Е.Н.ФРЕНКЕЛЬ

Самоучитель по химии

Пособие для тех, кто не знает, но хочет узнать и понять химию

Часть I. Элементы общей химии
(первый уровень сложности)

Продолжение. Cм. в № 13, 18, 23/2007;
6/2008

Глава 4. Понятие о химической связи

В предыдущих главах данного пособия были обсуждения того, что вещество состоит из молекул, а молекулы – из атомов. А не возникал ли у вас вопрос: почему атомы, составляющие молекулу, не разлетаются в разные стороны? Что удерживает атомы в молекуле?

Их удерживает химическая связь .

Для того чтобы понять природу химической связи, достаточно вспомнить простой физический опыт. Два шарика, висящие рядом на ниточках, никак не «реагируют» друг на друга. Но если придать одному шарику положительный заряд, а другому – отрицательный, они притянутся друг к другу. Не эта ли сила притягивает атомы друг к другу? Действительно, исследования показали, что химическая связь имеет электрическую природу .

Откуда же возникают заряды в нейтральных атомах?

Статья опубликована при поддержке онлайн курса подготовки к ЕГЭ "Экзамер". На сайте Вы найдёте все необходимые материалы для самостоятельной подготовки к ЕГЭ - составление уникального плана подготовки для каждого пользователя, отслеживание прогресса по каждой теме предмета, теория и задачи. Все задания соответствуют последним изменениям и дополнениям. Есть также возможность отправлять задания из письменной части ЕГЭ на проверку экспертам для получения баллов и разбора работы по критериям оценивания. Задания в виде квестов с накоплением опыта, прохождением уровней, получением бонусов и наград, соревнования с друзьями на ЕГЭ Арене. Чтобы начать подготовку перейдите по ссылке: https://examer.ru.

При описании строения атомов было показано, что все атомы, за исключением атомов благородных газов, стремятся присоединить или отдать электроны. Причина – образование устойчивого восьмиэлектронного внешнего уровня (как у благородных газов). При приеме или отдаче электронов возникают электрические заряды и, как следствие, электростатическое взаимодействие частиц. Так возникает ионная связь , т.е. связь между ионами.

Ионы – это устойчивые заряженные частицы, которые образуются в результате приема или отдачи электронов.

Например, в реакции участвует атом активного металла и активного неметалла:

В этом процессе атом металла (натрия) отдает электроны:

а) Устойчива ли такая частица?

б) Сколько всего электронов осталось в атоме натрия?

в) Будет ли эта частица иметь заряд?

Таким образом, в этом процессе образовалась устойчивая частица (8 электронов на внешнем уровне), которая имеет заряд, т.к. у ядра атома натрия заряд по-прежнему +11, а оставшиеся электроны имеют суммарный заряд –10. Поэтому заряд иона натрия +1. Кратко запись этого процесса выглядит так:

Что происходит с атомом серы? Этот атом принимает электроны до завершения внешнего уровня:

Простой подсчет показывает, что эта частица имеет заряд:

Разноименно заряженные ионы притягиваются, в результате чего возникает ионная связь и «ионная молекула»:

Существуют и другие способы образования ионов, о которых будет сказано в главе 6.

Формально сульфиду натрия приписывают именно такой состав молекулы, хотя вещество, состоящее из ионов, имеет приблизительно следующее строение (рис. 1):

Таким образом, вещества, состоящие из ионов, не содержат отдельных молекул! В этом случае можно говорить лишь об условной «ионной молекуле».

Задание 4.1. Покажите, как происходит переход электронов при возникновении ионной связи между атомами:

а) кальция и хлора;

б) алюминия и кислорода.

П о м н и т е! Атом металла отдает внешние электроны; атом неметалла принимает недостающие электроны.

Вывод. Ионная связь по описанному выше механизму образуется между атомами активных металлов и активных неметаллов.

Исследования, однако, показывают, что полный переход электронов от одного атома к другому происходит далеко не всегда. Очень часто химическая связь образуется не при отдаче-приеме электронов, а в результате образования общих электронных пар*. Такая связь называется ковалентной .

Ковалентная связь возникает за счет образования общих электронных пар . Этот вид связи образуется, например, между атомами неметаллов. Так, известно, что молекула азота состоит из двух атомов – N 2 . Как возникает ковалентная связь между этими атомами? Чтобы ответить на этот вопрос, необходимо рассмотреть строение атома азота:

В о п р о с. Сколько электронов не хватает до завершения внешнего уровня?

О т в е т. Не хватает трех электронов. Поэтому, обозначив каждый электрон внешнего уровня точкой, получим:

В о п р о с. Почему три электрона обозначены одиночными точками?

О т в е т. Дело в том, что мы хотим показать образование общих пар электронов. А пара – это два электрона. Такая пара возникает, в частности, если каждый атом предоставит по одному электрону для образования пары. Атому азота не хватает трех электронов до завершения внешнего уровня. Значит, он должен «приготовить» три одиночных электрона для образования будущих пар (рис. 2).

Получена электронная формула молекулы азота, которая показывает, что у каждого атома азота имеется теперь восемь электронов (шесть из них обведены в овал плюс по 2 электрона своих); между атомами возникли три общие пары электронов (место пересечения кружков).

Каждая пара электронов соответствует одной ковалентной связи. Сколько ковалентных связей возникло? Три. Каждую связь (каждую общую пару электронов) покажем при помощи черточки (валентный штрих):

Все эти формулы не дают, однако, ответа на вопрос: что же связывает атомы при образовании ковалентной связи? Электронная формула показывает, что общая пара электронов располагается между атомами. В этой области пространства возникает избыточный отрицательный заряд. А ядра атомов, как известно, имеют положительный заряд. Таким образом, ядра обоих атомов притягиваются к общему отрицательному заряду, который возник благодаря общим электронным парам (точнее, пересечению электронных облаков) (рис. 3).

Может ли возникнуть такая связь между разными атомами? Может. Пусть атом азота взаимодействует с атомами водорода:

Строение атома водорода показывает, что атом имеет один электрон. Сколько таких атомов нужно взять, чтобы атом азота «получил желаемое» – три электрона? Очевидно, три атома водорода
(рис. 4):

Крестиком на рис. 4 обозначены электроны атома водорода. Электронная формула молекулы аммиака показывает, что у атома азота стало восемь электронов, а у каждого атома водорода получилось по два электрона (а больше на первом энергетическом уровне и быть не может).

Графическая формула показывает, что атом азота имеет валентность три (три черточки, или три валентных штриха), а каждый атом водорода – валентность один (по одной черточке).

Хотя в состав обеих молекул N 2 и NН 3 входит один и тот же атом азота, химические связи между атомами отличаются друг от друга. В молекуле азота N 2 химические связи образуют одинаковые атомы , поэтому общие пары электронов находятся посередине между атомами. Атомы сохраняют нейтральный характер. Такая химическая связь называется неполярной .

В молекуле аммиака NH 3 химическую связь образуют разные атомы . Поэтому один из атомов (в данном случае – атом азота) сильнее притягивает общую пару электронов. Общие пары электронов смещаются в сторону атома азота, и на нем возникает небольшой отрицательный заряд, а на атоме водорода – положительный, возникли полюса электричества – связь полярная (рис. 5).

Большинство веществ, построенных при помощи ковалентной связи, состоят из отдельных молекул (рис. 6).

Из рис. 6 видно, что между атомами химические связи есть, а между молекулами они отсутствуют или незначительны.

Тип химической связи влияет на свойства вещества, на его поведение в растворах. Так, чем больше, значительнее притяжение между частицами, тем труднее их оторвать друг от друга и сложнее перевести твердое вещество в газообразное или жидкое состояние. Попробуйте определить на схеме, приведенной ниже, между какими частицами силы взаимодействия больше и какая химическая связь при этом образуется (рис. 7).

Если вы внимательно прочитали главу, ответ у вас будет следующим: максимальное взаимодействие между частицами осуществляется в случае I (ионная связь). Поэтому все такие вещества – твердые. Наименьшее взаимодействие между незаряженными частицами (случай III – неполярная ковалентная связь). Такие вещества чаще всего газы.

Задание 4.2. Определите, какая химическая связь осуществляется между атомами в веществах: NаСl, НСl, Сl 2 , АlСl 3 , Н 2 О. Дайте пояснения.

Задание 4.3. Составьте электронные и графические формулы для тех веществ из задания 4.2, в которых вы определили наличие ковалентной связи. Для ионной связи составьте схемы перехода электронов.

Глава 5. Растворы

Нет на Земле человека, который не видел бы растворов. А что это такое?

Раствор – это однородная смесь из двух или более компонентов (составных частей или веществ).

Что такое однородная смесь? Однородность смеси предполагает, что между составляющими ее веществами отсутствует поверхность раздела . В этом случае невозможно, по крайней мере визуально, определить, сколько веществ образовало данную смесь. Например, глядя на водопроводную воду в стакане, трудно предположить, что в ней, кроме молекул воды, содержится еще добрый десяток ионов и молекул (О 2 , СО 2 , Са 2+ и др.). И никакой микроскоп не поможет увидеть эти частицы.

Но отсутствие поверхности раздела – не единственный признак однородности. В однородной смеси состав смеси в любой точке одинаков . Поэтому для получения раствора нужно тщательно перемешать образующие его компоненты (вещества).

Растворы могут иметь разное агрегатное состояние:

Газообразные растворы (например, воздух – смесь газов О 2 , N 2 , СО 2 , Аr);

Жидкие растворы (например, одеколон, сироп, рассол);

Твердые растворы (например, сплавы).

Одно из веществ, которые образуют раствор, называется растворителем . Растворитель имеет то же агрегатное состояние, что и раствор. Так, для жидких растворов – это жидкость: вода, масло, бензин и т.д. Чаще всего на практике применяются водные растворы. О них и пойдет речь далее (если не будет сделана соответствующая оговорка).

Что происходит при растворении различных веществ в воде? Почему одни вещества хорошо растворяются в воде, а другие – плохо? От чего зависит растворимость – способность вещества растворяться в воде?

Представим себе, что в стакан с теплой водой положили кусочек сахара. Полежал он, уменьшился в размерах и... исчез. Куда? Неужели нарушается закон сохранения вещества (его массы, энергии)? Нет. Сделайте глоток полученного раствора, и вы убедитесь, что вода сладкая, сахар не исчез. Но почему его не видно?

Дело в том, что в ходе растворения происходит дробление (измельчение) вещества. В данном случае кусочек сахара распался на молекулы, а их мы видеть не можем. Да, но почему сахар, лежащий на столе, не распадается на молекулы? Почему кусочек маргарина, опущенный в воду, тоже никуда не исчезает? А потому, что дробление растворяемого вещества происходит под действием растворителя, например воды. Но растворитель сможет «растащить» кристалл, твердое вещество на молекулы, если сумеет «уцепиться» за эти частицы. Другими словами, при растворении вещества должно быть взаимодействие между веществом и растворителем .

Когда возможно такое взаимодействие? Только в том случае, когда строение веществ (и растворяемого, и растворителя) похоже, подобно. Издавна известно правило алхимиков: «подобное растворяется в подобном». В наших примерах молекулы сахара полярны и между ними и полярными молекулами воды существуют определенные силы взаимодействия. Такие силы отсутствуют между неполярными молекулами жира и полярными молекулами воды. Поэтому жиры в воде не растворяются. Таким образом, растворимость зависит от природы растворяемого вещества и растворителя .

В результате взаимодействия между растворяемым веществом и водой образуются соединения – гидраты . Это могут быть очень прочные соединения:

Такие соединения существуют как индивидуальные вещества: основания, кислородсодержащие кислоты. Естественно, при образовании этих соединений возникают прочные химические связи, выделяется теплота. Так при растворении СаО (негашеная известь) в воде выделяется так много теплоты, что смесь закипает.

Но почему при растворении сахара или соли в воде полученный раствор не нагревается? Во-первых, далеко не все гидраты так прочны, как серная кислота или гидроксид кальция. Существуют гидраты солей (кристаллогидраты) , которые легко разлагаются при нагревании:

Во-вторых, при растворении, как уже упоминалось, идет процесс дробления. А на это затрачивается энергия, поглощается теплота.

Поскольку оба процесса происходят одновременно, раствор может нагреваться или охлаждаться, в зависимости от того, какой процесс преобладает.

Задание 5.1. Определите, какой процесс – дробление или гидратация – преобладает в каждом случае:

а) при растворении серной кислоты в воде, если раствор нагрелся;

б) при растворении нитрата аммония в воде, если раствор охладился;

в) при растворении поваренной соли в воде, если температура раствора практически не изменилась.

Поскольку при растворении изменяется температура раствора, естественно предположить, что растворимость зависит от температуры . Действительно, растворимость большинства твердых веществ увеличивается при нагревании. Растворимость газов при нагревании уменьшается. Поэтому твердые вещества обычно растворяют в теплой или горячей воде, а газированные напитки хранят на холоде.

Растворимость (способность растворяться) веществ не зависит от измельчения вещества или интенсивности перемешивания . Но, повышая температуру, измельчая вещество, перемешивая готовый раствор, можно ускорить процесс растворения. Изменяя условия получения раствора, можно получать растворы разных составов. Естественно, существует предел, достигнув который, легко обнаружить, что вещество больше не растворяется в воде. Такой раствор называется насыщенным . Для хорошо растворимых веществ насыщенный раствор будет содержать много растворенного вещества. Так, насыщенный раствор KNO 3 при 100 °С содержит 245 г соли на 100 г воды (в 345 г раствора), это концентрированный раствор. Насыщенные растворы плохо растворимых веществ содержат ничтожные массы растворенных соединений. Так, насыщенный раствор хлорида серебра содержит 0,15 мг AgCl в 100 г воды. Это очень разбавленный раствор.

Таким образом, если раствор содержит много растворенного вещества по отношению к растворителю, он называется концентрированным, если вещества мало – разбавленным. Очень часто от состава раствора зависят его свойства, а значит, и применение.

Так, разбавленный раствор уксусной кислоты (столовый уксус) используют как вкусовую приправу, а концентрированный раствор этой кислоты (уксусная эссенция при приеме внутрь) может вызвать смертельный ожог.

Для того чтобы отразить количественный состав растворов, используют величину, называемую массовой долей растворенного вещества :

где m (в-ва) – масса растворенного вещества в растворе; m (р-ра) – общая масса раствора, содержащая растворенное вещество и растворитель.

Так, если 100 г уксуса содержат 6 г уксусной кислоты, то речь идет о 6%-м растворе уксусной кислоты (это столовый уксус). Способы решения задач с использованием понятия массовой доли растворенного вещества будут рассмотрены в главе 8.

Выводы по главе 5. Растворы – это однородные смеси, состоящие не менее чем из двух веществ, одно их которых называется растворитель, другое – растворенное вещество. При растворении происходит взаимодействие этого вещества с растворителем, благодаря чему растворяемое вещество измельчается. Состав раствора выражают при помощи массовой доли растворенного вещества в растворе.

* Эти электронные пары возникают в месте пересечения электронных облаков.

Продолжение следует

169338 0

Каждый атом обладает некоторым числом электронов.

Вступая в химические реакции, атомы отдают, приобретают, либо обобществляют электроны, достигая наиболее устойчивой электронной конфигурации. Наиболее устойчивой оказывается конфигурация с наиболее низкой энергией (как в атомах благородных газов). Эта закономерность называется "правилом октета" (рис. 1).

Рис. 1.

Это правило применимо ко всем типам связей . Электронные связи между атомами позволяют им формировать устойчивые структуры, от простейших кристаллов до сложных биомолекул, образующих, в конечном счете, живые системы. Они отличаются от кристаллов непрерывным обменом веществ. При этом многие химические реакции протекают по механизмам электронного переноса , которые играют важнейшую роль в энергетических процессах в организме.

Химическая связь - это сила, удерживающая вместе два или несколько атомов, ионов, молекул или любую их комбинацию .

Природа химической связи универсальна: это электростатическая сила притяжения между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженными ядрами, определяемая конфигурацией электронов внешней оболочки атомов. Способность атома образовывать химические связи называется валентностью , или степенью окисления . С валентностью связано понятие о валентных электронах - электронах, образующих химические связи, то есть находящихся на наиболее высокоэнергетических орбиталях. Соответственно, внешнюю оболочку атома, содержащую эти орбитали, называют валентной оболочкой . В настоящее время недостаточно указать наличие химической связи, а необходимо уточнить ее тип: ионная, ковалентная, диполь-дипольная, металлическая.

Первый тип связи - ионная связь

В соответствии с электронной теорией валентности Льюиса и Косселя, атомы могут достичь устойчивой электронной конфигурации двумя способами: во-первых, теряя электроны, превращаясь в катионы , во-вторых, приобретая их, превращаясь в анионы . В результате электронного переноса благодаря электростатической силе притяжения между ионами с зарядами противоположного знака образуется химическая связь, названная Косселем «электровалентной » (теперь ее называют ионной ).

В этом случае анионы и катионы образуют устойчивую электронную конфигурацию с заполненной внешней электронной оболочкой. Типичные ионные связи образуются из катионов Т и II групп периодической системы и анионов неметаллических элементов VI и VII групп (16 и 17 подгрупп - соответственно, халькогенов и галогенов ). Связи у ионных соединений ненасыщенные и ненаправленные, поэтому возможность электростатического взаимодействия с другими ионами у них сохраняется. На рис. 2 и 3 показаны примеры ионных связей, соответствующих модели электронного переноса Косселя.

Рис. 2.

Рис. 3. Ионная связь в молекуле поваренной соли (NaCl)

Здесь уместно напомнить о некоторых свойствах, объясняющих поведение веществ в природе, в частности, рассмотреть представление о кислотах и основаниях .

Водные растворы всех этих веществ являются электролитами. Они по-разному изменяют окраску индикаторов . Механизм действия индикаторов был открыт Ф.В. Оствальдом. Он показал, что индикаторы представляют собой слабые кислоты или основания, окраска которых в недиссоциированном и диссоциированном состояниях различается.

Основания способны нейтрализовать кислоты. Не все основания растворимы в воде (например, нерастворимы некоторые органические соединения, не содержащие ‑ ОН-групп, в частности, триэтиламин N(С 2 Н 5) 3) ; растворимые основания называют щелочами .

Водные растворы кислот вступают в характерные реакции:

а) с оксидами металлов - с образованием соли и воды;

б) с металлами - с образованием соли и водорода;

в) с карбонатами - с образованием соли, СO 2 и Н 2 O .

Свойства кислот и оснований описывают несколько теорий. В соответствие с теорией С.А. Аррениуса, кислота представляет собой вещество, диссоциирующее с образованием ионов Н + , тогда как основание образует ионы ОН ‑ . Эта теория не учитывает существования органических оснований, не имеющих гидроксильных групп.

В соответствие с протонной теорией Бренстеда и Лоури, кислота представляет собой вещество, содержащее молекулы или ионы, отдающие протоны (доноры протонов), а основание - вещество, состоящее из молекул или ионов, принимающие протоны (акцепторы протонов). Отметим, что в водных растворах ионы водорода существуют в гидратированной форме, то есть в виде ионов гидроксония H 3 O + . Эта теория описывает реакции не только с водой и гидроксидными ионами, но и осуществляющиеся в отсутствие растворителя или с неводным растворителем.

Например, в реакции между аммиаком NH 3 (слабым основанием) и хлороводородом в газовой фазе образуется твердый хлорид аммония, причем в равновесной смеси двух веществ всегда присутствуют 4 частицы, две из которых - кислоты, а две другие - основания:

Эта равновесная смесь состоит из двух сопряженных пар кислот и оснований:

1) NH 4 + и NH 3

2) HCl и Сl ‑

Здесь в каждой сопряженной паре кислота и основание различаются на один протон. Каждая кислота имеет сопряженное с ней основание. Сильной кислоте соответствует слабое сопряженное основание, а слабой кислоте - сильное сопряженное основание.

Теория Бренстеда-Лоури позволяет объяснить уникальность роли воды для жизнедеятельности биосферы. Вода, в зависимости от взаимодействующего с ней вещества, может проявлять свойства или кислоты, или основания. Например, в реакциях с водными растворами уксусной кислоты вода является основанием, а с водными растворами аммиака - кислотой.

1) СН 3 СООН + Н 2 O ↔ Н 3 O + + СН 3 СОО ‑ . Здесь молекула уксусной кислоты донирует протон молекуле воды;

2) NH 3 + Н 2 O ↔ NH 4 + + ОН ‑ . Здесь молекула аммиака акцептирует протон от молекулы воды.

Таким образом, вода может образовывать две сопряженные пары:

1) Н 2 O (кислота) и ОН ‑ (сопряженное основание)

2) Н 3 О + (кислота) и Н 2 O (сопряженное основание).

В первом случае вода донирует протон, а во втором - акцептирует его.

Такое свойство называется амфипротонностью . Вещества, способные вступать в реакции в качестве и кислот, и оснований, называются амфотерными . В живой природе такие вещества встречаются часто. Например, аминокислоты способны образовывать соли и с кислотами, и с основаниями. Поэтому пептиды легко образуют координационные соединения с присутствующими ионами металлов.

Таким образом, характерное свойство ионной связи - полное перемещение нары связывающих электронов к одному из ядер. Это означает, что между ионами существует область, где электронная плотность почти нулевая.

Второй тип связи - ковалентная связь

Атомы могут образовывать устойчивые электронные конфигурации путем обобществления электронов.

Такая связь образуется, когда пара электронов обобществляется по одному от каждого атома. В таком случае обобществленные электроны связи распределены между атомами поровну. Примерами ковалентной связи можно назвать гомоядерные двухатомные молекулы Н 2 , N 2 , F 2 . Этот же тип связи имеется у аллотропов O 2 и озона O 3 и у многоатомной молекулы S 8 , а также у гетероядерных молекул хлороводорода НСl , углекислого газа СO 2 , метана СH 4 , этанола С 2 Н 5 ОН , гексафторида серы SF 6 , ацетилена С 2 Н 2 . У всех этих молекул электроны одинаково общие, а их связи насыщенные и направлены одинаково (рис. 4).

Для биологов важно, что у двойной и тройной связей ковалентные радиусы атомов по сравнению с одинарной связью уменьшены.

Рис. 4. Ковалентная связь в молекуле Сl 2 .

Ионный и ковалентный типы связей - это два предельных случая множества существующих типов химических связей, причем на практике большинство связей промежуточные.

Соединения двух элементов, расположенных в противоположных концах одного или разных периодов системы Менделеева, преимущественно образуют ионные связи. По мере сближения элементов в пределах периода ионный характер их соединений уменьшается, а ковалентный - увеличивается. Например, галогениды и оксиды элементов левой части периодической таблицы образуют преимущественно ионные связи (NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH ), а такие же соединения элементов правой части таблицы - ковалентные (Н 2 O, СO 2 , NH 3 , NO 2 , СН 4 , фенол C 6 H 5 OH , глюкоза С 6 H 12 О 6 , этанол С 2 Н 5 ОН ).

Ковалентная связь, в свою очередь, имеет еще одну модификацию.

У многоатомных ионов и в сложных биологических молекулах оба электрона могут происходить только из одного атома. Он называется донором электронной пары. Атом, обобществляющий с донором эту пару электронов, называется акцептором электронной пары. Такая разновидность ковалентной связи названа координационной (донорно-акцепторной , или дативной ) связью (рис. 5). Этот тип связи наиболее важен для биологии и медицины, поскольку химия наиболее важных для метаболизма d-элементов в значительной степени описывается координационными связями.

Pиc. 5.

Как правило, в комплексном соединении атом металла выступает акцептором электронной пары; наоборот, при ионных и ковалентных связях атом металла является донором электрона.

Суть ковалентной связи и ее разновидности - координационной связи - можно прояснить с помощью еще одной теории кислот и оснований, предложенной ГН. Льюисом. Он несколько расширил смысловое понятие терминов «кислота» и «основание» по теории Бренстеда-Лоури. Теория Льюиса объясняет природу образования комплексных ионов и участие веществ в реакциях нуклеофильного замещения, то есть в образовании КС.

Согласно Льюису, кислота - это вещество, способное образовывать ковалентную связь путем акцептирования электронной пары от основания. Льюисовым основанием названо вещество, обладающее неподеленной электронной парой, которое, донируя электроны, образует ковалентную связь с Льюисовой кислотой.

То есть теория Льюиса расширяет круг кислотно-основных реакций также на реакции, в которых протоны не участвуют вовсе. Причем сам протон, по этой теории, также является кислотой, поскольку способен акцептировать электронную пару.

Следовательно, согласно этой теории, катионы являются Льюисовыми кислотами, а анионы - Льюисовыми основаниями. Примером могут служить следующие реакции:

Выше отмечено, что подразделение веществ на ионные и ковалентные относительное, поскольку полного перехода электрона от атомов металла к акцепторным атомам в ковалентных молекулах не происходит. В соединениях с ионной связью каждый ион находится в электрическом поле ионов противоположного знака, поэтому они взаимно поляризуются, а их оболочки деформируются.

Поляризуемость определяется электронной структурой, зарядом и размерами иона; у анионов она выше, чем у катионов. Наибольшая поляризуемость среди катионов - у катионов большего заряда и меньшего размера, например, у Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Аl 3+ , Тl 3+ . Сильным поляризующим действием обладает Н + . Поскольку влияние поляризации ионов двустороннее, она значительно изменяет свойства образуемых ими соединений.

Третий тип связи - диполь-дипольная связь

Кроме перечисленных типов связи, различают еще диполь-дипольные межмолекулярные взаимодействия, называемые также вандерваалъсовыми .

Сила этих взаимодействий зависит от природы молекул.

Выделяют взаимодействия трех типов: постоянный диполь - постоянный диполь (диполь-дипольное притяжение); постоянный диполь - индуцированный диполь (индукционное притяжение); мгновенный диполь - индуцированный диполь (дисперсионное притяжение, или лондоновские силы; рис. 6).

Рис. 6.

Диполь-дипольным моментом обладают только молекулы с полярными ковалентными связями (HCl, NH 3 , SO 2 , Н 2 O, C 6 H 5 Cl ), причем сила связи составляет 1-2 дебая (1Д = 3,338 × 10 ‑30 кулон-метра - Кл × м).

В биохимии выделяют еще один тип связи - водородную связь, являющуюся предельным случаем диполь-дипольного притяжения. Эта связь образована притяжением между атомом водорода и электроотрицательным атомом небольшого размера, чаще всего - кислородом, фтором и азотом. С крупными атомами, обладающими аналогичной электроотрицательностью (например, с хлором и серой), водородная связь оказывается значительно более слабой. Атом водорода отличается одной существенной особенностью: при оттягивании связывающих электронов его ядро - протон - оголяется и перестает экранироваться электронами.

Поэтому атом превращается в крупный диполь.

Водородная связь, в отличие от вандерваальсовой, образуется не только при межмолекулярных взаимодействиях, но и внутри одной молекулы - внутримолекулярная водородная связь. Водородные связи играют в биохимии важную роль, например, для стабилизации структуры белков в виде а-спирали, или для образования двойной спирали ДНК (рис. 7).

Рис.7.

Водородная и вандерваальсовая связи значительно слабее, чем ионная, ковалентная и координационная. Энергия межмолекулярных связей указана в табл. 1.

Таблица 1. Энергия межмолекулярных сил

Примечание : Степень межмолекулярных взаимодействий отражают показатели энтальпии плавления и испарения (кипения). Ионным соединениям требуется для разделения ионов значительно больше энергии, чем для разделения молекул. Энтальпии плавления ионных соединений значительно выше, чем молекулярных соединений.

Четвертый тип связи - металлическая связь

Наконец, имеется еще один тип межмолекулярных связей - металлический : связь положительных ионов решетки металлов со свободными электронами. В биологических объектах этот тип связи не встречается.

Из краткого обзора типов связей выясняется одна деталь: важным параметром атома или иона металла - донора электронов, а также атома - акцептоpa электронов является его размер .

Не вдаваясь в детали, отметим, что ковалентные радиусы атомов, ионные радиусы металлов и вандерваальсовы радиусы взаимодействующих молекул увеличиваются по мере возрастания их порядкового номера в группах периодической системы. При этом значения радиусов ионов - наименьшие, а вандерваальсовых радиусов - наибольшие. Как правило, при движении вниз по группе радиусы всех элементов увеличиваются, причем как ковалентные, так и вандерваальсовы.

Наибольшее значение для биологов и медиков имеют координационные (донорно-акцепторные ) связи, рассматриваемые координационной химией.

Медицинская бионеорганика. Г.К. Барашков

NH3 - одно из известнейших и полезнейших химических веществ. Оно обрело широкое применение в аграрной промышленности и не только. Отличается уникальными химическими свойствами, благодаря которым используется в различных отраслях.

Что такое NH3

NH 3 известно даже самому далекому от химии человеку. Это аммиак. Аммиак (NH 3) иначе называется нитридом водорода и представляет собой при нормальных условиях бесцветный газ, обладающий ярко выраженным, характерным для данного вещества запахом. Также стоит отметить, что газ NH 3 (под названием аммиак) почти в два раза легче, чем воздух!

Помимо газа, может представлять собой жидкость при температуре около 70 °С или же существовать в виде раствора (раствор аммиака). Отличительной особенностью жидкого NH 3 выступает возможность растворять в себе металлы главных подгрупп I и II группы таблицы элементов Д. И. Менделеева (то есть щелочные и щелочноземельные металлы), а также магний, алюминий, европий и иттербий. В отличие от воды жидкий аммиак не взаимодействует с вышеуказанными элементами, а выступает именно в роли растворителя. Это свойство позволяет выделять металлы в исходном виде посредством испарения растворителя (NH 3). На рисунке ниже можно увидеть, как выглядит растворенный в жидком аммиаке натрий.

Как выглядит аммиак с точки зрения химических связей?

Схему аммиака (NH 3) и его пространственного строения наиболее наглядно показывает треугольная пирамида. Вершиной "пирамиды" аммиака является атом азота (выделен синим цветом), что видно на изображении ниже.

Атомы в веществе под названием аммиак (NH 3) связаны водородными связями, как и в молекуле воды. Но очень важно помнить, что связи в молекуле аммиака слабее, чем в молекуле воды. Это объясняет то, что температуры плавления и кипения NH 3 ниже, если сравнивать с H 2 O.

Химические свойства

Наиболее распространены 2 способа получения вещества NH 3 под названием аммиак. В промышленности применяется так называемый процесс Габера, суть которого заключается в связывании азота воздуха и водорода (полученного из метана) посредством пропускания смеси данных газов при высоком давлении над нагретым катализатором.

В лабораториях синтез аммиака чаще всего основывается на взаимодействии концентрированного хлорида аммония с твердым гидроксидом натрия.

Приступим к непосредственному рассмотрению химических свойств NH 3.

1) NH 3 выступает в качестве слабого основания. Именно поэтому имеет место следующее уравнение, описывающее взаимодействие с водой:

NH 3 + H 2 O = NH4 + + OH -

2) Также на основных свойствах NH 3 основывается его способность реагировать с кислотами и образовывать соответствующие соли аммония:

NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (нитрат аммония)

3) Ранее говорилось о том, что определенная группа металлов растворяется в жидком аммиаке. Однако некоторые металлы также способны не просто растворяться, а образовывать соединения с NH 3 под названием амиды:

Na (тв) + NH3 (г) = NaNH 2 + H 2

Na (тв) + NH3 (ж) = NaNH 2 + H 2 (реакция осуществляется в присутствии железа в качестве катализатора)

4) При взаимодействии NH 3 с металлами Fe 3+ , Cr 3+ , Al 3+ , Sn 4+ , Sn 2+ происходит образование соответствующих гидроксидов металлов и катиона аммиония:

Fe 3+ + NH 3 + H 2 O = Fe(OH) 3 + NH 4 +

5) Результатом взаимодействия NH 3 c металлами Cu 2+ , Ni 2+, Co 2+ , Pd 2+ , Pt 2+ , Pt 4+ чаще всего являются соответствующие комплексы металлов:

Cu 2+ + NH 3 + H 2 O = Cu(OH) 2 + NH 4 +

Cu(OH) 2 + NH 3 = 2 + + OH -

Образование и дальнейший путь NH3 в организме человека

Хорошо известно, что неотъемлемой частью биохимических процессов в организме человека являются аминокислоты. Именно они являются основным источником NH 3, вещества под названием аммиак, - результата их окислительного дезаминирования (чаще всего). К сожалению, для человеческого организма аммиак токсичен, из него легко образуется упомянутый выше катион аммония (NH 4 +), накапливающийся в клетках. Впоследствии происходит замедление важнейших биохимических циклов, а в итоге - падение уровня вырабатываемого АТФ.

Нетрудно догадаться, что организму необходимы механизмы связывания и обезвреживания выделяющегося NH 3 . На схеме ниже представлены источники и некоторые продукты связывания аммиака в человеческом организме.

Итак, говоря кратко, обезвреживание аммиака происходит через образование его транспортных форм в тканях (например, глутамин и аланин), путем экскреции с мочой, с помощью биосинтеза мочевины, что и является основным естественным способом обезвреживания NH 3 в организме человека.

Применение NH3 - вещества с названием аммиак

В современности жидкий аммиак является наиболее концентрированным и дешевым азотным удобрением, что используется в сельском хозяйстве для аммонизации грубых почв и торфа. При внесении жидкого аммиака в почве происходит рост количества микроорганизмов, но при этом не наблюдается негативных последствий, как, например, от твердых удобрений. Ниже на рисунке представлена одна из возможных установок для сжижения газообразного аммиака при помощи жидкого азота.

Испаряясь, жидкий аммиак поглощает из окружающей среды много теплоты, вызывает охлаждение. Это свойство используется в холодильных установках для получения искусственного льда при хранении скоропортящихся пищевых продуктов. Кроме того, с его помощью замораживают грунт при строительстве подземных сооружений. Водные растворы аммиака находят применение в химической промышленности (является промышленным неводным растворителем), лабораторной практике (например, в роли растворителя при электрохимическом получении химических продуктов), медицине и домашнем обиходе.

7.11. Строение веществ с ковалентной связью

Вещества, в которых из всех типов химической связи присутствует только ковалентная, делятся на две неравные группы: молекулярные (очень много) и немолекулярные (значительно меньше).
Кристаллы твердых молекулярных веществ состоят из слабо связанных между собой силами межмолекулярного взаимодействия молекул. Такие кристаллы не обладают высокой прочностью и твердостью (вспомните лед или сахар). Невысоки у них также температуры плавления и кипения (см. таблицу 22).

Таблица 22. Температуры плавления и кипения некоторых молекулярных веществ

Вещество			Вещество
H 2	– 259	– 253	Br 2	– 7	58
N 2	– 210	– 196	H 2 O	0	100
HCl	– 112	– 85	P 4	44	257
NH 3	– 78	– 33	C 10 H 8 (нафталин)	80	218
SO 2	– 75	– 10	S 8	119

В отличие от своих молекулярных собратьев немолекулярные вещества с ковалентной связью образуют очень твердые кристаллы. Кристаллы алмаза (самого твердого вещества) относятся именно к этому типу.
В кристалле алмаза (рис. 7.5) каждый атом углерода связан с четырьмя другими атомами углерода простыми ковалентными связями (sр 3 -гибридизация). Атомы углерода образуют трехмерный каркас. По существу весь кристалл алмаза представляет собой одну огромную и очень прочную молекулу.
Такое же строение имеют и кристаллы кремния, широко применяемые в радиоэлектронике и электронной технике.
Если заменить половину атомов углерода в алмазе на атомы кремния, не нарушая каркасную структуру кристалла, то получится кристалл карбида кремния SiC – также очень твердого вещества, используемого как абразивный материал. Обычный кварцевый песок (диоксид кремния) тоже относится к этому типу кристаллических веществ. Кварц – очень твердое вещество; под названием " наждак" он также используется как абразивный материал. Структуру кварца легко получить, если в кристалле кремния между каждыми двумя атомами кремния вставит атомы кислорода. При этом каждый атом кремния окажется связанным с четырьмя атомами кислорода, а каждый атом кислорода – с двумя атомами кремния.

Кристаллы алмаза, кремния, кварца и подобные им по структуре называют атомными кристаллами.
Атомный кристалл – кристалл, состоящий из атомов одного или нескольких элементов, связанных химическими связями.
Химическая связь в атомном кристалле может быть ковалентной или металлической.
Как вы уже знаете, любой атомный кристалл, как и ионный, представляет собой огромную " супермолекулу" . Структурную формулу такой " супермолекулы" записать нельзя – можно только показать ее фрагмент, например:

В отличие от молекулярных веществ, вещества, образующие атомные кристаллы, – одни из самых тугоплавких (см. таблицу 23.).

Таблица 23. Температуры плавления и кипения некоторых немолекулярных веществ с ковалентными связями

Такие высокие температуры плавления вполне понятны, если вспомнить, что при плавлении этих веществ рвутся не слабые межмолекулярные, а прочные химические связи. По этой же причине многие вещества, образующие атомные кристаллы, при нагревании не плавятся, а разлагаются или сразу переходят в парообразное состояние (возгоняются), например, графит возгоняется при 3700 o С.

Кремний – Si. Очень твердые, хрупкие кристаллы кремния по виду похожи на металлические, тем не менее он – неметалл. По типу электропроводности это вещество относится к полупроводникам, что и определяет его громадное значение в современном мире. Кремний – важнейший полупроводниковый материал. Радиоприемники, телевизоры, компьютеры, современные телефоны, электронные часы, солнечные батареи и многие другие бытовые и промышленные приборы содержат в качестве важнейших элементов конструкции транзисторы, микросхемы и фотоэлементы, изготовленные из монокристаллов особочистого кремния. Технический кремний используется в производстве сталей и в цветной металлургии. По химическим свойствам кремний – довольно инертное вещество, вступает в реакции только при высокой температуре Диоксид кремния – SiO 2 . Другое название этого вещества – кремнезем. Диоксид кремния встречается в природе в двух видах: кристаллическом и аморфном. Многие полудрагоценные и поделочные камни являются разновидностями кристаллического диоксида кремния (кварца): горный хрусталь, яшма, халцедон, агат. а опал – аморфная форма кремнезема. Кварц очень широко распространен в природе, ведь и барханы в пустынях, и песчаные отмели рек и морей – все это кварцевый песок. Кварц – бесцветное кристаллическое очень твердое и тугоплавкое вещество. По твердости он уступает алмазу и корунду, но, тем не менее, широко используется как абразивный материал. Кварцевый песок широко применяется в строительстве и промышленности стройматериалов. Кварцевое стекло используется для изготовления лабораторной посуды и научных приборов, так как оно не растрескивается при резком изменении температуры. По своим химическим свойствам диоксид кремния – кислотный оксид, но со щелочами реагирует только при сплавлении. При высоких температурах из диоксида кремния и графита получают карбид кремния – карборунд. Карборунд – второе по твердости после алмаза вещество, его тоже используют для изготовления шлифовальных кругов и " наждачной" бумаги.

7.12. Полярность ковалентной связи. Электроотрицательность

Вспомним, что изолированные атомы разных элементов имеют разную склонность как отдавать, так и принимать электроны. Эти различия сохраняется и после образования ковалентной связи. То есть, атомы одних элементов стремятся притянуть к себе электронную пару ковалентной связи сильнее, чем атомы других элементов.

Рассмотрим молекулу HCl.
На этом примере посмотрим, как можно оценить смещение электронного облака связи, используя молярные энергии ионизации и средства к электрону. 1312 кДж/моль, а 1251 кДж/моль – различие незначительно, примерно 5%. 73 кДж/моль, а 349 кДж/моль – здесь различие куда больше: энергия сродства к электрону атома хлора почти в пять раз больше таковой для атома водорода. Отсюда можно сделать вывод, что электронная пара ковалентной связи в молекуле хлороводорода в значительной степени смещена в сторону атома хлора. Иными словами, электроны связи больше времени проводят вблизи атома хлора, чем вблизи атома водорода. Такая неравномерность распределения электронной плотности приводит к перераспределению электрических зарядов внутри молекулы.На атомах возникают частичные (избыточные) заряды; на атоме водорода – положительный, а на атоме хлора – отрицательный.

В этом случае говорят, что связь поляризуется, а сама связь называется полярной ковалентной связью.
Если же электронная пара ковалентной связи не смещена ни к какому из связываемых атомов, то есть, электроны связи в равной степени принадлежат связываемым атомам, то такая связь называется неполярной ковалентной связью.
Понятие " формальный заряд" в случае ковалентной связи также применимо. Только в определении речь должна идти не об ионах, а об атомах. В общем случае может быть дано следующее определение.

В молекулах, ковалентные связи в которых образовались только по обменному механизму, формальные заряды атомов равны нулю. Так, в молекуле HCl формальные заряды на атомах как хлора, так и водорода равны нулю. Следовательно, в этой молекуле реальные (эффективные) заряды на атомах хлора и водорода равны частичным (избыточным) зарядам.
Далеко не всегда по молярным энергиям ионизации и сродства к электрод легко определить знак частичного заряда на атоме того или другого элемента в молекуле, то есть оценить, в какую сторону смещены электронные пары связей. Обычно для этих целей используют еще одну энергетическую характеристику атома – электроотрицательность.

В настоящее время единого, общепринятого обозначения для электроотрицательности нет. Можно обозначать ее буквами Э/О. Также пока нет и единого, общепринятого метода расчета электроотрицательности. Упрощенно ее можно представить как полусумму молярных энергий ионизации и сродства к электрону – таким и был один из первых способов ее расчета.
Абсолютные значения электроотрицательностей атомов различных элементов используются очень редко. Чаще используют относительную электроотрицательность, обозначаемую буквой c . Первоначально эта величина определялась как отношение электроотрицательности атома данного элемента к электроотрицательности атома лития. В дальнейшем методы ее расчета несколько изменились.
Относительная электроотрицательность – величина безразмерная. Ее значения приведены в приложении 10.

Так как относительная электроотрицательность зависит прежде всего от энергии ионизации атома (энергия сродства к электрону всегда намного меньше), то в системе химических элементов она изменяется примерно также, как и энергия ионизации, то есть возрастает по диагонали от цезия (0,86) ко фтору (4,10). Приведенные в таблице значения относительной электроотрицательности гелия и неона не имеют практического значения, так как эти элементы не образуют соединений.

Используя таблицу электроотрицательности, можно легко определить в сторону какого из двух атомов смещены электроны, связывающие эти атомы, и, следовательно, знаки частичных зарядов, возникающих на этих атомах.

H 2 O				Связь полярная
H 2	Атомы одинаковые		H--H	Связь неполярная
CO 2				Связь полярная
Cl 2	Атомы одинаковые		Cl--Cl	Связь неполярная
H 2 S				Связь полярная

Таким образом, в случае образования ковалентной связи между атомами разных элементов такая связь всегда будет полярной, а в случае образования ковалентной связи между атомами одного элемента (в простых веществах) связь в большинстве случаев неполярна.

Чем больше разность электроотрицательностей связываемых атомов, тем более полярной оказывается ковалентная связь между этими атомами.

Сероводород H 2 S – бесцветный газ с характерным запахом, присущим тухлым яйцам; ядовит. Он термически неустойчив, при нагревании разлагается. Сероводород мало растворим в воде, его водный раствор называют сероводородной кислотой. Сероводород провоцирует (катализирует) коррозию металлов, именно этот газ " повинен" в потемнении серебра. В природе он содержится в некоторых минеральных водах. В процессе жизнедеятельности его образуют некоторые бактерии. Сероводород губителен для всего живого. Сероводородный слой обнаружен в глубинах Черного моря и внушает опасения ученым: жизнь морских обитателей там находится под постоянной угрозой.

ПОЛЯРНАЯ КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ,НЕПОЛЯРНАЯ КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ, АБСОЛЮТНАЯ ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ, ОТНОСИТЕЛЬНАЯ ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ.
1.Эксперименты и последующие расчеты показали, что эффективный заряд кремния в тетрафториде кремния равен +1,64 е, а ксенона в гексафториде ксенона +2,3 е. Определите значения частичных зарядов на атомах фтора в этих соединениях. 2. Составьте структурные формулы следующих веществ и, используя обозначения " " и " " , охарактеризуйте полярность ковалентных связей в молекулах этих соединений: а) CH 4 , CCl 4 , SiCl 4 ; б) H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te; в) NH 3 , NF 3 , NCl 3 ; г) SO 2 , Cl 2 O, OF 2 .
3.Пользуясь таблицей электроотрицательностей, укажите, в каком из соединений связь более полярна: а) CCl 4 или SiCl 4 ; б) H 2 S или H 2 O; в) NF 3 или NCl 3 ; г) Cl 2 O или OF 2 .

7.13. Донорно-акцепторный механизм образования связи

В предыдущих параграфах вы подробно познакомились с двумя типами связи: ионной и ковалентной. Вспомним, что ионная связь образуется при полной передаче электрона от одного атома другому. Ковалентная – при обобществлении неспаренных электронов связываемых атомов.

Кроме этого, существует еще один механизм образования связи. Рассмотрим его на примере взаимодействия молекулы аммиака с молекулой трифторида бора:

В результате между атомами азота и бора возникает и ковалентная, и ионная связь. При этом атом азота является донором электронной пары (" дает" ее для образования связи), а атом бора – акцептором (" принимает" ее при образовании связи). Отсюда и название механизма образования такой связи – " донорно-акцепторный" .

При образовании связи по донорно-акцепторному механизму образуются одновременно и ковалентная связь, и ионная.
Конечно, после образования связи за счет разницы в электроотрицательности связываемых атомов происходит поляризация связи, возникают частичные заряды, снижающие эффективные (реальные) заряды атомов.

Рассмотрим другие примеры.

Если рядом с молекулой аммиака окажется сильно полярная молекула хлороводорода, в которой на атоме водорода имеется значительный частичный заряд , то в этом случае роль акцептора электронной пары будет выполнять атом водорода. Его 1s -АО хоть и не совсем пустая, как у атома бора в предыдущем примере, но электронная плотность в облаке этой орбитали существенно понижена.

Пространственное строение получившегося катиона, иона аммония NH 4 , подобно строению молекулы метана, то есть все четыре связи N-H совершенно одинаковы.
Образование ионных кристаллов хлорида аммония NH 4 Cl можно наблюдать, смешав газообразный аммиак с газообразным хлороводородом:

NH 3(г) + HCl (г) = NH 4 Cl (кр)

Донором электронной пары может быть не только атом азота. Им может быть, например, атом кислорода молекулы воды. С тем же хлороводородом молекула воды будет взаимодействовать следующим образом:

Образующийся катион H 3 O называется ионом оксония и, как вы скоро узнаете, имеет огромное значение в химии.
В заключение рассмотрим электронное строение молекулы угарного газа (монооксида углерода) СО:

В ней, кроме трех ковалентных связей (тройной связи), есть еще и ионная связь.
Условия образования связи по донорно-акцепторному механизму:
1) наличие у одного из атомов неподеленной пары валентных электронов;
2) наличие у другого атома свободной орбитали на валентном подуровне.
Донорно-акцепторный механизм образования связи распространен довольно широко. Особенно часто он встречается при образовании соединений d -элементов. Атомы почти всех d -элементов имеют много свободных валентных орбиталей. Поэтому они являются активными акцепторами электронных пар.

ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ ОБРАЗОВАНИЯ СВЯЗИ, ИОН АММОНИЯ, ИОН ОКСОНИЯ, УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ СВЯЗИ ПО ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНОМУ МЕХАНИЗМУ.
1.Составьте уравнения реакций и схемы образования
а) бромида аммония NH 4 Br из аммиака и бромоводорода;
б) сульфата аммония (NH 4) 2 SO 4 из аммиака и серной кислоты.
2.Составьте уравнения реакций и схемы взаимодействия а) воды с бромоводородом; б) воды с серной кислотой.
3.Какие атомы в четырех предыдущих реакциях являются донорами электронной пары, а какие акцепторами? Почему? Ответ поясните диаграммами валентных подуровней.
4.Структурная формула азотной кислоты Углы между связями O– N– O близки к 120 o . Определите:
а) тип гибридизации атома азота;
б) какая АО атома азота принимает участие в образовании -связи;
в) какая АО атома азота принимает участие в образовании -связи по донорно-акцепторному механизму.
Как вы думаете, чему примерно равен угол между связями H– O– N в этой молекуле? 5.Составьте структурную формулу цианид-иона CN (отрицательный заряд – на атоме углерода). Известно, что цианиды (соединения, содержащие такой ион) и угарный газ СО – сильные яды, и биологическое действие их очень близко. Предложите свое объяснение близости их биологического действия.

7.14. Металлическая связь. Металлы

Ковалентная связь образуется между атомами, близкими по склонности к отдаче и присоединению электронов, только тогда, когда размеры связываемых атомов невелики. В этом случае электронная плотность в области перекрывания электронных облаков значительна, и атомы оказываются прочно связанными, как, например, в молекуле HF. Если хотя бы один из связываемых атомов имеет большой радиус, образование ковалентной связи становится менее выгодным, так как электронная плотность в области перекрывания электронных облаков у больших атомов значительно меньше, чем у маленьких. Пример такой молекулы с менее прочной связью – молекула HI (пользуясь таблицей 21, сравните энергии атомизации молекул HF и HI).

И все-таки между большими атомами (r o > 1,1) возникает химическая связь, но в этом случае она образуется за счет обобществления всех (или части) валентных электронов всех связываемых атомов. Например, в случае атомов натрия обобществляются все 3s -электроны этих атомов, при этом образуется единое электронное облако:

Атомы образуют кристалл с металлической связью.
Так могут связываться между собой как атомы одного элемента, так и атомы разных элементов. В первом случае образуются простые вещества, называемые металлами , а во втором – сложные вещества, называемые интерметаллическими соединениями .

Из всех веществ с металлической связью между атомами в школе вы будете издать только металлы. Каково же пространственное строение металлов? Металлический кристалл состоит из атомных остовов , оставшихся после обобществления валентных электронов, и электронного облака обобществленных электронов. Атомные остовы обычно образуют плотнейшую упаковку, а электронное облако занимает весь оставшийся свободным объем кристалла.

Основными видами плотнейших упаковок являются кубическая плотнейшая упаковка (КПУ) и гексагональная плотнейшая упаковка (ГПУ). Названия этих упаковок связаны с симметрией кристаллов, в которых они реализуются. Некоторые металлы образуют кристаллы с неплотнейшей упаковкой – объемноцентрированной кубической (ОЦК). Объемные и шаростержневые модели этих упаковок показаны на рисунке 7.6.
Кубическую плотнейшую упаковку образуют атомы Cu, Al, Pb, Au и некоторых других элементов. Гексагональную плотнейшую упаковку – атомы Be, Zn, Cd, Sc и ряд других. Объемноцентрированная кубическая упаковка атомов присутствует в кристаллах щелочных металлов, элементов VB и VIB групп. Некоторые металлы при разных температурах могут иметь разную структуру. Причины таких отличий и особенностей строения металлов до сих пор до конца не выяснены.
При плавлении металлические кристаллы превращаются в металлические жидкости . Тип химической связи между атомами при этом не изменяется.
Металлическая связь не обладает направленностью и насыщаемостью. В этом отношении она похожа на ионную связь.
В случае интерметаллических соединений можно говорить и о поляризуемости металлической связи.
Характерные физические свойства металлов:
1) высокая электропроводность;
2) высокая теплопроводность;
3) высокая пластичность.

Температуры плавления разных металлов очень сильно отличаются друг от друга: наименьшая температура плавления у ртути (- 39 o С), а наибольшая - у вольфрама (3410 o С).

Бериллий Be - светло-серый легкий достаточно твердый, но обычно хрупкий металл. Температура плавления 1287 o С. На воздухе он покрывается оксидной пленкой. Бериллий - достаточно редкий металл, живые организмы в процессе своей эволюции практически не контактировали с ним, поэтому и неудивительно, что он ядовит для животного мира. Применяется он в ядерной технике. Цинк Zn - белый с голубоватым оттенком мягкий металл. Температура плавления 420 o С. На воздухе и в воде покрывается тонкой плотной пленкой оксида цинка, препятствующей дальнейшему окислению. В производстве используется для оцинковки листов, труб, проволоки, защищая железо от коррозии. Цинк входит в состав многих сплавов, например, мельхиора и нейзильбера; из его сплавов чеканят монеты. Цинк - составная часть латуней, широко используемых в машиностроении. Сплавы, содержащие цинк, применяют для отливки типографских шрифтов. Вольфрам W. Это самый тугоплавкий из всех металлов: температура плавления вольфрама 3387 o С. Обычно вольфрам довольно хрупкий, но после тщательной очистки становится пластичным, что позволяет вытягивать из него тонкую проволоку, из которой делают нити электрических лампочек. Однако большая часть получаемого вольфрама идет на производство твердых и износостойких сплавов, способных сохранять эти свойства при нагревании даже до 1000 o С.

МЕТАЛЛ, ИНТЕРМЕТАЛЛИЧЕСКОЕ СОЕДИНЕНИЕ, МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ, ПЛОТНЕЙШАЯ УПАКОВКА.
1.Для характеристики различных упаковок используется понятие " коэффициент заполнения пространства" , то есть отношение объема атомов к объему кристалла

где V a - объем атома,
Z - число атомов в элементарной ячейке,
V я - объём элементарной ячейки.
Атомы в этом случае представляются жесткими шарами радиуса R , соприкасающимися друг с другом. Объем шара V ш = (4/3)R 3 .
Определяйте коэффициент заполнения пространства для КПУ и ОЦК упаковки.
2.Используя значения металлических радиусов (приложение 9), рассчитайте размер элементарной ячейки а) меди (КПУ), б) алюминия (КПУ) и в) цезия (ОЦК).

Помогите решить химию, пожалуйста. Указать тип связи в молекулах NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... и получил лучший ответ

Ответ от Ольга Лябина[гуру]
1) NH3 тип связи ков. полярная. в образовании связи принимают участие три неспаренных электрона азота и по одному водорода. пи-связей нет. гибридизация sp3. Форма молекулы пирамидальная (одна орбиталь не участвует в гибридизации, тетраэдр превращается в пирамиду)
CaCl2 тип связи ионная. в образовании связи участвуют два электрона кальция на s орбитали, которые принимают два атома хлора, завершая свой третий уровень. пи-связей нет, тип гибридизации sp. они располагаются в пространстве под углом 180 град
Al2O3 тип связи ионная. в образовании связи участвуют три электрона с s и p орбитали алюминия, которые принимает кислород, завершая свой второй уровень. O=Al-O-Al=O. есть пи-связи между кислородом и алюминием. тип гибридизации sp скорее всего.
BaS тип связи ионная. два электрона бария принимает сера. Ba=S есть одна пи-связь. гибридизация sp. Плоская молекула.
2) AgNO3
на катоде восстанавливается серебро
К Ag+ + e = Ag
на аноде окисляется вода
А 2H2O - 4e = O2 + 4H+
по закону Фарадея (как уж там...) масса (объем) вещества, выделившегося на катоде, пропорциональна количеству электричества, прошедшего через раствор
m(Ag) = Mэ/zF *I*t = 32,23 г
V(O2) = Vэ/F *I*t = 1,67 л

Ответ от 2 ответа [гуру]

Привет! Вот подборка тем с ответами на Ваш вопрос: Помогите решить химию, пожалуйста. Указать тип связи в молекулах NH3, CaCl2, Al2O3, BaS...