3.3.1 Ομοιοπολικός δεσμός - Αυτός είναι ένας δεσμός δύο κέντρων δύο ηλεκτρονίων που σχηματίζεται λόγω της επικάλυψης νεφών ηλεκτρονίων που μεταφέρουν ασύζευκτα ηλεκτρόνια με αντιπαράλληλα σπιν. Κατά κανόνα, σχηματίζεται μεταξύ ατόμων ενός χημικού στοιχείου.
Ποσοτικά χαρακτηρίζεται από σθένος. Σθένος στοιχείου - αυτή είναι η ικανότητά του να σχηματίζει έναν ορισμένο αριθμό χημικών δεσμών λόγω των ελεύθερων ηλεκτρονίων που βρίσκονται στη ζώνη ατομικού σθένους.
Ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μόνο από ένα ζεύγος ηλεκτρονίων που βρίσκεται μεταξύ των ατόμων. Ονομάζεται διαιρεμένο ζεύγος. Τα υπόλοιπα ζεύγη ηλεκτρονίων ονομάζονται μοναχικά ζεύγη. Γεμίζουν τα κοχύλια και δεν παίρνουν μέρος στο δέσιμο.Η επικοινωνία μεταξύ των ατόμων μπορεί να πραγματοποιηθεί όχι μόνο από ένα, αλλά και από δύο ή και τρία κοινά ζεύγη. Τέτοιες συνδέσεις ονομάζονται διπλό και τ σμήνος - πολλαπλοί δεσμοί.
3.3.1.1 Ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός. Ένας δεσμός που πραγματοποιείται με το σχηματισμό ζευγών ηλεκτρονίων που ανήκουν εξίσου και στα δύο άτομα ονομάζεται ομοιοπολική μη πολική. Προκύπτει μεταξύ ατόμων με πρακτικά ίση ηλεκτραρνητικότητα (0,4 > ΔEO > 0) και, κατά συνέπεια, ομοιόμορφη κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων μεταξύ των πυρήνων των ατόμων σε ομοπυρηνικά μόρια. Για παράδειγμα, H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 , κ.λπ. Η διπολική ροπή τέτοιων δεσμών είναι μηδέν. Ο δεσμός CH σε κορεσμένους υδρογονάνθρακες (για παράδειγμα, σε CH 4) θεωρείται πρακτικά μη πολικός, επειδή ΔΕΟ = 2,5 (C) - 2,1 (Η) = 0,4.
3.3.1.2 Ομοιοπολικός πολικός δεσμός.Εάν ένα μόριο σχηματίζεται από δύο διαφορετικά άτομα, τότε η ζώνη επικάλυψης των νεφών ηλεκτρονίων (τροχιακά) μετατοπίζεται προς ένα από τα άτομα, και ένας τέτοιος δεσμός ονομάζεται πολικός . Με μια τέτοια σύνδεση, η πιθανότητα εύρεσης ηλεκτρονίων κοντά στον πυρήνα ενός από τα άτομα είναι μεγαλύτερη. Για παράδειγμα, HCl, H 2 S, PH 3.
Πολικός (ασύμμετρος) ομοιοπολικός δεσμός - σύνδεση μεταξύ ατόμων με διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα (2 > ΔEO > 0,4) και ασύμμετρη κατανομή κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων. Κατά κανόνα, σχηματίζεται ανάμεσα σε δύο αμέταλλα.
Η πυκνότητα ηλεκτρονίων ενός τέτοιου δεσμού μετατοπίζεται προς ένα πιο ηλεκτραρνητικό άτομο, το οποίο οδηγεί στην εμφάνιση σε αυτό ενός μερικού αρνητικού φορτίου (δέλτα μείον) και σε ένα λιγότερο ηλεκτραρνητικό άτομο - ένα μερικό θετικό φορτίο ( δέλτα συν)
C - Cl
Η κατεύθυνση της μετατόπισης ηλεκτρονίων υποδεικνύεται επίσης με ένα βέλος:
CCl, CO, CN, OH, CMg.
Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των συνδεδεμένων ατόμων, τόσο μεγαλύτερη είναι η πολικότητα του δεσμού και τόσο μεγαλύτερη είναι η διπολική ροπή του. Πρόσθετες δυνάμεις έλξης ενεργούν μεταξύ μερικών φορτίων αντίθετου ζωδίου. Επομένως, όσο πιο πολικός είναι ο δεσμός, τόσο ισχυρότερος είναι.
Εκτός πόλωσης ομοιοπολικό δεσμό έχει την ιδιοκτησία κορεσμός - την ικανότητα ενός ατόμου να σχηματίζει όσους ομοιοπολικούς δεσμούς έχει ενεργειακά διαθέσιμα ατομικά τροχιακά. Η τρίτη ιδιότητα ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι του προσανατολισμός.
3.3.2 Ιωνικός δεσμός. Η κινητήρια δύναμη πίσω από το σχηματισμό του είναι η ίδια αναρρόφηση των ατόμων στο κέλυφος της οκτάδας. Αλλά σε ορισμένες περιπτώσεις, ένα τέτοιο κέλυφος «οκτάδας» μπορεί να προκύψει μόνο όταν τα ηλεκτρόνια μεταφέρονται από το ένα άτομο στο άλλο. Επομένως, κατά κανόνα, σχηματίζεται ένας ιοντικός δεσμός μεταξύ ενός μετάλλου και ενός μη μετάλλου.
Εξετάστε ως παράδειγμα την αντίδραση μεταξύ ατόμων νατρίου (3s 1) και φθορίου (2s 2 3s 5). Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας στην ένωση NaF
EO = 4,0 - 0,93 = 3,07
Το νάτριο, έχοντας δωρίσει το 3s 1 ηλεκτρόνιό του στο φθόριο, γίνεται το ιόν Na + και παραμένει με ένα γεμάτο κέλυφος 2s 2 2p 6, το οποίο αντιστοιχεί στην ηλεκτρονική διαμόρφωση του ατόμου νέου. Ακριβώς την ίδια ηλεκτρονική διαμόρφωση αποκτά το φθόριο, αφού έχει δεχθεί ένα ηλεκτρόνιο που δωρίζεται από νάτριο. Ως αποτέλεσμα, προκύπτουν ηλεκτροστατικές δυνάμεις έλξης μεταξύ αντίθετα φορτισμένων ιόντων.
Ιοντικός δεσμός - μια ακραία περίπτωση πολικού ομοιοπολικού δεσμού, που βασίζεται στην ηλεκτροστατική έλξη ιόντων. Ένας τέτοιος δεσμός συμβαίνει όταν υπάρχει μεγάλη διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των συνδεδεμένων ατόμων (EO > 2), όταν ένα λιγότερο ηλεκτραρνητικό άτομο παραιτείται σχεδόν εντελώς από τα ηλεκτρόνια σθένους του και μετατρέπεται σε κατιόν και προσκολλάται ένα άλλο, πιο ηλεκτραρνητικό άτομο. αυτά τα ηλεκτρόνια και γίνεται ανιόν. Η αλληλεπίδραση των ιόντων του αντίθετου πρόσημου δεν εξαρτάται από την κατεύθυνση και οι δυνάμεις Coulomb δεν έχουν την ιδιότητα του κορεσμού. Εξαιτίας αυτού ιοντικός δεσμός δεν έχει χώρο Συγκεντρώνω Και κορεσμός , αφού κάθε ιόν συσχετίζεται με έναν ορισμένο αριθμό αντίθετων ιόντων (αριθμός συντονισμού του ιόντος). Επομένως, οι ιοντικά δεσμευμένες ενώσεις δεν έχουν μοριακή δομή και είναι στερεές ουσίες που σχηματίζουν ιοντικά κρυσταλλικά πλέγματα, με υψηλά σημεία τήξης και βρασμού, είναι πολύ πολικές, συχνά όμοιες με άλατα και ηλεκτρικά αγώγιμες σε υδατικά διαλύματα. Για παράδειγμα, MgS, NaCl, A 2 O 3. Ενώσεις με καθαρά ιοντικούς δεσμούς πρακτικά δεν υπάρχουν, καθώς υπάρχει πάντα μια ορισμένη ποσότητα ομοιοπολικότητας λόγω του γεγονότος ότι δεν παρατηρείται πλήρης μετάβαση ενός ηλεκτρονίου σε άλλο άτομο. στις πιο «ιονικές» ουσίες, η αναλογία της ιονικότητας του δεσμού δεν υπερβαίνει το 90%. Για παράδειγμα, στο NaF, η πόλωση του δεσμού είναι περίπου 80%.
Στις οργανικές ενώσεις, οι ιοντικοί δεσμοί είναι αρκετά σπάνιοι, γιατί. ένα άτομο άνθρακα δεν τείνει ούτε να χάνει ούτε να αποκτά ηλεκτρόνια για να σχηματίσει ιόντα.
Σθένος στοιχεία σε ενώσεις με ιοντικούς δεσμούς χαρακτηρίζουν πολύ συχνά κατάσταση οξείδωσης , το οποίο, με τη σειρά του, αντιστοιχεί στο φορτίο του ιόντος του στοιχείου στη δεδομένη ένωση.
Κατάσταση οξείδωσης είναι το υπό όρους φορτίο που αποκτά ένα άτομο ως αποτέλεσμα της ανακατανομής της πυκνότητας των ηλεκτρονίων. Ποσοτικά, χαρακτηρίζεται από τον αριθμό των ηλεκτρονίων που μετατοπίζονται από ένα λιγότερο ηλεκτραρνητικό στοιχείο σε ένα πιο ηλεκτραρνητικό. Ένα θετικά φορτισμένο ιόν σχηματίζεται από το στοιχείο που έδωσε τα ηλεκτρόνια του και ένα αρνητικό ιόν σχηματίζεται από το στοιχείο που έλαβε αυτά τα ηλεκτρόνια.
Το στοιχείο σε υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης (μέγιστα θετικό), έχει ήδη εγκαταλείψει όλα τα ηλεκτρόνια σθένους στο ABD. Και αφού ο αριθμός τους καθορίζεται από τον αριθμό της ομάδας στην οποία βρίσκεται το στοιχείο, τότε υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης για τα περισσότερα στοιχεία και θα είναι ίσο με αριθμός ομάδας . Σχετικά με χαμηλότερη κατάσταση οξείδωσης (μέγιστο αρνητικό), τότε εμφανίζεται κατά το σχηματισμό ενός κελύφους οκτώ ηλεκτρονίων, δηλαδή στην περίπτωση που το AVZ είναι πλήρως γεμάτο. Για αμέταλλα υπολογίζεται σύμφωνα με τον τύπο αριθμός ομάδας - 8 . Για μέταλλα είναι ίσο με μηδέν γιατί δεν μπορούν να δεχτούν ηλεκτρόνια.
Για παράδειγμα, το AVZ του θείου έχει τη μορφή: 3s 2 3p 4 . Εάν ένα άτομο παραιτηθεί από όλα τα ηλεκτρόνια (έξι), τότε θα αποκτήσει την υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης +6 ίσο με τον αριθμό της ομάδας VI , εάν χρειαστούν τα δύο απαραίτητα για να ολοκληρωθεί το σταθερό κέλυφος, θα αποκτήσει τη χαμηλότερη κατάσταση οξείδωσης –2 ίσο με Αριθμός ομάδας - 8 \u003d 6 - 8 \u003d -2.
3.3.3 Μεταλλικός δεσμός.Τα περισσότερα μέταλλα έχουν μια σειρά από ιδιότητες που είναι γενικής φύσεως και διαφέρουν από τις ιδιότητες άλλων ουσιών. Τέτοιες ιδιότητες είναι τα σχετικά υψηλά σημεία τήξης, η ικανότητα ανάκλασης του φωτός, η υψηλή θερμική και ηλεκτρική αγωγιμότητα. Αυτά τα χαρακτηριστικά εξηγούνται από την ύπαρξη στα μέταλλα ενός ειδικού τύπου αλληλεπίδρασης – μεταλλική σύνδεση.
Σύμφωνα με τη θέση στο περιοδικό σύστημα, τα άτομα μετάλλων έχουν μικρό αριθμό ηλεκτρονίων σθένους, τα οποία είναι μάλλον ασθενώς συνδεδεμένα με τους πυρήνες τους και μπορούν εύκολα να αποσπαστούν από αυτούς. Ως αποτέλεσμα, θετικά φορτισμένα ιόντα εμφανίζονται στο κρυσταλλικό πλέγμα του μετάλλου, εντοπισμένα σε ορισμένες θέσεις του κρυσταλλικού πλέγματος, και ένας μεγάλος αριθμός μη εντοπισμένων (ελεύθερων) ηλεκτρονίων κινείται σχετικά ελεύθερα στο πεδίο των θετικών κέντρων και πραγματοποιεί τη σύνδεση μεταξύ όλα τα άτομα μετάλλων λόγω ηλεκτροστατικής έλξης.
Αυτή είναι μια σημαντική διαφορά μεταξύ των μεταλλικών δεσμών και των ομοιοπολικών δεσμών, οι οποίοι έχουν αυστηρό προσανατολισμό στο χώρο. Οι δυνάμεις σύνδεσης στα μέταλλα δεν είναι εντοπισμένες και μη κατευθυνόμενες και τα ελεύθερα ηλεκτρόνια που σχηματίζουν το «αέριο ηλεκτρονίων» προκαλούν υψηλή θερμική και ηλεκτρική αγωγιμότητα. Επομένως, σε αυτή την περίπτωση είναι αδύνατο να μιλήσουμε για την κατεύθυνση των δεσμών, καθώς τα ηλεκτρόνια σθένους κατανέμονται σχεδόν ομοιόμορφα πάνω στον κρύσταλλο. Αυτό ακριβώς εξηγεί, για παράδειγμα, την πλαστικότητα των μετάλλων, δηλαδή τη δυνατότητα μετατόπισης ιόντων και ατόμων προς οποιαδήποτε κατεύθυνση
3.3.4 Δεσμός δότη-αποδέκτη. Εκτός από τον μηχανισμό για το σχηματισμό ενός ομοιοπολικού δεσμού, σύμφωνα με τον οποίο ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων προκύπτει από την αλληλεπίδραση δύο ηλεκτρονίων, υπάρχει επίσης ένα ειδικό μηχανισμός δότη-δέκτη . Βρίσκεται στο γεγονός ότι ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της μετάβασης ενός ήδη υπάρχοντος (μοναχικού) ζεύγους ηλεκτρονίων δότης (προμηθευτής ηλεκτρονίων) για τη γενική χρήση του δότη και αποδέκτης (προμηθευτής ελεύθερου ατομικού τροχιακού).
Μετά το σχηματισμό, δεν διαφέρει από το ομοιοπολικό. Ο μηχανισμός δότη-δέκτη επεξηγείται καλά από το σχήμα για το σχηματισμό ενός ιόντος αμμωνίου (Εικόνα 9) (οι αστερίσκοι δείχνουν τα ηλεκτρόνια του εξωτερικού επιπέδου του ατόμου αζώτου):
Εικόνα 9 - Σχήμα σχηματισμού του ιόντος αμμωνίου
Ο ηλεκτρονικός τύπος του AVZ του ατόμου αζώτου είναι 2s 2 2p 3, δηλαδή έχει τρία ασύζευκτα ηλεκτρόνια που εισέρχονται σε ομοιοπολικό δεσμό με τρία άτομα υδρογόνου (1s 1), καθένα από τα οποία έχει ένα ηλεκτρόνιο σθένους. Σε αυτή την περίπτωση, σχηματίζεται ένα μόριο αμμωνίας NH 3, στο οποίο διατηρείται το μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων του αζώτου. Εάν ένα πρωτόνιο υδρογόνου (1s 0) που δεν έχει ηλεκτρόνια πλησιάσει αυτό το μόριο, τότε το άζωτο θα μεταφέρει το ζεύγος των ηλεκτρονίων του (δότης) σε αυτό το ατομικό τροχιακό υδρογόνου (δέκτης), με αποτέλεσμα να σχηματιστεί ένα ιόν αμμωνίου. Σε αυτό, κάθε άτομο υδρογόνου συνδέεται με το άτομο αζώτου με ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, ένα από τα οποία πραγματοποιείται από τον μηχανισμό δότη-δέκτη. Είναι σημαντικό να σημειωθεί ότι οι δεσμοί Η-Ν που σχηματίζονται από διάφορους μηχανισμούς δεν έχουν διαφορές στις ιδιότητες. Αυτό το φαινόμενο οφείλεται στο γεγονός ότι τη στιγμή του σχηματισμού του δεσμού, τα τροχιακά των ηλεκτρονίων 2s– και 2p– του ατόμου του αζώτου αλλάζουν σχήμα. Ως αποτέλεσμα, προκύπτουν τέσσερα εντελώς πανομοιότυπα τροχιακά.
Οι δότες είναι συνήθως άτομα με μεγάλο αριθμό ηλεκτρονίων, αλλά με μικρό αριθμό μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων. Για στοιχεία της περιόδου ΙΙ, εκτός από το άτομο αζώτου, τέτοια δυνατότητα έχουν το οξυγόνο (δύο μεμονωμένα ζεύγη) και το φθόριο (τρία μεμονωμένα ζεύγη). Για παράδειγμα, το ιόν υδρογόνου H + σε υδατικά διαλύματα δεν είναι ποτέ σε ελεύθερη κατάσταση, αφού το ιόν υδρονίου H 3 O + σχηματίζεται πάντα από μόρια νερού H 2 O και το ιόν H +. Το ιόν υδρονίου υπάρχει σε όλα τα υδατικά διαλύματα , αν και για λόγους απλότητας διατηρείται η ορθογραφία σύμβολο H + .
3.3.5 Δεσμός υδρογόνου. Ένα άτομο υδρογόνου συνδεδεμένο με ένα ισχυρά ηλεκτραρνητικό στοιχείο (άζωτο, οξυγόνο, φθόριο κ.λπ.), το οποίο «τραβάει» ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων πάνω του, βιώνει έλλειψη ηλεκτρονίων και αποκτά αποτελεσματικό θετικό φορτίο. Επομένως, είναι σε θέση να αλληλεπιδράσει με το μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων ενός άλλου ηλεκτραρνητικού ατόμου (που αποκτά αποτελεσματικό αρνητικό φορτίο) του ίδιου (ενδομοριακός δεσμός) ή άλλου μορίου (διαμοριακός δεσμός). Ως αποτέλεσμα, υπάρχει δεσμός υδρογόνου , το οποίο υποδεικνύεται γραφικά με τελείες:
Αυτός ο δεσμός είναι πολύ πιο αδύναμος από άλλους χημικούς δεσμούς (η ενέργεια σχηματισμού του είναι 10 – 40 kJ/mol) και έχει κυρίως χαρακτήρα εν μέρει ηλεκτροστατικό, εν μέρει δότη-δέκτη.
Ο δεσμός υδρογόνου παίζει εξαιρετικά σημαντικό ρόλο σε βιολογικά μακρομόρια, όπως ανόργανες ενώσεις όπως H 2 O, H 2 F 2 , NH 3. Για παράδειγμα, οι δεσμοί O-H στο H 2 O έχουν αξιοσημείωτο πολικό χαρακτήρα με περίσσεια αρνητικού φορτίου – στο άτομο οξυγόνου. Το άτομο υδρογόνου, αντίθετα, αποκτά μικρό θετικό φορτίο + και μπορεί να αλληλεπιδράσει με μεμονωμένα ζεύγη ηλεκτρονίων του ατόμου οξυγόνου του γειτονικού μορίου του νερού.
Η αλληλεπίδραση μεταξύ των μορίων του νερού αποδεικνύεται αρκετά ισχυρή, έτσι ώστε ακόμη και στους υδρατμούς να υπάρχουν διμερή και τριμερή της σύνθεσης (H 2 O ) 2 , ( H 2 O ) 3 κ.λπ. Σε διαλύματα, μακριές αλυσίδες συνεργατών του αυτός ο τύπος μπορεί να συμβεί:
επειδή το άτομο οξυγόνου έχει δύο μόνα ζεύγη ηλεκτρονίων.
Η παρουσία δεσμών υδρογόνου εξηγεί τα υψηλά σημεία βρασμού του νερού, των αλκοολών, των καρβοξυλικών οξέων. Λόγω των δεσμών υδρογόνου, το νερό χαρακτηρίζεται από τόσο υψηλά σημεία τήξης και βρασμού σε σύγκριση με το H 2 E (E = S, Se, Te). Αν δεν υπήρχαν δεσμοί υδρογόνου, τότε το νερό θα έλιωνε στους -100°C και θα έβραζε στους -80°C. Τυπικές περιπτώσεις συσχέτισης παρατηρούνται για αλκοόλες και οργανικά οξέα.
Οι δεσμοί υδρογόνου μπορούν να προκύψουν τόσο μεταξύ διαφορετικών μορίων όσο και εντός ενός μορίου εάν αυτό το μόριο περιέχει ομάδες με ικανότητες δότη και δέκτη. Για παράδειγμα, είναι οι ενδομοριακοί δεσμοί υδρογόνου που παίζουν τον κύριο ρόλο στο σχηματισμό των πεπτιδικών αλυσίδων που καθορίζουν τη δομή των πρωτεϊνών. Οι δεσμοί Η επηρεάζουν τις φυσικές και χημικές ιδιότητες μιας ουσίας.
Οι δεσμοί υδρογόνου δεν σχηματίζουν άτομα άλλων στοιχείων , αφού οι δυνάμεις ηλεκτροστατικής έλξης των αντίθετων άκρων των διπόλων των πολικών δεσμών (О-Н, Ν-Η κ.λπ.) είναι μάλλον αδύναμες και δρουν μόνο σε μικρές αποστάσεις. Το υδρογόνο, που έχει τη μικρότερη ατομική ακτίνα, επιτρέπει σε τέτοια δίπολα να πλησιάζουν το ένα το άλλο τόσο πολύ που οι ελκτικές δυνάμεις γίνονται αισθητές. Κανένα άλλο στοιχείο με μεγάλη ατομική ακτίνα δεν είναι ικανό να σχηματίσει τέτοιους δεσμούς.
3.3.6 Δυνάμεις διαμοριακής αλληλεπίδρασης (δυνάμεις van der Waals). Το 1873, ο Ολλανδός επιστήμονας I. van der Waals πρότεινε ότι υπάρχουν δυνάμεις που προκαλούν έλξη μεταξύ των μορίων. Αυτές οι δυνάμεις ονομάστηκαν αργότερα δυνάμεις van der Waals. – η πιο ευέλικτη μορφή διαμοριακού δεσμού. Η ενέργεια του δεσμού van der Waals είναι μικρότερη από τον δεσμό υδρογόνου και είναι 2–20 kJ/∙mol.
Ανάλογα με τον τρόπο που δημιουργείται η δύναμη χωρίζονται σε:
1) προσανατολισμός (δίπολο-δίπολο ή ιόν-δίπολο) - προκύπτουν μεταξύ πολικών μορίων ή μεταξύ ιόντων και πολικών μορίων. Όταν τα πολικά μόρια πλησιάζουν το ένα το άλλο, προσανατολίζονται με τέτοιο τρόπο ώστε η θετική πλευρά του ενός διπόλου να προσανατολίζεται προς την αρνητική πλευρά του άλλου διπόλου (Εικόνα 10).
|
Εικόνα 10 - Αλληλεπίδραση προσανατολισμού |
||||
2) επαγωγή (δίπολο - επαγόμενο δίπολο ή ιόν - επαγόμενο δίπολο) - προκύπτουν μεταξύ πολικών μορίων ή ιόντων και μη πολικών μορίων, αλλά ικανά για πόλωση. Τα δίπολα μπορούν να δράσουν σε μη πολικά μόρια, μετατρέποντάς τα σε υποδεικνυόμενα (επαγόμενα) δίπολα. (Εικόνα 11).
|
Εικόνα 11 - Επαγωγική αλληλεπίδραση |
||||
3) διασπορά (επαγόμενο δίπολο - επαγόμενο δίπολο) - προκύπτουν μεταξύ μη πολικών μορίων ικανών για πόλωση. Σε οποιοδήποτε μόριο ή άτομο ευγενούς αερίου, προκύπτουν διακυμάνσεις ηλεκτρικής πυκνότητας, με αποτέλεσμα να εμφανίζονται στιγμιαία δίπολα, τα οποία με τη σειρά τους προκαλούν στιγμιαία δίπολα σε γειτονικά μόρια. Η κίνηση των στιγμιαίων διπόλων γίνεται συντονισμένη, η εμφάνιση και η φθορά τους συμβαίνουν συγχρονισμένα. Ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης των στιγμιαίων διπόλων, η ενέργεια του συστήματος μειώνεται (Εικόνα 12).
|
Εικόνα 12 - Αλληλεπίδραση διασποράς |
|||||||
Βοηθήστε με τη χημεία παρακαλώ. Υποδείξτε τον τύπο δεσμού στα μόρια NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... και πήρατε την καλύτερη απάντηση
Απάντηση από την Olga Lyabina[γκουρού]
1) Τύπος σύνδεσης NH3 cov. πολικός. τρία ασύζευκτα ηλεκτρόνια αζώτου και ένα υδρογόνο το καθένα συμμετέχουν στο σχηματισμό του δεσμού. δεν υπάρχουν δεσμοί pi. υβριδισμός sp3. Το σχήμα του μορίου είναι πυραμιδικό (ένα τροχιακό δεν συμμετέχει στον υβριδισμό, το τετράεδρο μετατρέπεται σε πυραμίδα)
Ο τύπος δεσμού CaCl2 είναι ιοντικός. Στον σχηματισμό του δεσμού συμμετέχουν δύο ηλεκτρόνια ασβεστίου ανά τροχιακό, τα οποία δέχονται δύο άτομα χλωρίου, ολοκληρώνοντας το τρίτο τους επίπεδο. χωρίς δεσμούς pi, τύπος υβριδισμού sp. βρίσκονται στο χώρο υπό γωνία 180 μοιρών
Ο τύπος του δεσμού Al2O3 είναι ιοντικός. τρία ηλεκτρόνια από τα τροχιακά s και p του αλουμινίου συμμετέχουν στο σχηματισμό του δεσμού, τον οποίο δέχεται το οξυγόνο, ολοκληρώνοντας το δεύτερο επίπεδο του. Ο=Αλ-Ο-Αλ=Ο. υπάρχουν δεσμοί pi μεταξύ οξυγόνου και αλουμινίου. sp τύπος υβριδισμού πιθανότατα.
Ο τύπος δεσμού BaS είναι ιοντικός. Το θείο δέχεται δύο ηλεκτρόνια βαρίου. Ba=S είναι ένας δεσμός pi. υβριδοποίηση sp. Επίπεδο μόριο.
2) AgNO3
το ασήμι μειώνεται στην κάθοδο
K Ag+ + e = Αγ
το νερό οξειδώνεται στην άνοδο
A 2H2O - 4e \u003d O2 + 4H +
σύμφωνα με το νόμο του Faraday (όποια κι αν είναι ...) η μάζα (όγκος) της ουσίας που απελευθερώνεται στην κάθοδο είναι ανάλογη με την ποσότητα ηλεκτρισμού που έχει περάσει από το διάλυμα
m (Ag) \u003d Me / zF * I * t \u003d 32,23 g
V (O2) \u003d Ve / F * I * t \u003d 1,67 l
Απάντηση από 2 απαντήσεις[γκουρού]
Γειά σου! Ακολουθεί μια επιλογή θεμάτων με απαντήσεις στην ερώτησή σας: Βοηθήστε με να λύσω τη χημεία, παρακαλώ. Να αναφέρετε τον τύπο του δεσμού στα μόρια NH3, CaCl2, Al2O3, BaS...
.
Γνωρίζετε ότι τα άτομα μπορούν να συνδυαστούν μεταξύ τους για να σχηματίσουν απλές και σύνθετες ουσίες. Σε αυτή την περίπτωση, σχηματίζονται διάφοροι τύποι χημικών δεσμών: ιοντικό, ομοιοπολικό (μη πολικό και πολικό), μεταλλικό και υδρογόνο.Μια από τις πιο βασικές ιδιότητες των ατόμων των στοιχείων, που καθορίζουν το είδος του δεσμού που σχηματίζεται μεταξύ τους - ιοντικό ή ομοιοπολικό, - είναι η ηλεκτραρνητικότητα, δηλ. την ικανότητα των ατόμων σε μια ένωση να προσελκύει ηλεκτρόνια προς τον εαυτό της.
Μια υπό όρους ποσοτική εκτίμηση της ηλεκτραρνητικότητας δίνεται από την κλίμακα της σχετικής ηλεκτραρνητικότητας.
Σε περιόδους, υπάρχει μια γενική τάση για αύξηση της ηλεκτραρνητικότητας των στοιχείων, και σε ομάδες - η πτώση τους. Τα στοιχεία ηλεκτροαρνητικότητας είναι διατεταγμένα σε μια σειρά, βάσει των οποίων είναι δυνατή η σύγκριση της ηλεκτραρνητικότητας στοιχείων σε διαφορετικές περιόδους.
Ο τύπος του χημικού δεσμού εξαρτάται από το πόσο μεγάλη είναι η διαφορά στις τιμές ηλεκτραρνητικότητας των συνδετικών ατόμων των στοιχείων. Όσο περισσότερο διαφέρουν σε ηλεκτραρνητικότητα τα άτομα των στοιχείων που σχηματίζουν τον δεσμό, τόσο πιο πολικός είναι ο χημικός δεσμός. Είναι αδύνατο να χαράξουμε ένα αιχμηρό όριο μεταξύ των τύπων των χημικών δεσμών. Στις περισσότερες ενώσεις, ο τύπος του χημικού δεσμού είναι ενδιάμεσος. Για παράδειγμα, ένας εξαιρετικά πολικός ομοιοπολικός χημικός δεσμός είναι κοντά σε έναν ιοντικό δεσμό. Ανάλογα με το ποια από τις περιοριστικές περιπτώσεις είναι πιο κοντά στη φύση του στον χημικό δεσμό, αναφέρεται είτε ως ιονικός είτε ως ομοιοπολικός πολικός δεσμός.
Ιοντικός δεσμός.Ένας ιοντικός δεσμός σχηματίζεται από την αλληλεπίδραση ατόμων που διαφέρουν έντονα μεταξύ τους σε ηλεκτραρνητικότητα.Για παράδειγμα, τυπικά μέταλλα λίθιο (Li), νάτριο (Na), κάλιο (K), ασβέστιο (Ca), στρόντιο (Sr), βάριο (Ba) σχηματίζουν έναν ιοντικό δεσμό με τυπικά αμέταλλα, κυρίως αλογόνα.
Εκτός από τα αλογονίδια αλκαλιμετάλλων, σχηματίζονται επίσης ιοντικοί δεσμοί σε ενώσεις όπως τα αλκάλια και τα άλατα. Για παράδειγμα, στο υδροξείδιο του νατρίου (NaOH) και στο θειικό νάτριο (Na 2 SO 4), ιοντικοί δεσμοί υπάρχουν μόνο μεταξύ ατόμων νατρίου και οξυγόνου (οι υπόλοιποι δεσμοί είναι ομοιοπολικοί πολικοί).
Ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός.Όταν τα άτομα αλληλεπιδρούν με την ίδια ηλεκτραρνητικότητα, σχηματίζονται μόρια με ομοιοπολικό μη πολικό δεσμό.Ένας τέτοιος δεσμός υπάρχει στα μόρια των εξής απλών ουσιών: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Οι χημικοί δεσμοί σε αυτά τα αέρια σχηματίζονται μέσω κοινών ζευγών ηλεκτρονίων, δηλ. όταν τα αντίστοιχα νέφη ηλεκτρονίων επικαλύπτονται, λόγω της αλληλεπίδρασης ηλεκτρονίου-πυρηνικού, που συμβαίνει όταν τα άτομα πλησιάζουν το ένα το άλλο.
Κατά τη σύνταξη των ηλεκτρονικών τύπων ουσιών, θα πρέπει να θυμόμαστε ότι κάθε κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων είναι μια υπό όρους εικόνα μιας αυξημένης πυκνότητας ηλεκτρονίων που προκύπτει από την επικάλυψη των αντίστοιχων νεφών ηλεκτρονίων.
ομοιοπολικός πολικός δεσμός.Κατά τη διάρκεια της αλληλεπίδρασης των ατόμων, οι τιμές της ηλεκτραρνητικότητας των οποίων διαφέρουν, αλλά όχι έντονα, υπάρχει μια μετατόπιση του κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων σε ένα πιο ηλεκτραρνητικό άτομο.Αυτός είναι ο πιο κοινός τύπος χημικού δεσμού που βρίσκεται τόσο σε ανόργανες όσο και σε οργανικές ενώσεις.
Οι ομοιοπολικοί δεσμοί περιλαμβάνουν πλήρως εκείνους τους δεσμούς που σχηματίζονται από τον μηχανισμό δότη-δέκτη, για παράδειγμα, σε ιόντα υδρονίου και αμμωνίου.
Μεταλλική σύνδεση.
Ο δεσμός που σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης σχετικά ελεύθερων ηλεκτρονίων με μεταλλικά ιόντα ονομάζεται μεταλλικός δεσμός.Αυτός ο τύπος δεσμού είναι χαρακτηριστικός για απλές ουσίες - μέταλλα.
Η ουσία της διαδικασίας σχηματισμού ενός μεταλλικού δεσμού είναι η εξής: τα μεταλλικά άτομα εγκαταλείπουν εύκολα τα ηλεκτρόνια σθένους και μετατρέπονται σε θετικά φορτισμένα ιόντα. Σχετικά ελεύθερα ηλεκτρόνια, που αποσπώνται από το άτομο, κινούνται μεταξύ θετικών μεταλλικών ιόντων. Ανάμεσά τους δημιουργείται ένας μεταλλικός δεσμός, δηλαδή τα ηλεκτρόνια, σαν να λέγαμε, τσιμεντώνουν τα θετικά ιόντα του κρυσταλλικού πλέγματος των μετάλλων.
Δεσμός υδρογόνου.
Ένας δεσμός που σχηματίζεται μεταξύ των ατόμων υδρογόνου ενός μορίου και ενός ατόμου ενός έντονα ηλεκτραρνητικού στοιχείου(O, N, F) ένα άλλο μόριο ονομάζεται δεσμός υδρογόνου.
Μπορεί να προκύψει το ερώτημα: γιατί ακριβώς το υδρογόνο σχηματίζει έναν τόσο συγκεκριμένο χημικό δεσμό;
Αυτό συμβαίνει επειδή η ατομική ακτίνα του υδρογόνου είναι πολύ μικρή. Επιπλέον, όταν ένα μεμονωμένο ηλεκτρόνιο εκτοπίζεται ή δίνεται πλήρως, το υδρογόνο αποκτά σχετικά υψηλό θετικό φορτίο, λόγω του οποίου το υδρογόνο ενός μορίου αλληλεπιδρά με άτομα ηλεκτραρνητικά στοιχεία που έχουν μερικό αρνητικό φορτίο που αποτελεί μέρος άλλων μορίων (HF, Η2Ο, ΝΗ3).
Ας δούμε μερικά παραδείγματα. Συνήθως αντιπροσωπεύουμε τη σύνθεση του νερού με τον χημικό τύπο H 2 O. Ωστόσο, αυτό δεν είναι απολύτως ακριβές. Θα ήταν πιο σωστό να υποδηλωθεί η σύνθεση του νερού με τον τύπο (H 2 O) n, όπου n \u003d 2.3.4, κ.λπ. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι μεμονωμένα μόρια νερού διασυνδέονται μέσω δεσμών υδρογόνου.
Οι δεσμοί υδρογόνου συνήθως υποδηλώνονται με τελείες. Είναι πολύ πιο αδύναμος από έναν ιοντικό ή ομοιοπολικό δεσμό, αλλά ισχυρότερος από τη συνηθισμένη διαμοριακή αλληλεπίδραση.
Η παρουσία δεσμών υδρογόνου εξηγεί την αύξηση του όγκου του νερού με τη μείωση της θερμοκρασίας. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι όσο μειώνεται η θερμοκρασία, τα μόρια δυναμώνουν και επομένως μειώνεται η πυκνότητα της «συσκευασίας» τους.
Κατά τη μελέτη της οργανικής χημείας, προέκυψε και το εξής ερώτημα: γιατί τα σημεία βρασμού των αλκοολών είναι πολύ υψηλότερα από αυτά των αντίστοιχων υδρογονανθράκων; Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι σχηματίζονται και δεσμοί υδρογόνου μεταξύ μορίων αλκοόλης.
Αύξηση του σημείου βρασμού των αλκοολών συμβαίνει επίσης λόγω της μεγέθυνσης των μορίων τους.
Ο δεσμός υδρογόνου είναι επίσης χαρακτηριστικός πολλών άλλων οργανικών ενώσεων (φαινόλες, καρβοξυλικά οξέα κ.λπ.). Από τα μαθήματα της οργανικής χημείας και της γενικής βιολογίας, γνωρίζετε ότι η παρουσία ενός δεσμού υδρογόνου εξηγεί τη δευτερογενή δομή των πρωτεϊνών, τη δομή της διπλής έλικας του DNA, δηλαδή το φαινόμενο της συμπληρωματικότητας.
ΟΡΙΣΜΟΣ
Αμμωνία- νιτρίδιο υδρογόνου.
Φόρμουλα - NH 3. Μοριακή μάζα - 17 g / mol.
Φυσικές ιδιότητες της αμμωνίας
Η αμμωνία (NH 3) είναι ένα άχρωμο αέριο με έντονη οσμή (μυρωδιά «αμμωνίας»), ελαφρύτερο από τον αέρα, εξαιρετικά διαλυτό στο νερό (ένας όγκος νερού διαλύει έως και 700 όγκους αμμωνίας). Το συμπυκνωμένο διάλυμα αμμωνίας περιέχει 25% (μάζα) αμμωνία και έχει πυκνότητα 0,91 g/cm 3 .
Οι δεσμοί μεταξύ των ατόμων στο μόριο της αμμωνίας είναι ομοιοπολικοί. Γενική άποψη του μορίου AB 3. Όλα τα τροχιακά σθένους του ατόμου του αζώτου εισέρχονται σε υβριδισμό, επομένως, ο τύπος υβριδισμού του μορίου αμμωνίας είναι sp 3. Η αμμωνία έχει μια γεωμετρική δομή του τύπου AB 3 E - μια τριγωνική πυραμίδα (Εικ. 1).
Ρύζι. 1. Η δομή του μορίου της αμμωνίας.
Χημικές ιδιότητες της αμμωνίας
Χημικά, η αμμωνία είναι αρκετά ενεργή: αντιδρά με πολλές ουσίες. Ο βαθμός οξείδωσης του αζώτου στην αμμωνία "-3" είναι ελάχιστος, επομένως η αμμωνία εμφανίζει μόνο αναγωγικές ιδιότητες.
Όταν η αμμωνία θερμαίνεται με αλογόνα, οξείδια βαρέων μετάλλων και οξυγόνο, σχηματίζεται άζωτο:
2NH 3 + 3Br 2 = N 2 + 6HBr
2NH 3 + 3CuO \u003d 3Cu + N 2 + 3H 2 O
4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O
Με την παρουσία ενός καταλύτη, η αμμωνία μπορεί να οξειδωθεί σε μονοξείδιο του αζώτου (II):
4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O (καταλύτης - πλατίνα)
Σε αντίθεση με τις ενώσεις υδρογόνου των μη μετάλλων των ομάδων VI και VII, η αμμωνία δεν παρουσιάζει όξινες ιδιότητες. Ωστόσο, τα άτομα υδρογόνου στο μόριό του είναι ακόμα ικανά να αντικατασταθούν από άτομα μετάλλου. Με την πλήρη αντικατάσταση του υδρογόνου με ένα μέταλλο, εμφανίζεται ο σχηματισμός ενώσεων που ονομάζονται νιτρίδια, τα οποία μπορούν επίσης να ληφθούν με άμεση αλληλεπίδραση του αζώτου με ένα μέταλλο σε υψηλή θερμοκρασία.
Οι κύριες ιδιότητες της αμμωνίας οφείλονται στην παρουσία ενός μόνο ζεύγους ηλεκτρονίων στο άτομο του αζώτου. Το διάλυμα αμμωνίας στο νερό είναι αλκαλικό:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -
Όταν η αμμωνία αντιδρά με οξέα, σχηματίζονται άλατα αμμωνίου, τα οποία αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
NH 4 Cl \u003d NH 3 + HCl (όταν θερμαίνεται)
Λήψη αμμωνίας
Κατανομή βιομηχανικών και εργαστηριακών μεθόδων για την παραγωγή αμμωνίας. Στο εργαστήριο, η αμμωνία λαμβάνεται με τη δράση των αλκαλίων σε διαλύματα αλάτων αμμωνίου όταν θερμαίνονται:
NH 4 Cl + KOH \u003d NH 3 + KCl + H 2 O
NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O
Αυτή η αντίδραση είναι ποιοτική για ιόντα αμμωνίου.
Εφαρμογή αμμωνίας
Η παραγωγή αμμωνίας είναι μια από τις σημαντικότερες τεχνολογικές διαδικασίες παγκοσμίως. Περίπου 100 εκατομμύρια τόνοι αμμωνίας παράγονται ετησίως στον κόσμο. Η απελευθέρωση αμμωνίας πραγματοποιείται σε υγρή μορφή ή με τη μορφή υδατικού διαλύματος 25% - νερό αμμωνίας. Οι κύριοι τομείς χρήσης της αμμωνίας είναι η παραγωγή νιτρικού οξέος (παραγωγή ορυκτών λιπασμάτων που περιέχουν άζωτο αργότερα), αλάτων αμμωνίου, ουρίας, ουροτροπίνης, συνθετικών ινών (νάιλον και καπρόν). Η αμμωνία χρησιμοποιείται ως ψυκτικό μέσο στη βιομηχανική ψύξη, ως λευκαντικό στον καθαρισμό και τη βαφή βαμβακιού, μαλλιού και μεταξιού.
Παραδείγματα επίλυσης προβλημάτων
ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 1
| Ασκηση | Ποια είναι η μάζα και ο όγκος της αμμωνίας που απαιτείται για την παραγωγή 5 τόνων νιτρικού αμμωνίου; |
| Λύση | Ας γράψουμε την εξίσωση αντίδρασης για τη λήψη νιτρικού αμμωνίου από αμμωνία και νιτρικό οξύ: NH 3 + HNO 3 \u003d NH 4 NO 3 Σύμφωνα με την εξίσωση αντίδρασης, η ποσότητα της ουσίας νιτρικού αμμωνίου είναι 1 mol - v (NH 4 NO 3) \u003d 1 mol. Στη συνέχεια, η μάζα του νιτρικού αμμωνίου, υπολογιζόμενη σύμφωνα με την εξίσωση αντίδρασης: m(NH4NO3) = v(NH4NO3)×M(NH4NO3); m(NH 4 NO 3) \u003d 1 × 80 \u003d 80 t Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, η ποσότητα της ουσίας αμμωνίας είναι επίσης 1 mol - v (NH 3) \u003d 1 mol. Στη συνέχεια, η μάζα της αμμωνίας, υπολογιζόμενη από την εξίσωση: m (NH 3) \u003d v (NH 3) × M (NH 3); m (NH 3) \u003d 1 × 17 \u003d 17 t Ας κάνουμε μια αναλογία και ας βρούμε τη μάζα της αμμωνίας (πρακτικό): x g NH 3 - 5 t NH 4 NO 3 17 t NH 3 – 80 t NH 4 NO 3 x \u003d 17 × 5 / 80 \u003d 1,06 m (NH 3) \u003d 1,06 t Θα συνθέσουμε παρόμοια αναλογία για να βρούμε τον όγκο της αμμωνίας: 1,06 g NH 3 - xl NH 3 17 t NH 3 - 22,4 × 10 3 m 3 NH 3 x \u003d 22,4 × 10 3 × 1,06 / 17 \u003d 1,4 × 10 3 V (NH 3) \u003d 1,4 × 10 3 m 3 |
| Απάντηση | Μάζα αμμωνίας - 1,06 τόνοι, όγκος αμμωνίας - 1,4 × 10 m |
