. Bendrosios chemijos elementai
(pirmas sunkumo lygis)
Tęsinys. Pamatyti 13, 18, 23/2007;
6/2008
4 skyrius
Ankstesniuose šio vadovo skyriuose buvo diskutuojama apie tai, kad medžiaga susideda iš molekulių, o molekulės – iš atomų. Ar kada nors susimąstėte, kodėl molekulę sudarantys atomai neskraido skirtingomis kryptimis? Kas laiko atomus kartu molekulėje?
Laiko juos cheminis ryšys .
Norint suprasti cheminės jungties prigimtį, pakanka prisiminti paprastą fizinį eksperimentą. Du rutuliai, kabantys vienas šalia kito ant virvelių, niekaip „nereaguoja“ vienas į kitą. Bet jei vienam rutuliui suteiksite teigiamą krūvį, o kitam neigiamą, jie bus pritraukti vienas prie kito. Argi tai ne ta jėga, kuri pritraukia atomus vienas prie kito? Tiesą sakant, tyrimai parodė cheminis ryšys yra elektrinio pobūdžio.
Iš kur atsiranda krūviai neutraliuose atomuose?
Straipsnis publikuotas remiant internetinį USE parengiamąjį kursą „Egzaminukas“. Svetainėje rasite visą reikalingą medžiagą savarankiškam pasiruošimui egzaminui – kiekvienam vartotojui sudaryti unikalų mokymo planą, sekti pažangą kiekviena dalyko tema, teorija ir užduotis. Visos užduotys atitinka naujausius pakeitimus ir papildymus. Taip pat galima siųsti užduotis iš Vieningo valstybinio egzamino rašytinės dalies tikrinti ekspertams, kad būtų gauti balai ir išanalizuoti darbą pagal vertinimo kriterijus. Užduotys užduotys su patirties kaupimu, lygių įveikimu, premijų ir apdovanojimų gavimu, varžybos su draugais Vieningoje valstybinėje egzaminų arenoje. Norėdami pradėti ruoštis, spustelėkite nuorodą: https://examer.ru.
Aprašant atomų sandarą, buvo parodyta, kad visi atomai, išskyrus tauriųjų dujų atomus, yra linkę įgyti arba atiduoti elektronus. Priežastis yra stabilaus aštuonių elektronų išorinio lygio susidarymas (kaip ir tauriosiose dujose). Priimant ar išduodant elektronus atsiranda elektros krūviai ir dėl to dalelių elektrostatinė sąveika. Štai taip joninis ryšys , t.y. ryšys tarp jonų.
Jonai yra stabiliai įkrautos dalelės, kurios susidaro priimant arba išduodant elektronus.
Pavyzdžiui, reakcijoje dalyvauja aktyvaus metalo atomas ir aktyvus nemetalas:
Šiame procese metalo atomas (natris) atiduoda elektronus:
a) Ar tokia dalelė yra stabili?
b) Kiek elektronų liko natrio atome?
c) Ar ši dalelė turės krūvį?
Taigi šio proceso metu susidarė stabili dalelė (8 elektronai išoriniame lygyje), kuri turi krūvį, nes natrio atomo branduolio krūvis vis dar yra +11, o likusių elektronų grynasis krūvis yra -10. Todėl natrio jono krūvis yra +1. Šio proceso santrauka atrodo taip:
Kas atsitiks su sieros atomu? Šis atomas priima elektronus, kol baigsis išorinis lygis:
Paprastas skaičiavimas rodo, kad ši dalelė turi krūvį:
Pritraukiami priešingai įkrauti jonai, todėl susidaro joninis ryšys ir „joninė molekulė“:
Yra ir kitų būdų formuoti jonus, kurie bus aptarti 6 skyriuje.
Formaliai ši molekulinė sudėtis priskiriama natrio sulfidui, nors medžiaga, susidedanti iš jonų, turi maždaug tokią struktūrą (1 pav.):
Taigi, medžiagos, susidedančios iš jonų, neturi atskirų molekulių!Šiuo atveju galime kalbėti tik apie sąlyginę „joninę molekulę“.
4.1 užduotis. Parodykite, kaip vyksta elektronų perėjimas, kai tarp atomų atsiranda joninis ryšys:
a) kalcio ir chloro;
b) aliuminis ir deguonis.
Prisiminti! Metalo atomas dovanoja išorinius elektronus; nemetalinis atomas priima trūkstamus elektronus.
Išvada. Joninė jungtis pagal aukščiau aprašytą mechanizmą susidaro tarp aktyviųjų metalų ir aktyvių nemetalų atomų.
Tačiau tyrimai rodo, kad ne visada įvyksta visiškas elektronų perėjimas iš vieno atomo į kitą. Labai dažnai cheminis ryšys susidaro ne atiduodant ir priimant elektronus, o dėl bendrų elektronų porų susidarymo*. Toks ryšys vadinamas kovalentinis .
Kovalentinis ryšys atsiranda dėl bendrų elektronų porų susidarymo. Tokio tipo ryšys susidaro, pavyzdžiui, tarp nemetalų atomų. Taigi, žinoma, kad azoto molekulė susideda iš dviejų atomų - N 2. Kaip tarp šių atomų atsiranda kovalentinis ryšys? Norint atsakyti į šį klausimą, būtina atsižvelgti į azoto atomo struktūrą:
Klausimas. Kiek elektronų trūksta iki išorinio lygio užbaigimo?
Atsakymas: Trūksta trijų elektronų. Todėl kiekvieną išorinio lygio elektroną pažymėdami tašku, gauname:
Klausimas. Kodėl trys elektronai pažymėti atskirais taškais?
Atsakymas: Esmė ta, kad norime parodyti bendrų elektronų porų susidarymą. Pora yra du elektronai. Tokia pora atsiranda, ypač jei kiekvienas atomas įneša vieną elektroną, kad sudarytų porą. Azoto atomui trūksta trijų elektronų, kad jis užbaigtų savo išorinį lygį. Tai reiškia, kad jis turi „paruošti“ tris pavienius elektronus ateities porų susidarymui (2 pav.).
Gauta elektroninė molekulės formulė azotas, kuris rodo, kad kiekvienas azoto atomas dabar turi aštuonis elektronus (šeši iš jų yra apskrieti ovalu plius 2 jų elektronai); tarp atomų atsirado trys bendros elektronų poros (apskritimų sankirta).
Kiekviena elektronų pora atitinka vieną kovalentinį ryšį. Kiek yra kovalentinių ryšių? Trys. Kiekviena jungtis (kiekviena bendra elektronų pora) bus parodyta su brūkšniu (stygos potėpiu):
Tačiau visos šios formulės neduoda atsakymo į klausimą: kas suriša atomus, kai susidaro kovalentinis ryšys? Elektroninė formulė rodo, kad tarp atomų yra bendra elektronų pora. Šioje erdvės srityje atsiranda perteklinis neigiamas krūvis. O atomų branduoliai, kaip žinote, turi teigiamą krūvį. Taigi abiejų atomų branduolius traukia bendras neigiamas krūvis, kuris atsirado dėl bendrų elektronų porų (tiksliau, elektronų debesų susikirtimo) (3 pav.).
Ar gali būti toks ryšys tarp skirtingų atomų? Gal būt. Tegul azoto atomas sąveikauja su vandenilio atomais:
Vandenilio atomo struktūra rodo, kad atomas turi vieną elektroną. Kiek tokių atomų reikia paimti, kad azoto atomas „gautų tai, ko nori“ – tris elektronus? Akivaizdu, kad trys vandenilio atomai
(4 pav.):
Kryžius pav. 4 žymi vandenilio atomo elektronus. Elektroninė amoniako molekulės formulė rodo, kad azoto atomas turi aštuonis elektronus, o kiekvienas vandenilio atomas – po du elektronus (ir daugiau pirmame energijos lygyje negali būti).
Grafinė formulė rodo, kad azoto atomo valentingumas yra trys (trys brūkšniai arba trys valentiniai brūkšniai), o kiekvienas vandenilio atomas turi vieną (po vieną brūkšnį).
Nors ir N 2, ir NH 3 molekulėse yra tas pats azoto atomas, cheminiai ryšiai tarp atomų skiriasi vienas nuo kito. Azoto molekulėje N 2 susidaro cheminiai ryšiai identiški atomai, todėl bendros elektronų poros yra viduryje tarp atomų. Atomai išlieka neutralūs. Ši cheminė jungtis vadinama nepoliarinis .
Amoniako molekulėje NH 3 susidaro cheminis ryšys skirtingi atomai. Todėl vienas iš atomų (šiuo atveju – azoto atomas) stipriau traukia bendrą elektronų porą. Bendros elektronų poros pasislenka link azoto atomo ir ant jo atsiranda nedidelis neigiamas krūvis, o vandenilio atome – teigiamas, atsirado elektros poliai - ryšys poliarinis (5 pav.).
Dauguma medžiagų, sukurtų kovalentinio ryšio pagalba, susideda iš atskirų molekulių (6 pav.).
Iš pav. 6 matyti, kad tarp atomų yra cheminių ryšių, bet tarp molekulių jų nėra arba jie yra nereikšmingi.
Cheminio ryšio tipas turi įtakos medžiagos savybėms, jos elgsenai tirpaluose. Taigi, kuo stipresnė ir reikšmingesnė dalelių trauka, tuo sunkiau jas suplėšyti ir kietą medžiagą perkelti į dujinę arba skystą. Pabandykite toliau pateiktoje diagramoje nustatyti, tarp kurių dalelių sąveikos jėga didesnė ir koks cheminis ryšys tokiu atveju susidaro (7 pav.).
Jei atidžiai perskaitysite skyrių, jūsų atsakymas bus toks: didžiausia dalelių sąveika atsiranda I atveju (joninis ryšys). Todėl visos tokios medžiagos yra kietos. Mažiausia sąveika tarp neįkrautų dalelių (III atvejis – nepolinis kovalentinis ryšys). Šios medžiagos dažniausiai yra dujos.
4.2 užduotis. Nustatykite, koks cheminis ryšys vyksta tarp atomų medžiagose: NaCl, Hcl, Cl 2, AlCl 3, H 2 O. Pateikite paaiškinimą.
4.3 užduotis. Sudarykite elektronines ir grafines formules toms medžiagoms iš 4.2 užduoties, kuriose nustatėte kovalentinio ryšio buvimą. Joniniam ryšiui sudaryti elektronų perėjimo schemas.
5 skyrius
Žemėje nėra žmogaus, kuris nematytų sprendimų. Ir kas tai yra?
Tirpalas yra vienalytis dviejų ar daugiau komponentų (komponentų arba medžiagų) mišinys.
Kas yra vienalytis mišinys? Mišinio homogeniškumas reiškia, kad tarp jį sudarančių medžiagų jokios sąsajos. Šiuo atveju neįmanoma, bent jau vizualiai, nustatyti, kiek medžiagų sudarė tam tikrą mišinį. Pavyzdžiui, žiūrint į vandenį iš čiaupo stiklinėje, sunku manyti, kad jame, be vandens molekulių, yra dar keliolika jonų ir molekulių (O 2, CO 2, Ca 2+ ir kt.). Ir joks mikroskopas nepadės pamatyti šių dalelių.
Tačiau sąsajos nebuvimas nėra vienintelis homogeniškumo požymis. vienalyčiame mišinyje mišinio sudėtis bet kuriame taške yra vienoda. Todėl norint gauti tirpalą, būtina kruopščiai sumaišyti jį sudarančius komponentus (medžiagas).
Sprendimai gali turėti skirtingą agregavimo būseną:
Dujiniai tirpalai (pavyzdžiui, oras – dujų O 2, N 2, CO 2, Ar mišinys);
Skysti tirpalai (pvz., odekolonas, sirupas, sūrymas);
Kietieji tirpalai (pavyzdžiui, lydiniai).
Viena iš tirpalą formuojančių medžiagų vadinama tirpiklis. Tirpiklis turi tokią pat agregacijos būseną kaip ir tirpalas. Taigi skystiems tirpalams tai yra skystis: vanduo, aliejus, benzinas ir kt. Dažniausiai praktikoje naudojami vandeniniai tirpalai. Jie bus aptariami toliau (nebent bus padaryta atitinkama išlyga).
Kas atsitinka, kai įvairios medžiagos ištirpsta vandenyje? Kodėl kai kurios medžiagos gerai tirpsta vandenyje, o kitos ne? Kas lemia tirpumą – medžiagos gebėjimą ištirpti vandenyje?
Įsivaizduokite, kad gabalėlis cukraus dedamas į stiklinę šilto vandens. Jis atsigulė, sumažėjo ir ... dingo. kur? Ar tikrai pažeidžiamas materijos (jos masės, energijos) tvermės dėsnis? Nr. Gurkšnokite gautą tirpalą, pamatysite, kad vanduo saldus, cukrus nedingo. Bet kodėl to nesimato?
Faktas yra tas, kad tirpstant medžiaga susmulkinama (sumalama). Šiuo atveju cukraus kubas suskilo į molekules, bet mes jų nematome. Taip, bet kodėl ant stalo gulintis cukrus nesuyra į molekules? Kodėl dingsta ir margarino gabalėlis, įmerktas į vandenį? Bet todėl, kad ištirpusi medžiaga susmulkinama veikiant tirpikliui, pavyzdžiui, vandeniui. Bet tirpiklis galės „ištraukti“ kristalą, kietąją medžiagą į molekules, jei galės „prilipti“ prie šių dalelių. Kitaip tariant, kai medžiaga ištirpsta, jos turi būti sąveika tarp medžiagos ir tirpiklio.
Kada tokia sąveika įmanoma? Tik tuo atveju, kai medžiagų (tiek tirpių, tiek tirpiklių) struktūra panaši, panaši. Seniai žinoma alchemikų taisyklė: „panašus ištirpsta į panašų“. Mūsų pavyzdžiuose cukraus molekulės yra polinės ir tarp jų ir poliarinių vandens molekulių yra tam tikros sąveikos jėgos. Tokių jėgų nėra tarp nepolinių riebalų molekulių ir polinių vandens molekulių. Todėl riebalai vandenyje netirpsta. Taigi, tirpumas priklauso nuo tirpios medžiagos ir tirpiklio pobūdžio.
Dėl ištirpusios medžiagos ir vandens sąveikos susidaro junginiai - hidratuoja. Tai gali būti labai stiprūs ryšiai:
Tokie junginiai egzistuoja kaip atskiros medžiagos: bazės, deguonies turinčios rūgštys. Natūralu, kad formuojantis šiems junginiams susidaro stiprūs cheminiai ryšiai, išsiskiria šiluma. Taigi, kai CaO (negesintos kalkės) ištirpsta vandenyje, išsiskiria tiek šilumos, kad mišinys užverda.
Bet kodėl gautas tirpalas neįkaista, kai cukrus ar druska ištirpsta vandenyje? Pirma, ne visi hidratai yra tokie stiprūs kaip sieros rūgštis ar kalcio hidroksidas. Yra druskos hidratai (kristaliniai hidratai), kurios kaitinamos lengvai suyra:
Antra, tirpimo metu, kaip jau minėta, vyksta smulkinimo procesas. Ir tam išeikvojama energija, sugeriama šiluma.
Kadangi abu procesai vyksta vienu metu, tirpalas gali įkaisti arba atvėsti, priklausomai nuo to, kuris procesas yra dominuojantis.
5.1 užduotis. Nustatykite, kuris procesas – smulkinimas ar hidratacija – vyrauja kiekvienu atveju:
a) tirpinant sieros rūgštį vandenyje, jei tirpalas kaitinamas;
b) tirpinant amonio salietrą vandenyje, jei tirpalas atvėso;
c) kai natrio chloridas ištirpinamas vandenyje, jei tirpalo temperatūra praktiškai nepasikeitė.
Kadangi tirpimo metu tirpalo temperatūra kinta, tai natūralu manyti tirpumas priklauso nuo temperatūros. Iš tiesų, daugumos kietųjų medžiagų tirpumas didėja kaitinant. Dujų tirpumas mažėja kaitinant. Todėl kietosios medžiagos dažniausiai ištirpinamos šiltame arba karštame vandenyje, o gazuoti gėrimai laikomi šaltai.
Tirpumas(gebėjimas ištirpti) medžiagos nepriklauso nuo medžiagos šlifavimo ar maišymo intensyvumo. Tačiau padidindami temperatūrą, sumaldami medžiagą, maišydami gatavą tirpalą, galite pagreitinti tirpimo procesą. Pakeitus tirpalo gavimo sąlygas, galima gauti skirtingos sudėties tirpalus. Natūralu, kad yra riba, kurią pasiekus nesunku pastebėti, kad medžiaga nebetirpsta vandenyje. Toks sprendimas vadinamas turtingas. Labai tirpioms medžiagoms prisotintame tirpale bus daug tirpių medžiagų. Taigi, prisotintame KNO 3 tirpale 100 ° C temperatūroje 100 g vandens (345 g tirpalo) yra 245 g druskos. koncentruotas sprendimas. Sočiųjų blogai tirpių medžiagų tirpaluose yra nereikšmingos ištirpusių junginių masės. Taigi, sočiame sidabro chlorido tirpale yra 0,15 mg AgCl 100 g vandens. Tai labai praskiestas sprendimas.
Taigi, jei tirpale yra daug tirpios medžiagos, palyginti su tirpikliu, jis vadinamas koncentruotu, jei medžiagos mažai – skiesti. Labai dažnai jo savybės priklauso nuo tirpalo sudėties, taigi ir nuo taikymo.
Taigi atskiestas acto rūgšties tirpalas (stalo actas) naudojamas kaip kvapusis prieskonis, o koncentruotas šios rūgšties tirpalas (acto esencija, kai vartojama per burną) gali sukelti mirtiną nudegimą.
Norėdami atspindėti kiekybinę sprendimų sudėtį, naudokite reikšmę, vadinamą tirpios medžiagos masės dalis :
kur m(v-va) – tirpalo masė tirpale; m(p-ra) – bendra tirpalo, kuriame yra ištirpusios medžiagos ir tirpiklio, masė.
Taigi, jei 100 g acto yra 6 g acto rūgšties, tai mes kalbame apie 6% acto rūgšties tirpalą (tai yra stalo actas). Problemų sprendimo būdai, naudojant ištirpusios medžiagos masės dalies sąvoką, bus aptarti 8 skyriuje.
Išvados dėl 5 skyriaus. Tirpalai – tai vienarūšiai mišiniai, susidedantys iš mažiausiai dviejų medžiagų, kurių viena vadinama tirpikliu, kita – tirpiąja medžiaga. Ištirpusi ši medžiaga sąveikauja su tirpikliu, dėl ko tirpi medžiaga susmulkinama. Tirpalo sudėtis išreiškiama naudojant tirpalo masės dalį tirpale.
* Šios elektronų poros atsiranda elektronų debesų sankirtoje.
Tęsinys
169338 0
Kiekvienas atomas turi tam tikrą elektronų skaičių.
Vykdydami chemines reakcijas, atomai dovanoja, įsigyja arba socializuoja elektronus, pasiekdami stabiliausią elektroninę konfigūraciją. Mažiausios energijos konfigūracija yra stabiliausia (kaip ir tauriųjų dujų atomuose). Šis modelis vadinamas „okteto taisykle“ (1 pav.).
Ryžiai. vienas.
Ši taisyklė galioja visiems ryšio tipai. Elektroniniai ryšiai tarp atomų leidžia jiems suformuoti stabilias struktūras – nuo paprasčiausių kristalų iki sudėtingų biomolekulių, kurios galiausiai sudaro gyvas sistemas. Nuo kristalų jie skiriasi nuolatine medžiagų apykaita. Tačiau daugelis cheminių reakcijų vyksta pagal mechanizmus elektroninis pervedimas, kurios atlieka svarbų vaidmenį organizme vykstančiuose energetiniuose procesuose.
Cheminis ryšys yra jėga, laikanti kartu du ar daugiau atomų, jonų, molekulių ar bet kurio jų derinio..
Cheminio ryšio prigimtis yra universali: tai elektrostatinė traukos jėga tarp neigiamo krūvio elektronų ir teigiamai įkrautų branduolių, nulemta elektronų konfigūracijos išoriniame atomų apvalkale. Atomo gebėjimas sudaryti cheminius ryšius vadinamas valentingumas, arba oksidacijos būsena. Sąvoka valentiniai elektronai- elektronai, kurie sudaro cheminius ryšius, tai yra, esantys didžiausios energijos orbitose. Atitinkamai vadinamas išoriniu atomo apvalkalu, kuriame yra šios orbitos valentinis apvalkalas. Šiuo metu neužtenka nurodyti cheminės jungties buvimą, bet būtina išsiaiškinti jo tipą: joninis, kovalentinis, dipolio-dipolio, metalinis.
Pirmasis ryšio tipas yrajoninės ryšį
Pagal Lewiso ir Kosselio elektroninę valentingumo teoriją, atomai gali pasiekti stabilią elektroninę konfigūraciją dviem būdais: pirma, prarasdami elektronus, katijonai, antra, jų įsigijimas, pavertimas anijonai. Dėl elektronų perdavimo dėl elektrostatinės traukos jėgos tarp jonų su priešingo ženklo krūviais susidaro cheminė jungtis, vadinama Kossel. elektrovalentinis(dabar vadinamas joninės).
Šiuo atveju anijonai ir katijonai sudaro stabilią elektroninę konfigūraciją su užpildytu išoriniu elektronų apvalkalu. Tipiški joniniai ryšiai susidaro iš periodinės sistemos T ir II grupių katijonų bei VI ir VII grupių nemetalinių elementų anijonų (atitinkamai 16 ir 17 pogrupių, chalkogenai ir halogenai). Joninių junginių ryšiai yra nesotieji ir nekryptiniai, todėl išsaugo elektrostatinės sąveikos su kitais jonais galimybę. Ant pav. 2 ir 3 rodo joninių ryšių pavyzdžius, atitinkančius Kosselio elektronų perdavimo modelį.
Ryžiai. 2.
Ryžiai. 3. Jonų jungtis natrio chlorido (NaCl) molekulėje
Čia tikslinga prisiminti kai kurias savybes, paaiškinančias medžiagų elgesį gamtoje, ypač atsižvelgti į sąvoką rūgštys ir pagrindu.
Visų šių medžiagų vandeniniai tirpalai yra elektrolitai. Jie keičia spalvą įvairiais būdais. rodikliai. Rodiklių veikimo mechanizmą atrado F.V. Ostvaldas. Jis parodė, kad indikatoriai yra silpnos rūgštys arba bazės, kurių spalva nedisocijuotoje ir disocijuotoje būsenose skiriasi.
Bazės gali neutralizuoti rūgštis. Ne visos bazės tirpsta vandenyje (pavyzdžiui, kai kurie organiniai junginiai, kuriuose nėra -OH grupių, yra netirpūs, ypač trietilaminas N (C 2 H 5) 3); tirpios bazės vadinamos šarmų.
Vandeniniai rūgščių tirpalai vyksta į būdingas reakcijas:
a) su metalų oksidais - susidarant druskai ir vandeniui;
b) su metalais - su druskos ir vandenilio susidarymu;
c) su karbonatais - susidarant druskai, CO 2 ir H 2 O.
Rūgščių ir bazių savybes apibūdina kelios teorijos. Pagal teoriją S.A. Arrhenius, rūgštis, yra medžiaga, kuri disocijuoja ir sudaro jonus H+ , o bazė sudaro jonus AR JIS- . Šioje teorijoje neatsižvelgiama į organinių bazių, neturinčių hidroksilo grupių, egzistavimą.
Pagal protonas Bronstedo ir Lowry teorija, rūgštis yra medžiaga, turinti molekulių arba jonų, kurie dovanoja protonus ( donorų protonai), o bazė yra medžiaga, susidedanti iš molekulių arba jonų, kurie priima protonus ( priėmėjų protonai). Atkreipkite dėmesį, kad vandeniniuose tirpaluose vandenilio jonai egzistuoja hidratuotu pavidalu, tai yra, vandenilio jonų pavidalu. H3O+ . Ši teorija apibūdina reakcijas ne tik su vandens ir hidroksido jonais, bet ir vykdomas nesant tirpiklio arba su nevandeniniu tirpikliu.
Pavyzdžiui, reakcijoje tarp amoniako NH 3 (silpna bazė) ir vandenilio chloridas dujų fazėje susidaro kietas amonio chloridas, o pusiausvyriniame dviejų medžiagų mišinyje visada yra 4 dalelės, iš kurių dvi yra rūgštys, o kitos dvi – bazės:
Šis pusiausvyros mišinys susideda iš dviejų konjuguotų rūgščių ir bazių porų:
1)NH 4+ ir NH 3
2) HCl ir Cl ‑
Čia kiekvienoje konjuguotoje poroje rūgštis ir bazė skiriasi vienu protonu. Kiekviena rūgštis turi konjuguotą bazę. Stipri rūgštis turi silpną konjuguotą bazę, o silpna rūgštis turi stiprią konjuguotą bazę.
Bronstedo-Lowry teorija leidžia paaiškinti unikalų vandens vaidmenį biosferos gyvybei. Vanduo, priklausomai nuo su juo sąveikaujančios medžiagos, gali turėti rūgšties arba bazės savybes. Pavyzdžiui, reakcijose su vandeniniais acto rūgšties tirpalais vanduo yra bazė, o su vandeniniais amoniako tirpalais – rūgštis.
1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 SOO- . Čia acto rūgšties molekulė dovanoja protoną vandens molekulei;
2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + AR JIS- . Čia amoniako molekulė priima protoną iš vandens molekulės.
Taigi vanduo gali sudaryti dvi konjuguotas poras:
1) H2O(rūgštis) ir AR JIS- (konjuguota bazė)
2) H3O+ (rūgštis) ir H2O(konjuguota bazė).
Pirmuoju atveju vanduo dovanoja protoną, o antruoju – jį priima.
Tokia savybė vadinama amfiprotoniškumas. Vadinamos medžiagos, kurios gali reaguoti ir kaip rūgštys, ir kaip bazės amfoterinis. Tokios medžiagos dažnai randamos gamtoje. Pavyzdžiui, aminorūgštys gali sudaryti druskas ir su rūgštimis, ir su bazėmis. Todėl peptidai lengvai sudaro koordinacinius junginius su esančiais metalo jonais.
Taigi, būdinga joninio ryšio savybė yra visiškas rišančių elektronų krūvos perkėlimas į vieną iš branduolių. Tai reiškia, kad tarp jonų yra sritis, kurioje elektronų tankis beveik lygus nuliui.
Antrasis ryšio tipas yrakovalentinis ryšį
Atomai gali sudaryti stabilias elektronines konfigūracijas dalindamiesi elektronais.
Toks ryšys susidaro, kai elektronų pora dalijamasi po vieną. iš kiekvieno atomas. Šiuo atveju socializuotų ryšių elektronai pasiskirsto tolygiai tarp atomų. Kovalentinio ryšio pavyzdys yra homobranduolinis dviatomės H molekulės 2 , N 2 , F 2. Allotropai turi tokio paties tipo ryšį. O 2 ir ozonas O 3 ir poliatominei molekulei S 8 ir taip pat heterobranduolinės molekulės vandenilio chloridas Hcl, anglies dioksidas CO 2, metanas CH 4, etanolis Su 2 H 5 AR JIS, sieros heksafluoridas SF 6, acetilenas Su 2 H 2. Visos šios molekulės turi tuos pačius bendruosius elektronus, o jų ryšiai yra prisotinti ir nukreipti vienodai (4 pav.).
Biologams svarbu, kad dvigubų ir trigubų jungčių atomų kovalentinis spindulys būtų sumažintas, palyginti su viengubu ryšiu.
Ryžiai. 4. Kovalentinis ryšys Cl 2 molekulėje.
Joninės ir kovalentinės jungčių rūšys yra du ribojantys daugelio esamų cheminių jungčių tipų atvejai, o praktiškai dauguma ryšių yra tarpiniai.
Dviejų elementų junginiai, esantys priešinguose to paties arba skirtingų Mendelejevo sistemos periodų galuose, daugiausia sudaro joninius ryšius. Elementams artėjant vienas prie kito per tam tikrą laikotarpį, jų junginių joniškumas mažėja, o kovalentinis pobūdis didėja. Pavyzdžiui, elementų halogenidai ir oksidai, esantys kairėje periodinės lentelės pusėje, sudaro daugiausia jonines jungtis ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), o tie patys elementų junginiai dešinėje lentelės pusėje yra kovalentiniai ( H2O, CO2, NH3, NO2, CH4, fenolis C6H5OH, gliukozė C6H12O6, etanolis C 2 H 5 OH).
Kovalentinis ryšys savo ruožtu turi kitą modifikaciją.
Poliatominiuose jonuose ir sudėtingose biologinėse molekulėse abu elektronai gali kilti tik iš vienas atomas. Tai vadinama donoras elektronų pora. Atomas, kuris socializuoja šią elektronų porą su donoru, vadinamas priėmėjas elektronų pora. Šis kovalentinio ryšio tipas vadinamas koordinavimas (donoras-akceptorius, arbadatatyvas) bendravimas(5 pav.). Šio tipo ryšiai yra svarbiausi biologijai ir medicinai, nes svarbiausių medžiagų apykaitai d-elementų chemija daugiausia apibūdinama koordinaciniais ryšiais.
Pav. 5.
Paprastai sudėtingame junginyje metalo atomas veikia kaip elektronų poros akceptorius; priešingai, joniniuose ir kovalentiniuose ryšiuose metalo atomas yra elektronų donoras.
Kovalentinio ryšio esmę ir jo atmainą – koordinacinį ryšį – galima išsiaiškinti pasitelkus kitą rūgščių ir bazių teoriją, kurią pasiūlė GN. Lewisas. Jis kiek išplėtė semantinę sąvokų „rūgštis“ ir „bazė“ sąvoką pagal Bronstedo-Lowry teoriją. Lewiso teorija paaiškina kompleksinių jonų susidarymo prigimtį ir medžiagų dalyvavimą nukleofilinėse pakeitimo reakcijose, tai yra, formuojant CS.
Anot Lewiso, rūgštis yra medžiaga, galinti sudaryti kovalentinį ryšį, priimdama elektronų porą iš bazės. Lewiso bazė yra medžiaga, turinti vienišą elektronų porą, kuri, dovanodama elektronus, sudaro kovalentinį ryšį su Lewiso rūgštimi.
Tai reiškia, kad Lewiso teorija išplečia rūgščių-šarmų reakcijų diapazoną ir reakcijas, kuriose protonai visiškai nedalyvauja. Be to, pats protonas, remiantis šia teorija, taip pat yra rūgštis, nes jis gali priimti elektronų porą.
Todėl pagal šią teoriją katijonai yra Luiso rūgštys, o anijonai – Lewiso bazės. Šios reakcijos yra pavyzdžiai:
Aukščiau buvo pažymėta, kad medžiagų padalijimas į jonines ir kovalentines yra santykinis, nes kovalentinėse molekulėse nėra visiško elektrono perkėlimo iš metalo atomų į akceptoriaus atomus. Junginiuose, turinčiuose joninį ryšį, kiekvienas jonas yra priešingo ženklo jonų elektriniame lauke, todėl jie yra tarpusavyje poliarizuoti, o jų apvalkalai deformuojasi.
Poliarizuotumas lemia jono elektroninė struktūra, krūvis ir dydis; anijonams jis didesnis nei katijonų. Didžiausias katijonų poliarizavimas yra didesnio krūvio ir mažesnio dydžio katijonams, pvz Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Turi stiprų poliarizuojantį poveikį H+ . Kadangi jonų poliarizacijos poveikis yra dvipusis, tai žymiai pakeičia jų susidarančių junginių savybes.
Trečiasis ryšio tipas -dipolis-dipolis ryšį
Be išvardintų komunikacijos rūšių, yra ir dipolio-dipolio tarpmolekulinės sąveikos, dar žinomos kaip van der Waalsas .
Šių sąveikų stiprumas priklauso nuo molekulių pobūdžio.
Yra trys sąveikos tipai: nuolatinis dipolis - nuolatinis dipolis ( dipolis-dipolis patrauklumas); nuolatinis dipolio sukeltas dipolis ( indukcija patrauklumas); momentinis dipolio sukeltas dipolis ( dispersija atrakcija arba Londono pajėgos; ryžių. 6).
Ryžiai. 6.
Tik molekulės su poliniais kovalentiniais ryšiais turi dipolio-dipolio momentą ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), o sukibimo stiprumas yra 1–2 atsisveikink(1D \u003d 3,338 × 10 -30 kulonų - C × m).
Biochemijoje išskiriamas kitas ryšio tipas - vandenilis ryšį, o tai yra ribotas atvejis dipolis-dipolis patrauklumas. Šis ryšys susidaro traukiant vandenilio atomą ir mažą elektronegatyvų atomą, dažniausiai deguonį, fluorą ir azotą. Su dideliais atomais, kurių elektronegatyvumas yra panašus (pavyzdžiui, su chloru ir siera), vandenilio ryšys yra daug silpnesnis. Vandenilio atomas išsiskiria vienu esminiu požymiu: atitraukus rišančius elektronus, jo branduolys – protonas – atsiskleidžia ir nustoja būti elektronų ekranuojamas.
Todėl atomas virsta dideliu dipoliu.
Vandenilinis ryšys, skirtingai nei van der Waals ryšys, susidaro ne tik tarpmolekulinės sąveikos metu, bet ir vienoje molekulėje - intramolekulinis vandenilinė jungtis. Vandeniliniai ryšiai atlieka svarbų vaidmenį biochemijoje, pavyzdžiui, stabilizuojant baltymų struktūrą α-spiralės pavidalu arba formuojant DNR dvigubą spiralę (7 pav.).
7 pav.
Vandenilio ir van der Waals ryšiai yra daug silpnesni nei joniniai, kovalentiniai ir koordinaciniai ryšiai. Tarpmolekulinių ryšių energija nurodyta lentelėje. vienas.
1 lentelė. Tarpmolekulinių jėgų energija
Pastaba: tarpmolekulinės sąveikos laipsnis atspindi lydymosi ir garavimo (virimo) entalpiją. Joniniams junginiams jonams atskirti reikia daug daugiau energijos nei molekulėms atskirti. Joninių junginių lydymosi entalpijos yra daug didesnės nei molekulinių junginių.
Ketvirtasis ryšio tipas -metalinis ryšys
Galiausiai yra dar vienas tarpmolekulinių ryšių tipas - metalo: metalų gardelės teigiamų jonų jungtis su laisvaisiais elektronais. Tokio tipo ryšys nebūna biologiniuose objektuose.
Trumpai apžvelgus jungčių tipus, išryškėja viena detalė: svarbus metalo – elektronų donoro, taip pat atomo – elektronų akceptoriaus atomo ar jono parametras yra jo. dydis.
Nesileidžiant į smulkmenas, pastebime, kad didėjant jų atominiam skaičiui periodinės sistemos grupėse didėja kovalentiniai atomų spinduliai, metalų joniniai spinduliai ir sąveikaujančių molekulių van der Valso spinduliai. Šiuo atveju jonų spindulių reikšmės yra mažiausios, o van der Waalso spinduliai yra didžiausi. Paprastai judant grupe žemyn visų elementų spinduliai didėja, tiek kovalentinių, tiek van der Waalso.
Biologams ir gydytojams svarbiausi yra koordinacija(donoras-akceptorius) ryšius, įvertintus koordinavimo chemija.
Medicininiai bioneorganiniai preparatai. G.K. Baraškovas
NH3 yra viena iš labiausiai žinomų ir naudingiausių cheminių medžiagų. Jis plačiai pritaikytas žemės ūkio pramonėje ir ne tik. Jis turi unikalių cheminių savybių, dėl kurių jis naudojamas įvairiose pramonės šakose.
Kas yra NH3
NH 3 žino net labiausiai nuo chemijos nutolęs žmogus. Tai amoniakas. Amoniakas (NH 3) kitaip vadinamas vandenilio nitridu ir normaliomis sąlygomis yra bespalvės dujos, turinčios ryškų šiai medžiagai būdingą kvapą. Taip pat verta paminėti, kad NH 3 dujos (vadinamos amoniaku) yra beveik dvigubai lengvesnės už orą!
Be dujų, tai gali būti skystis, kurio temperatūra yra apie 70 ° C, arba būti kaip tirpalas (amoniako tirpalas). Išskirtinis skysto NH 3 bruožas yra gebėjimas ištirpinti D. I. Mendelejevo elementų lentelės pagrindinių I ir II grupių pogrupių metalus (tai yra šarminius ir šarminius žemės metalus), taip pat magnį, aliuminį. , europis ir iterbis. Skirtingai nuo vandens, skystas amoniakas nesąveikauja su minėtais elementais, o veikia būtent kaip tirpiklis. Ši savybė leidžia išskirti metalus jų pradinėje formoje, išgarinant tirpiklį (NH 3). Žemiau esančiame paveikslėlyje galite pamatyti, kaip atrodo skystame amoniake ištirpintas natris.
Kaip atrodo amoniakas, kalbant apie cheminius ryšius?
Amoniako (NH 3) schemą ir jo erdvinę struktūrą ryškiausiai parodo trikampė piramidė. Amoniako „piramidės“ viršūnė yra azoto atomas (paryškintas mėlyna spalva), kaip parodyta paveikslėlyje žemiau.
Medžiagos, vadinamos amoniaku (NH 3 ), atomai yra sujungti vandeniliniais ryšiais, kaip ir vandens molekulėje. Tačiau labai svarbu atsiminti, kad ryšiai amoniako molekulėje yra silpnesni nei vandens molekulėje. Tai paaiškina, kodėl NH 3 lydymosi ir virimo taškai yra žemesni, palyginti su H 2 O.
Cheminės savybės
Dažniausiai naudojami 2 būdai gauti NH 3 medžiagą, vadinamą amoniaku. Pramonėje naudojamas vadinamasis Haber procesas, kurio esmė – atmosferinio azoto ir vandenilio (gaunamo iš metano) surišimas aukštu slėgiu leidžiant šių dujų mišinį per įkaitintą katalizatorių.
Laboratorijose amoniako sintezė dažniausiai grindžiama koncentruoto amonio chlorido sąveika su kietu natrio hidroksidu.
Pereikime prie tiesioginio NH3 cheminių savybių svarstymo.
1) NH 3 veikia kaip silpna bazė. Štai kodėl atsiranda ši lygtis, apibūdinanti sąveiką su vandeniu:
NH 3 + H 2 O \u003d NH4 + + OH -
2) Be to, jo gebėjimas reaguoti su rūgštimis ir sudaryti atitinkamas amonio druskas yra pagrįstas pagrindinėmis NH 3 savybėmis:
NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (amonio nitratas)
3) Anksčiau buvo sakoma, kad tam tikra metalų grupė tirpsta skystame amoniake. Tačiau kai kurie metalai taip pat gali ne tik ištirpti, bet ir sudaryti junginius su NH3, vadinamus amidais:
Na (tv) + NH3 (g) = NaNH 2 + H 2
Na (tv) + NH3 (l) \u003d NaNH 2 + H 2 (reakcija vykdoma naudojant geležį kaip katalizatorių)
4) Kai NH 3 sąveikauja su metalais Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+, susidaro atitinkami metalų hidroksidai ir amonio katijonas:
Fe 3+ + NH 3 + H 2 O \u003d Fe (OH) 3 + NH 4 +
5) NH 3 sąveikos su metalais Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ rezultatas dažniausiai yra atitinkami metalų kompleksai:
Cu 2+ + NH 3 + H 2 O \u003d Cu (OH) 2 + NH 4 +
Cu (OH) 2 + NH 3 \u003d 2 + + OH -
NH3 susidarymas ir tolesnis kelias žmogaus organizme
Gerai žinoma, kad aminorūgštys yra neatsiejama biocheminių procesų žmogaus organizme dalis. Jie yra pagrindinis NH 3, medžiagos, vadinamos amoniaku, šaltinis dėl jų oksidacinio deamininimo (dažniausiai). Deja, amoniakas yra toksiškas žmogaus organizmui, iš jo lengvai susidaro ir ląstelėse kaupiasi minėtasis amonio katijonas (NH 4 +). Vėliau sulėtėja svarbiausi biocheminiai ciklai ir dėl to sumažėja gaminamo ATP lygis.
Nesunku atspėti, kad organizmui reikalingi mechanizmai, skirti surišti ir neutralizuoti išsiskyrusį NH 3 . Žemiau esančioje diagramoje parodyti amoniako šaltiniai ir kai kurie surišimo produktai žmogaus organizme.
Taigi, trumpai tariant, amoniakas neutralizuojamas susidarant jo transportavimo formoms audiniuose (pavyzdžiui, glutaminui ir alaninui), išsiskiriant su šlapimu, naudojant karbamido biosintezę, kuri yra pagrindinis natūralus NH neutralizavimo būdas. 3 žmogaus organizme.
NH3 – medžiagos, vadinamos amoniaku, naudojimas
Šiais laikais skystasis amoniakas yra koncentruočiausia ir pigiausia azoto trąša, naudojama žemės ūkyje stambioms dirvoms ir durpėms amonizuoti. Kai į dirvą įterpiamas skystas amoniakas, padaugėja mikroorganizmų, tačiau nėra neigiamų pasekmių, tokių kaip, pavyzdžiui, nuo kietųjų trąšų. Žemiau esančiame paveikslėlyje parodytas vienas iš galimų dujinio amoniako suskystinimo skystuoju azotu įrenginių.
Garuojantis skystas amoniakas sugeria daug šilumos iš aplinkos, todėl atšaldo. Ši savybė naudojama šaldymo įrenginiuose dirbtiniam ledui gaminti, kai laikomi greitai gendantys maisto produktai. Be to, jis naudojamas gruntui užšaldyti požeminių konstrukcijų statybos metu. Vandeniniai amoniako tirpalai naudojami chemijos pramonėje (tai pramoninis nevandeninis tirpiklis), laboratorinėje praktikoje (pvz., kaip tirpiklis elektrocheminėje chemijos produktų gamyboje), medicinoje ir buityje.
7.11. Medžiagų, turinčių kovalentinį ryšį, struktūra
Medžiagos, kuriose iš visų cheminių jungčių tipų yra tik kovalentinis ryšys, skirstomos į dvi nelygias grupes: molekulinę (labai daug) ir nemolekulinę (daug mažiau).
Kietųjų molekulinių medžiagų kristalai susideda iš molekulių, kurios yra silpnai tarpusavyje susijusios tarpmolekulinės sąveikos jėgų. Tokie kristalai nepasižymi dideliu stiprumu ir kietumu (prisiminkite ledą ar cukrų). Jie taip pat turi žemą lydymosi ir virimo temperatūrą (žr. 22 lentelę).
22 lentelė. Kai kurių molekulinių medžiagų lydymosi ir virimo temperatūros
Medžiaga |
Medžiaga |
||||
| 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 (naftalenas) | 80 | 218 |
| SO2 | – 75 | – 10 | S8 | 119 |
Skirtingai nuo jų molekulinių atitikmenų, nemolekulinės medžiagos, turinčios kovalentinį ryšį, sudaro labai kietus kristalus. Deimantiniai kristalai (kiečiausia medžiaga) yra tokio tipo.
Deimantiniame kristale (7.5 pav.) kiekvienas anglies atomas yra sujungtas su kitais keturiais anglies atomais paprastais kovalentiniais ryšiais (sp 3 hibridizacija). Anglies atomai sudaro trimatį karkasą. Iš esmės visas deimanto kristalas yra viena didžiulė ir labai stipri molekulė.
Silicio kristalai, plačiai naudojami radijo elektronikoje ir elektronikos inžinerijoje, turi tą pačią struktūrą.
Jei pusę deimante esančių anglies atomų pakeisite silicio atomais, nepažeisdami kristalo skeleto struktūros, gausite silicio karbido SiC kristalą – taip pat labai kietą medžiagą, naudojamą kaip abrazyvinė medžiaga. Šiai kristalinių medžiagų rūšiai priklauso ir paprastas kvarcinis smėlis (silicio dioksidas). Kvarcas yra labai kieta medžiaga; vadinamas švitriniu, jis taip pat naudojamas kaip abrazyvas. Kvarco struktūrą lengva gauti, jei deguonies atomai yra įterpti tarp dviejų silicio atomų silicio kristale. Šiuo atveju kiekvienas silicio atomas bus susietas su keturiais deguonies atomais, o kiekvienas deguonies atomas – su dviem silicio atomais.
Deimantų, silicio, kvarco ir panašios struktūros kristalai vadinami atominiais kristalais.
Atominis kristalas yra kristalas, susidedantis iš vieno ar daugiau elementų atomų, sujungtų cheminiais ryšiais.
Cheminis ryšys atominiame kristale gali būti kovalentinis arba metalinis.
Kaip jau žinote, bet koks atominis kristalas, kaip ir joninis, yra didžiulė „supermolekulė“. Tokios „supermolekulės“ struktūrinės formulės užrašyti negalima – galima tik parodyti jos fragmentą, pavyzdžiui:
Skirtingai nuo molekulinių medžiagų, medžiagos, sudarančios atominius kristalus, yra vienos ugniai atspariausių (žr. 23 lentelę).
23 lentelė. Kai kurių nemolekulinių medžiagų lydymosi ir virimo temperatūros su kovalentiniai ryšiai
Tokie aukšti lydymosi taškai yra visai suprantami, jei prisiminsime, kad tirpstant šioms medžiagoms nutrūksta ne silpni tarpmolekuliniai, o stiprūs cheminiai ryšiai. Dėl tos pačios priežasties daugelis medžiagų, formuojančių atominius kristalus, kaitinant netirpsta, o suyra arba iš karto pereina į garų būseną (sublimuojasi), pavyzdžiui, grafitas sublimuojasi 3700 o C temperatūroje.
| Silicis – Si. Labai kieti, trapūs silicio kristalai atrodo kaip metalas, bet tai nėra metalas. Pagal elektros laidumo tipą ši medžiaga priklauso puslaidininkiams, o tai lemia didžiulę jos svarbą šiuolaikiniame pasaulyje. Silicis yra pati svarbiausia puslaidininkinė medžiaga. Radijo imtuvuose, televizoriuose, kompiuteriuose, šiuolaikiniuose telefonuose, elektroniniuose laikrodžiuose, saulės baterijose ir daugelyje kitų buitinių ir pramoninių prietaisų svarbiausi konstrukciniai elementai yra tranzistoriai, mikroschemos ir fotoelementai, pagaminti iš didelio grynumo silicio monokristalų. Techninis silicis naudojamas plieno gamyboje ir spalvotojoje metalurgijoje. Pagal savo chemines savybes silicis yra gana inertiška medžiaga, reaguoja tik esant aukštai temperatūrai. Silicio dioksidas – SiO 2. Kitas šios medžiagos pavadinimas yra silicio dioksidas. Natūraliai silicio dioksidas būna dviejų formų: kristalinio ir amorfinio. Daugelis pusbrangių ir dekoratyvinių akmenų yra kristalinio silicio dioksido (kvarco) atmainos: kalnų krištolas, jaspis, chalcedonas, agatas. o opalas yra amorfinė silicio dioksido forma. Kvarcas gamtoje yra labai paplitęs, nes dykumose esančios kopos, upių ir jūrų smėlynai yra kvarcinis smėlis. Kvarcas yra bespalvė kristalinė labai kieta ir ugniai atspari medžiaga. Pagal kietumą jis yra prastesnis už deimantą ir korundą, tačiau, nepaisant to, jis plačiai naudojamas kaip abrazyvinė medžiaga. Kvarcinis smėlis plačiai naudojamas statybose ir statybinių medžiagų pramonėje. Kvarcinis stiklas naudojamas laboratoriniams stikliniams indams ir moksliniams instrumentams gaminti, nes jis neskilinėja veikiamas staigių temperatūros pokyčių. Pagal savo chemines savybes silicio dioksidas yra rūgštinis oksidas, tačiau su šarmais reaguoja tik susilydęs. Aukštoje temperatūroje silicio karbidas, karborundas, gaunamas iš silicio dioksido ir grafito. Karborundas yra antra pagal kietumą medžiaga po deimantų, iš jo taip pat gaminami šlifavimo diskai ir švitrinis popierius. |
7.12. Kovalentinio ryšio poliškumas. Elektronegatyvumas
Prisiminkite, kad atskirti skirtingų elementų atomai turi skirtingą polinkį tiek atiduoti, tiek priimti elektronus. Šie skirtumai išlieka net ir susiformavus kovalentiniam ryšiui. Tai yra, kai kurių elementų atomai linkę pritraukti kovalentinio ryšio elektronų porą prie savęs stipriau nei kitų elementų atomai.
Apsvarstykite molekulę HCl.
Šiame pavyzdyje pažiūrėkime, kaip galime įvertinti elektronų jungčių debesies poslinkį naudojant molines jonizacijos energijas ir elektronų priemones. 1312 kJ/mol, ir 1251 kJ/mol – skirtumas nežymus, apie 5 proc. 73 kJ / mol ir 349 kJ / mol - čia skirtumas yra daug didesnis: chloro atomo elektronų afiniteto energija yra beveik penkis kartus didesnė nei vandenilio atomo. Iš to galime daryti išvadą, kad kovalentinio ryšio elektronų pora vandenilio chlorido molekulėje iš esmės yra pasislinkusi link chloro atomo. Kitaip tariant, ryšio elektronai daugiau laiko praleidžia prie chloro atomo nei šalia vandenilio atomo. Toks netolygus elektronų tankio pasiskirstymas veda prie elektrinių krūvių persiskirstymo molekulėje.Atomuose atsiranda daliniai (pertekliniai) krūviai; ant vandenilio atomo jis yra teigiamas, o ant chloro - neigiamas.
Šiuo atveju sakoma, kad ryšys yra poliarizuotas, o pats ryšys vadinamas poliniu kovalentiniu ryšiu.
Jei kovalentinio ryšio elektronų pora nėra pasislinkusi nė į vieną iš surištų atomų, tai yra, ryšio elektronai vienodai priklauso surištiems atomams, tada toks ryšys vadinamas nepoliniu kovalentiniu ryšiu.
„Oficialaus krūvio“ sąvoka kovalentinio ryšio atveju taip pat taikoma. Tik apibrėžime turėtume kalbėti ne apie jonus, o apie atomus. Apskritai galima pateikti tokį apibrėžimą.
Molekulėse, kuriose kovalentiniai ryšiai susidaro tik mainų mechanizmu, formalieji atomų krūviai yra lygūs nuliui. Taigi HCl molekulėje formalūs chloro ir vandenilio atomų krūviai yra lygūs nuliui. Todėl šioje molekulėje tikrieji (efektyvieji) chloro ir vandenilio atomų krūviai yra lygūs daliniams (pertekliniams) krūviams.
Toli gražu ne visada lengva nustatyti vieno ar kito molekulės elemento atomo dalinio krūvio ženklą pagal molines jonizacijos energijas ir afinitetą elektrodui, tai yra įvertinti, kuria kryptimi pasislenka ryšių elektronų poros. . Paprastai šiems tikslams naudojama kita atomui būdinga energija – elektronegatyvumas.
Šiuo metu nėra vieno visuotinai priimto elektronegatyvumo pavadinimo. Galite pažymėti jį raidėmis E / O. Be to, nėra vieno visuotinai priimto elektronegatyvumo skaičiavimo metodo. Supaprastinus, jį galima pavaizduoti kaip pusę molinės jonizacijos energijų ir elektronų afiniteto sumos – tai buvo vienas pirmųjų būdų jį apskaičiuoti.
Įvairių elementų atomų absoliučios elektronegatyvumo vertės naudojamos labai retai. Dažniau naudojamas santykinis elektronegatyvumas, žymimas raide c. Iš pradžių ši vertė buvo apibrėžta kaip tam tikro elemento atomo elektronegatyvumo ir ličio atomo elektronegatyvumo santykis. Vėliau jo apskaičiavimo metodai šiek tiek pasikeitė.
Santykinis elektronegatyvumas yra bematis dydis. Jo reikšmės pateiktos 10 priede.
Kadangi santykinis elektronegatyvumas visų pirma priklauso nuo atomo jonizacijos energijos (elektronų afiniteto energija visada yra daug mažesnė), tai cheminių elementų sistemoje ji kinta maždaug taip pat, kaip ir jonizacijos energija, tai yra, didėja įstrižai nuo cezio ( 0,86) iki fluoro (4,10). Lentelėje pateiktos helio ir neono santykinio elektronegatyvumo reikšmės neturi praktinės reikšmės, nes šie elementai nesudaro junginių.
Naudojant elektronegatyvumo lentelę, galima nesunkiai nustatyti, kuria kryptimi iš dviejų atomų yra pasislinkę šiuos atomus jungiantys elektronai, taigi ir dalinių krūvių, atsirandančių ant šių atomų, požymius.
| H2O | Bendravimas yra polinis | |||
| H2 | Atomai yra vienodi | H--H | Bendravimas yra nepoliarinis | |
| CO2 | Bendravimas yra polinis | |||
| Cl2 | Atomai yra vienodi | Cl - Cl | Bendravimas yra nepoliarinis | |
| H2S | Bendravimas yra polinis |
Taigi tuo atveju, kai susidaro kovalentinis ryšys tarp skirtingų elementų atomų, toks ryšys visada bus polinis, o susidarius kovalentiniam ryšiui tarp vieno elemento atomų (paprastose medžiagose) daugeliu atvejų yra nepoliarinis.
Kuo didesnis surištų atomų elektronegatyvumo skirtumas, tuo poliariškesnis yra kovalentinis ryšys tarp šių atomų.
| Vandenilio sulfidas H2S- bespalvės dujos, turinčios būdingą supuvusiems kiaušiniams būdingą kvapą; nuodingas. Jis yra termiškai nestabilus ir kaitinant suyra. Vandenilio sulfidas mažai tirpsta vandenyje, jo vandeninis tirpalas vadinamas hidrosulfido rūgštimi. Sieros vandenilis provokuoja (katalizuoja) metalų koroziją, būtent šios dujos „kaltos“ dėl sidabro patamsėjimo. Gamtoje jo randama kai kuriuose mineraliniuose vandenyse. Gyvenimo procese jį formuoja kai kurios bakterijos. Vandenilio sulfidas naikina visus gyvus dalykus. Vandenilio sulfido sluoksnis buvo aptiktas Juodosios jūros gelmėse ir kelia susirūpinimą mokslininkams: jūros gyvybei ten nuolat kyla grėsmė. |
POLARINĖ KOVALENTINĖ RYŠIA, NEPOLARINĖ KOVALENTINĖ RYŠYS, ABSOLIUTINIS ELEKTRONEIGIAMUMAS, SANTYKINIS ELEKTRONEIGIAMUMAS.
1. Eksperimentai ir vėlesni skaičiavimai parodė, kad silicio efektyvusis krūvis silicio tetrafluoride yra +1,64 e, o ksenono ksenono heksafluoride +2,3 e. Nustatykite šių junginių fluoro atomų dalinių krūvių reikšmes. 2. Sudarykite šių medžiagų struktūrines formules ir, naudodami žymas " " ir ", apibūdinkite kovalentinių ryšių poliškumą šių junginių molekulėse: 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. Naudodamiesi elektronegatyvumo lentele, nurodykite, kuriame iš junginių ryšys yra poliškesnis: a) CCl 4 ar SiCl 4; b) H2S arba H2O; c) NF3 arba NCl3; d) Cl 2 O arba OF 2.
7.13. Donoro-akceptoriaus ryšio formavimo mechanizmas
Ankstesnėse pastraipose jūs išsamiai sužinojote apie dviejų tipų ryšius: joninius ir kovalentinius. Prisiminkite, kad joninis ryšys susidaro, kai elektronas visiškai perkeliamas iš vieno atomo į kitą. Kovalentinis – su susijungusių atomų nesuporuotų elektronų socializacija.
Be to, yra dar vienas ryšių formavimo mechanizmas. Apsvarstykite tai naudodamiesi amoniako molekulės sąveikos su boro trifluorido molekule pavyzdžiu:
Dėl to tarp azoto ir boro atomų atsiranda kovalentinės ir joninės jungtys. Šiuo atveju azoto atomas yra donoras elektronų pora ("duoda" jai sudaryti ryšį), o boro atomas - priėmėjas(„priima“ tai, kai susiformuoja ryšys). Taigi tokio ryšio formavimo mechanizmo pavadinimas - " donoras-akceptorius.
Kai ryšys susidaro donoro-akceptoriaus mechanizmu, tuo pačiu metu susidaro ir kovalentinis, ir joninis ryšys.
Žinoma, susidarius ryšiui dėl susijungusių atomų elektronegatyvumo skirtumo, ryšys poliarizuojasi, atsiranda daliniai krūviai, kurie mažina efektyvius (realius) atomų krūvius.
Pažvelkime į kitus pavyzdžius.
Jei šalia amoniako molekulės atsiranda stipriai polinė vandenilio chlorido molekulė, kurioje yra didelis dalinis vandenilio atomo krūvis, tai šiuo atveju vandenilio atomas atliks elektronų poros akceptoriaus vaidmenį. Jo 1 s-AO, nors ir nėra visiškai tuščias, kaip ir boro atomo ankstesniame pavyzdyje, elektronų tankis šios orbitos debesyje yra žymiai sumažintas.
Susidariusio katijono erdvinė struktūra, amonio jonas NH 4 , panašus į metano molekulės struktūrą, tai yra, visos keturios N-H jungtys yra visiškai vienodos.
Amonio chlorido NH 4 Cl joninių kristalų susidarymą galima stebėti sumaišius dujinį amoniaką su dujiniu vandenilio chloridu:
NH3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (kr)
Elektronų poros donoru gali būti ne tik azoto atomas. Tai gali būti, pavyzdžiui, vandens molekulės deguonies atomas. Su tuo pačiu vandenilio chloridu vandens molekulė sąveikaus taip:
Gautas H 3 O katijonas vadinamas oksonio jonas ir, kaip greitai sužinosite, turi didelę reikšmę chemijoje.
Apibendrinant, apsvarstykite anglies monoksido (anglies monoksido) CO molekulės elektroninę struktūrą:
Jame, be trijų kovalentinių ryšių (trigubo ryšio), yra ir joninis ryšys.
Sąlygos jungties formavimui donoro-akceptoriaus mechanizmu:
1) viename iš atomų yra nebendrinta valentinių elektronų pora;
2) laisvos orbitos buvimas kito atomo valentiniame polygyje.
Ryšio formavimosi donoro-akceptoriaus mechanizmas yra gana plačiai paplitęs. Tai ypač dažna susidarant junginiams d- elementai. beveik visų atomų d-elementai turi daug laisvų valentinių orbitalių. Todėl jie yra aktyvūs elektronų porų akceptoriai.
DONORO-AKCEPTORIAUS RYŠIŲ FORMAVIMO MECHANIZMAS, AMONIO JONAS, OKSONIO JONAS, SĄLYGOS SUDARYTI DONORO-AKCEPTORIAUS MECHANIZMU.
1. Sudarykite reakcijų lygtis ir formavimo schemas
a) amonio bromidas NH4B iš amoniako ir vandenilio bromido;
b) amonio sulfatas (NH 4) 2 SO 4 iš amoniako ir sieros rūgšties.
2. Sudarykite reakcijos lygtis ir sąveikos schemas a) vanduo su vandenilio bromidu; b) vanduo su sieros rūgštimi.
3. Kurie keturių ankstesnių reakcijų atomai yra elektronų porų donorai, o kurie akceptoriai? Kodėl? Paaiškinkite savo atsakymą valentingumo polygių diagramomis.
4. Azoto rūgšties struktūrinė formulė Kampai tarp O–N–O ryšių yra artimi 120 o . Apibrėžkite:
a) azoto atomo hibridizacijos tipas;
b) kuris azoto atomo AO dalyvauja formuojant -ryšius;
c) kuris azoto atomo AO dalyvauja formuojant -ryšį donoro-akceptoriaus mechanizmu.
Kaip manote, koks kampas tarp H-O-N ryšių šioje molekulėje yra maždaug lygus? 5. Sudarykite cianido jono CN struktūrinę formulę (neigiamas krūvis – anglies atome). Yra žinoma, kad cianidai (tokio jono turintys junginiai) ir anglies monoksidas CO yra stiprūs nuodai, o jų biologinis poveikis labai artimas. Pasiūlykite savo paaiškinimą apie jų biologinio veikimo artumą.
7.14. Metalinė jungtis. Metalai
Kovalentinis ryšys susidaro tarp atomų, kurie yra artimi savo polinkiu paaukoti ir įgyti elektronus tik tada, kai surištų atomų dydžiai yra maži. Šiuo atveju elektronų tankis persidengiančių elektronų debesų srityje yra reikšmingas, o atomai yra stipriai surišti, kaip, pavyzdžiui, HF molekulėje. Jei bent vienas iš sujungtų atomų turi didelį spindulį, kovalentinio ryšio susidarymas tampa mažiau palankus, nes elektronų tankis persidengiančių elektronų debesų srityje dideliems atomams yra daug mažesnis nei mažų. Tokios molekulės su silpnesniu ryšiu pavyzdys yra HI molekulė (naudodami 21 lentelę palyginkite HF ir HI molekulių atomizacijos energijas).
Ir vis dėlto tarp didelių atomų ( r o > 1.1) atsiranda cheminis ryšys, tačiau šiuo atveju jis susidaro dėl visų (arba dalies) visų susijungusių atomų valentinių elektronų socializacijos. Pavyzdžiui, natrio atomų atveju visi 3 s- šių atomų elektronai, šiuo atveju susidaro vienas elektronų debesis:
Atomai sudaro kristalą su metalinis ryšį.
Tokiu būdu vienas su kitu gali jungtis ir vieno elemento atomai, ir skirtingų elementų atomai. Pirmuoju atveju susidaro paprastos medžiagos, vadinamos metalai, o antroje – kompleksinės medžiagos vadinamos intermetaliniai junginiai.
Iš visų mokykloje esančių medžiagų, turinčių metalinį ryšį tarp atomų, skelbsite tik metalus. Kokia yra metalų erdvinė struktūra? Metalo kristalas sudarytas iš atominės šerdys, likę po valentinių elektronų socializacijos ir socializuotų elektronų elektronų debesies. Atominės šerdys dažniausiai sudaro artimiausią sandarumą, o elektronų debesis užima visą likusį laisvą kristalo tūrį.
Pagrindiniai tankiausių pakuočių tipai yra kubinis artimiausias pakavimas(KPU) ir šešiakampė sandari pakuotė(GPU). Šių pakuočių pavadinimai siejami su kristalų, kuriuose jie yra realizuoti, simetrija. Kai kurie metalai sudaro laisvai susikaupusius kristalus - į kūną orientuotas kubinis(BCC). Šių paketų tūriniai ir sferiniai modeliai parodyti 7.6 pav.
Artimiausią kubinį paketą sudaro Cu, Al, Pb, Au ir kai kurių kitų elementų atomai. Šešiakampė sandari sandara – Be, Zn, Cd, Sc ir daugybė kitų atomų. Į kūną orientuota kubinė atomų pakuotė yra šarminių metalų kristaluose, VB ir VIB grupių elementuose. Kai kurie metalai skirtingomis temperatūromis gali turėti skirtingą struktūrą. Tokių metalų skirtumų ir struktūrinių ypatybių priežastys dar nėra iki galo išaiškintos.
Išlydę metalo kristalai virsta metaliniai skysčiai. Cheminio ryšio tarp atomų tipas nesikeičia.
Metalinė jungtis neturi kryptingumo ir prisotinimo. Šiuo atžvilgiu jis panašus į joninę jungtį.
Kalbant apie intermetalinius junginius, galima kalbėti ir apie metalinės jungties poliarizaciją.
Būdingos fizinės metalų savybės:
1) didelis elektros laidumas;
2) didelis šilumos laidumas;
3) didelis plastiškumas.
Įvairių metalų lydymosi temperatūra labai skiriasi viena nuo kitos: žemiausia gyvsidabrio lydymosi temperatūra (-39 o C), o aukščiausia – volframo (3410 o C).
| Berilis Be- šviesiai pilkas šviesus pakankamai kietas, bet dažniausiai trapus metalas. Lydymosi temperatūra 1287 o C. Ore jis yra padengtas oksido plėvele. Berilis yra gana retas metalas, gyvi organizmai savo evoliucijos procese su juo praktiškai nesusilietė, todėl nenuostabu, kad jis yra nuodingas gyvūnų pasauliui. Jis naudojamas branduolinėje technologijoje. Cinkas Zn yra baltas minkštas melsvo atspalvio metalas. Lydymosi temperatūra 420 o C. Ore ir vandenyje pasidengia plona tankia cinko oksido plėvele, kuri neleidžia toliau oksiduotis. Gamyboje naudojamas lakštų, vamzdžių, vielos cinkavimui, geležies apsaugai nuo korozijos. Volframas W. Jis yra atspariausias ugniai iš visų metalų: volframo lydymosi temperatūra yra 3387 o C. Paprastai volframas yra gana trapus, tačiau po kruopštaus valymo tampa plastiškas, todėl iš jo galima ištraukti ploną vielą, iš kurios skleidžiami siūlai. pagamintos elektros lemputės. Tačiau didžioji dalis gauto volframo tenka kietų ir dilimui atsparių lydinių gamybai, kurie gali išlaikyti šias savybes kaitinant net iki 1000 o C. |
METALAS, TARPMETALINIS JUNGINIS, METALO SUJUNGIMAS, TARPUS Įpakavimas.
1. Skirtingoms pakuotėms apibūdinti naudojama „erdvės užpildymo koeficiento“ sąvoka, tai yra atomų tūrio ir kristalo tūrio santykis.
kur Va- atomo tūris,
Z yra atomų skaičius vienetinėje ląstelėje,
V i yra elementariosios ląstelės tūris.
Atomai šiuo atveju pavaizduoti standžiais spindulio rutuliais R kurie liečiasi vienas su kitu. Kamuolio tūris V w = (4/3) R 3 .
Nustatykite KPU ir BCC pakuotės erdvės užpildymo koeficientą.
2. Naudodami metalo spindulių reikšmes (9 priedas), apskaičiuokite a) vario (CPU), b) aliuminio (CPU) ir c) cezio (BCC) elementų vieneto dydį.
Prašau padėti su chemija. Nurodykite jungties tipą molekulėse NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... ir gavote geriausią atsakymą
Atsakymas iš Olgos Lyabinos[guru]
1) NH3 jungties tipas cov. poliarinis. jungtyje dalyvauja trys nesuporuoti azoto elektronai ir po vieną vandenilio elektroną. nėra pi obligacijų. sp3 hibridizacija. Molekulės forma piramidinė (viena orbitalė nedalyvauja hibridizacijoje, tetraedras virsta piramide)
CaCl2 ryšio tipas yra joninis. du kalcio elektronai vienoje s orbitoje dalyvauja formuojant ryšį, kurie priima du chloro atomus, užbaigdami savo trečiąjį lygį. nėra pi jungčių, sp hibridizacijos tipas. jie yra erdvėje 180 laipsnių kampu
Al2O3 ryšio tipas yra joninis. trys elektronai iš aliuminio s ir p orbitų dalyvauja formuojant ryšį, kurį priima deguonis, užbaigdamas savo antrąjį lygmenį. O=Al-O-Al=O. tarp deguonies ir aliuminio yra pi jungtys. sp hibridizacijos tipas greičiausiai.
BaS jungties tipas yra joninis. Siera priima du bario elektronus. Ba = S yra viena pi jungtis. hibridizacijos sp. Plokščioji molekulė.
2) AgNO3
sidabras redukuojamas prie katodo
K Ag+ + e = Ag
vanduo oksiduojasi prie anodo
A 2H2O - 4e \u003d O2 + 4H+
pagal Faradėjaus dėsnį (kad ir kaip būtų...) ant katodo išsiskiriančios medžiagos masė (tūris) yra proporcinga elektros kiekiui, pratekėjusiam per tirpalą
m (Ag) \u003d Me / zF * I * t \u003d 32,23 g
V (O2) \u003d Ve / F * I * t \u003d 1,67 l
Atsakymas iš 2 atsakymai[guru]
Ei! Štai keletas temų su atsakymais į jūsų klausimą: Padėkite man išspręsti chemiją, prašau. Nurodykite jungties tipą molekulėse NH3, CaCl2, Al2O3, BaS...
