3.3.1 Kovalentne side on kahetsentriline kaheelektroniline side, mis on tekkinud paarituid elektrone kandvate antiparalleelsete spinnidega elektronpilvede kattumise tõttu. Reeglina moodustub see ühe keemilise elemendi aatomite vahel.
Seda iseloomustab kvantitatiivselt valents. Elemendi valents - see on tema võime moodustada teatud arv keemilisi sidemeid tänu vabadele elektronidele, mis asuvad aatomi valentsusribas.
Kovalentse sideme moodustab ainult aatomite vahel paiknev elektronide paar. Seda nimetatakse jagatud paariks. Ülejäänud elektronide paare nimetatakse üksikuteks paarideks. Need täidavad kestad ega osale köitmises. Aatomite vahelist ühendust saab läbi viia mitte ainult ühe, vaid ka kahe ja isegi kolme jagatud paariga. Selliseid ühendusi nimetatakse kahekordne jne sülem – mitu ühendust.
3.3.1.1 Kovalentne mittepolaarne side. Nimetatakse sidet, mis saavutatakse mõlemale aatomile võrdselt kuuluvate elektronpaaride moodustumisega kovalentne mittepolaarne. See esineb praktiliselt võrdse elektronegatiivsusega (0,4 > ΔEO > 0) aatomite vahel ja seega ühtlase elektrontiheduse jaotusega homonukleaarsete molekulide aatomituumade vahel. Näiteks H 2, O 2, N 2, Cl 2 jne. Selliste sidemete dipoolmoment on null. CH-sidet küllastunud süsivesinikes (näiteks CH4-s) peetakse praktiliselt mittepolaarseks, kuna AEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.
3.3.1.2 Kovalentne polaarne side. Kui molekuli moodustavad kaks erinevat aatomit, siis elektronpilvede (orbitaalide) kattuvusala nihkub ühe aatomi poole ja sellist sidet nimetatakse. polaarne . Sellise sideme korral on tõenäosus leida ühe aatomi tuuma lähedalt elektrone suurem. Näiteks HCl, H2S, PH 3.
Polaarne (ebasümmeetriline) kovalentne side - sideme erineva elektronegatiivsusega (2 > ΔEO > 0,4) ja ühise elektronpaari asümmeetrilise jaotusega aatomite vahel. Tavaliselt moodustub see kahe mittemetalli vahel.
Sellise sideme elektrontihedus nihkub elektronegatiivsema aatomi poole, mis toob kaasa osalise negatiivse laengu (delta miinus) ja osalise positiivse laengu (delta pluss) ilmumiseni sellele vähemal. elektronegatiivne aatom.
C Cl C O C N O C H .
Elektronide nihke suunda näitab ka nool:
CCl, CO, CN, OH, CMg.
Mida suurem on sidemega aatomite elektronegatiivsuse erinevus, seda suurem on sideme polaarsus ja seda suurem on selle dipoolmoment. Vastupidise märgiga osalaengute vahel toimivad täiendavad tõmbejõud. Seega, mida polaarsem on side, seda tugevam see on.
Välja arvatud polariseeritavus kovalentne side omab vara küllastus – aatomi võime moodustada nii palju kovalentseid sidemeid, kui palju tal on energeetiliselt kättesaadavad aatomiorbitaalid. Kovalentse sideme kolmas omadus on selle orientatsiooni.
3.3.2 Ioonside. Selle moodustumise liikumapanev jõud on seesama aatomite soov okteti kesta järele. Kuid mõnel juhul võib selline "okteti" kest tekkida ainult siis, kui elektronid viiakse ühelt aatomilt teisele. Seetõttu tekib metalli ja mittemetalli vahel reeglina ioonne side.
Vaatleme näiteks reaktsiooni naatriumi (3s 1) ja fluori (2s 2 3s 5) aatomite vahel. NaF-ühendi elektronegatiivsuse erinevus
EO = 4,0 - 0,93 = 3,07
Naatrium, andes oma 3s 1 elektroni fluorile, muutub Na + iooniks ja jääb täidetud 2s 2 2p 6 kestaga, mis vastab neooni aatomi elektroonilisele konfiguratsioonile. Fluor omandab täpselt sama elektroonilise konfiguratsiooni, võttes vastu ühe naatriumi loovutatud elektroni. Selle tulemusena tekivad vastupidiselt laetud ioonide vahel elektrostaatilised tõmbejõud.
Iooniline side - polaarse kovalentse sideme äärmuslik juhtum, mis põhineb ioonide elektrostaatilisel külgetõmbel. Selline side tekib siis, kui seotud aatomite elektronegatiivsuses on suur erinevus (EO > 2), kui vähem elektronegatiivne aatom loovutab peaaegu täielikult oma valentselektronid ja muutub katiooniks ning kinnitub teine, elektronegatiivsem aatom. need elektronid ja muutuvad aniooniks. Vastasmärgiga ioonide vastastikmõju ei sõltu suunast ja Coulombi jõududel puudub küllastusomadus. Selle tõttu ioonne side ei oma ruumi keskenduda Ja küllastus , kuna iga ioon on seotud teatud arvu vastasioonidega (ioonide koordinatsiooniarv). Seetõttu ei ole ioonseotud ühenditel molekulaarset struktuuri ja need on tahked ained, mis moodustavad ioonseid kristallvõresid, kõrge sulamis- ja keemistemperatuuriga, nad on väga polaarsed, sageli soolataolised ja vesilahustes elektrit juhtivad. Näiteks MgS, NaCl, A2O3. Puhtalt ioonsete sidemetega ühendeid praktiliselt pole, kuna teatav kovalentsus jääb alati alles, kuna ei täheldata ühe elektroni täielikku ülekandumist teisele aatomile; "ioonsemates" ainetes ei ületa sideme ioonsuse osakaal 90%. Näiteks NaF-is on sideme polarisatsioon umbes 80%.
Orgaanilistes ühendites on ioonsed sidemed üsna haruldased, sest Süsinikuaatom ei kipu ioonide moodustamiseks elektrone kaotama ega juurde võtma.
Valents ioonsete sidemetega ühendites sisalduvaid elemente iseloomustatakse väga sageli oksüdatsiooni olek , mis omakorda vastab elemendi iooni laengu väärtusele antud ühendis.
Oksüdatsiooni olek - see on tavalaeng, mille aatom omandab elektrontiheduse ümberjaotumise tulemusena. Kvantitatiivselt iseloomustab seda elektronide arv, mis on nihkunud vähem elektronegatiivsest elemendist elektronegatiivsemasse. Elemendist, mis loobus oma elektronidest, tekib positiivselt laetud ioon ja elemendist, mis need elektronid vastu võttis, tekib negatiivne ioon.
Element, mis asub kõrgeim oksüdatsiooniaste (maksimaalselt positiivne), on juba loovutanud kõik oma valentselektronid, mis asuvad AVZ-s. Ja kuna nende arvu määrab selle rühma number, milles element asub, siis kõrgeim oksüdatsiooniaste enamiku elementide jaoks ja on võrdsed rühma number . Mis puudutab madalaim oksüdatsiooniaste (maksimaalselt negatiivne), siis ilmub see kaheksaelektronilise kesta moodustumisel, see tähendab juhul, kui AVZ on täielikult täidetud. Sest mittemetallid see arvutatakse valemiga Grupi number – 8 . Sest metallid võrdne null , kuna nad ei saa elektrone vastu võtta.
Näiteks väävli AVZ on kujul: 3s 2 3p 4. Kui aatom loovutab kõik oma elektronid (kuus), omandab see kõrgeima oksüdatsiooniastme +6 , võrdne rühma numbriga VI , kui stabiilse kesta valmimiseks on vaja kahte, omandab see madalaima oksüdatsiooniastme –2 , võrdne Rühmaarv – 8 = 6 – 8= –2.
3.3.3 Metallist side. Enamikul metallidel on mitmeid omadusi, mis on oma olemuselt üldised ja erinevad teiste ainete omadustest. Sellisteks omadusteks on suhteliselt kõrge sulamistemperatuur, valguse peegeldamise võime ning kõrge soojus- ja elektrijuhtivus. Neid omadusi seletatakse metallide spetsiifilise interaktsiooni olemasoluga – metallist ühendus.
Vastavalt oma positsioonile perioodilisuse tabelis on metalliaatomitel väike arv valentselektroneid, mis on oma tuumadega üsna nõrgalt seotud ja on neist kergesti eraldatavad. Selle tulemusena ilmuvad metalli kristallvõres positiivselt laetud ioonid, mis paiknevad kristallvõre teatud asendites, ja suur hulk delokaliseeritud (vabu) elektrone, mis liiguvad suhteliselt vabalt positiivsete tsentrite väljas ja suhtlevad kõigi metallide vahel. aatomid elektrostaatilise külgetõmbe tõttu.
See on oluline erinevus metallsidemete ja kovalentsete sidemete vahel, millel on ruumis range orientatsioon. Metallide sidumisjõud ei ole lokaliseeritud ega suunatud ning "elektrongaasi" moodustavad vabad elektronid põhjustavad kõrget soojus- ja elektrijuhtivust. Seetõttu on sel juhul võimatu rääkida sidemete suunast, kuna valentselektronid jaotuvad kristallis peaaegu ühtlaselt. See seletab näiteks metallide plastilisust ehk ioonide ja aatomite nihkumise võimalust mis tahes suunas
3.3.4 Doonor-aktsepteerija side. Lisaks kovalentse sideme moodustumise mehhanismile, mille kohaselt kahe elektroni interaktsioonist tekib jagatud elektronpaar, on olemas ka spetsiaalne doonor-aktseptor mehhanism . See seisneb selles, et juba olemasoleva (üksiku) elektronpaari ülemineku tulemusena tekib kovalentne side doonor (elektrooni tarnija) doonori ühiseks kasutamiseks ja aktsepteerija (vaba aatomiorbitaali tarnija).
Kui see on moodustunud, ei erine see kovalentsest. Doonor-aktseptormehhanismi illustreerib hästi ammooniumiooni moodustumise skeem (joonis 9) (tärnid tähistavad lämmastikuaatomi välistaseme elektrone):
Joonis 9 - Ammooniumiooni moodustumise skeem
Lämmastikuaatomi ABZ elektrooniline valem on 2s 2 2p 3, see tähendab, et sellel on kolm paaristamata elektroni, mis sõlmivad kovalentse sideme kolme vesinikuaatomiga (1s 1), millest igaühel on üks valentselektron. Sel juhul moodustub ammoniaagi molekul NH 3, milles säilib lämmastiku üksik elektronpaar. Kui sellele molekulile läheneb vesiniku prooton (1s 0), millel pole elektrone, siis lämmastik kannab oma elektronpaari (doonor) sellele vesinikuaatomi orbitaalile (aktseptorile), mille tulemusena moodustub ammooniumiioon. Selles on iga vesinikuaatom ühendatud lämmastikuaatomiga ühise elektronpaari kaudu, millest üks on realiseeritud doonor-aktseptormehhanismi kaudu. Oluline on märkida, et erinevate mehhanismide abil moodustunud H-N sidemetel ei ole omadustes erinevusi. See nähtus on tingitud sellest, et sideme moodustumise hetkel muudavad lämmastikuaatomi 2s ja 2p elektronide orbitaalid oma kuju. Selle tulemusena tekib neli täpselt sama kujuga orbitaali.
Doonoriteks on tavaliselt aatomid, millel on suur hulk elektrone, kuid vähesel hulgal paarituid elektrone. II perioodi elementide puhul on selline võimalus lisaks lämmastikuaatomile olemas ka hapniku (kaks üksikut paari) ja fluori (kolm üksikut paari) jaoks. Näiteks vesilahustes olev vesinikuioon H + ei ole kunagi vabas olekus, kuna hüdroniumioon H 3 O + moodustub alati veemolekulidest H 2 O ja H + ioonist. Hüdroniumioon on kõigis vesilahustes. , kuigi kirjutamise hõlbustamiseks on see säilinud sümbol H+.
3.3.5 Vesinikside. Tugevalt elektronegatiivse elemendiga (lämmastik, hapnik, fluor jne) seotud vesinikuaatom, mis “tõmbab” enda peale ühise elektronpaari, kogeb elektronide puudust ja omandab efektiivse positiivse laengu. Seetõttu on see võimeline suhtlema sama (molekulisisene side) või teise molekuli (molekulidevaheline side) mõne teise elektronegatiivse aatomi (mis omandab efektiivse negatiivse laengu) üksiku elektronpaariga. Selle tulemusena on vesinikside , mis on graafiliselt tähistatud punktidega:
See side on palju nõrgem kui teised keemilised sidemed (selle moodustumise energia on 10 – 40 kJ/mol) ja sellel on peamiselt osaliselt elektrostaatiline, osaliselt doonor-aktseptor iseloom.
Vesinikside mängib äärmiselt olulist rolli bioloogilistes makromolekulides, näiteks anorgaanilistes ühendites nagu H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Näiteks O-H sidemed H2O-s on oma olemuselt märgatavalt polaarsed, hapnikuaatomil on liigne negatiivne laeng –. Vesinikuaatom, vastupidi, omandab väikese positiivse laengu + ja võib suhelda naaberveemolekuli hapnikuaatomi üksikute elektronide paaridega.
Veemolekulide vaheline interaktsioon osutub üsna tugevaks, nii et isegi veeaurudes on dimeere ja trimeere koostisega (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 jne. Lahustes on pikad assotsieerunud ahelad. seda tüüpi võib ilmuda:
sest hapnikuaatomil on kaks üksikut elektronide paari.
Vesiniksidemete olemasolu seletab vee, alkoholide ja karboksüülhapete kõrgeid keemistemperatuure. Vesiniksidemete tõttu on vett iseloomustavad sellised kõrged sulamis- ja keemistemperatuurid võrreldes H 2 E-ga (E = S, Se, Te). Kui vesiniksidemeid poleks, siis vesi sulaks –100 °C juures ja keeks –80 °C juures. Tüüpilisi seoseid täheldatakse alkoholide ja orgaaniliste hapete puhul.
Vesiniksidemed võivad tekkida nii erinevate molekulide vahel kui ka molekuli sees, kui see molekul sisaldab doonori- ja aktseptorivõimega rühmi. Näiteks peptiidahelate moodustumisel mängivad peamist rolli molekulisisesed vesiniksidemed, mis määravad valkude struktuuri. H-sidemed mõjutavad aine füüsikalisi ja keemilisi omadusi.
Teiste elementide aatomid ei moodusta vesiniksidemeid , kuna polaarsete sidemete dipoolide vastasotste (O-H, N-H jne) elektrostaatilise tõmbejõud on üsna nõrgad ja toimivad vaid lühikestel vahemaadel. Väikseima aatomiraadiusega vesinik võimaldab sellistel dipoolidel jõuda nii lähedale, et tõmbejõud muutuvad märgatavaks. Ükski teine suure aatomiraadiusega element ei ole võimeline selliseid sidemeid moodustama.
3.3.6 Molekulidevahelised vastasmõjujõud (van der Waalsi jõud). 1873. aastal väitis Hollandi teadlane I. Van der Waals, et eksisteerivad jõud, mis põhjustavad molekulide vahelist külgetõmmet. Neid jõude nimetati hiljem van der Waalsi jõududeks – kõige universaalsem molekulidevahelise sideme tüüp. Van der Waalsi sideme energia on väiksem kui vesiniksideme oma ja ulatub 2–20 kJ / ∙mol.
Sõltuvalt esinemisviisist jagatakse jõud järgmisteks osadeks:
1) orientatsiooniline (dipool-dipool või ioon-dipool) - esinevad polaarsete molekulide või ioonide ja polaarsete molekulide vahel. Kui polaarsed molekulid lähenevad üksteisele, orienteeruvad nad nii, et ühe dipooli positiivne pool on suunatud teise dipooli negatiivse poole (joonis 10).
|
Joonis 10 – Orientatsiooni interaktsioon |
||||
2) induktsioon (dipool - indutseeritud dipool või ioon - indutseeritud dipool) - tekib polaarsete molekulide või ioonide ja mittepolaarsete molekulide vahel, kuid on võimeline polariseeruma. Dipoolid võivad mõjutada mittepolaarseid molekule, muutes need näidatud (indutseeritud) dipoolideks. (Joonis 11).
|
Joonis 11 – Induktiivne interaktsioon |
||||
3) dispergeeriv (indutseeritud dipool - indutseeritud dipool) - tekib polarisatsioonivõimeliste mittepolaarsete molekulide vahel. Igas väärisgaasi molekulis või aatomis esinevad elektrilise tiheduse kõikumised, mille tulemuseks on hetkeliste dipoolide ilmumine, mis omakorda indutseerivad naabermolekulides hetkelisi dipoole. Hetkeliste dipoolide liikumine muutub järjekindlaks, nende ilmumine ja lagunemine toimuvad sünkroonselt. Hetkeliste dipoolide vastasmõju tulemusena süsteemi energia väheneb (joonis 12).
|
Joonis 12. Dispersiooni interaktsioon |
|||||||
Palun aidake mul keemiat lahendada. Märkige sideme tüüp molekulides NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... ja saite parima vastuse
Vastus Olga Lyabinalt[guru]
1) NH3 side tüüpi kov. polaarne. Sidemete moodustumisel osalevad kumbki kolm paaritut lämmastiku elektroni ja üks vesiniku elektron. Pi-võlakirju ei ole. sp3 hübridisatsioon. Molekuli kuju on püramiidne (üks orbitaal ei osale hübridisatsioonis, tetraeeder muutub püramiidiks)
CaCl2 tüüpi side on ioonne. Sideme moodustumine hõlmab s-orbitaalil kahte kaltsiumielektroni, mis võtavad vastu kaks klooriaatomit, täites oma kolmanda taseme. puuduvad pi-sidemed, hübridisatsioonitüüp sp. need asuvad ruumis 180 kraadise nurga all
Al2O3 sideme tüüp on ioonne. Alumiiniumi s- ja p-orbitaalide kolm elektroni osalevad sideme moodustumisel, mille hapnik võtab vastu, täites selle teise taseme. O = Al-O-Al = O. Hapniku ja alumiiniumi vahel on pi-sidemed. sp hübridisatsiooni tüüp tõenäoliselt.
BaS tüüpi side on ioonne. Väävel võtab vastu kaks baariumi elektroni. Ba=S on üks pi-side. hübridisatsioon sp. Lame molekul.
2) AgNO3
hõbe redutseeritakse katoodil
K Ag+ + e = Ag
vesi oksüdeerub anoodil
A 2H2O-4e = O2 + 4H+
Faraday seaduse järgi (mis iganes...) on katoodil vabaneva aine mass (ruumala) võrdeline lahust läbiva elektrihulgaga
m(Ag) = Me/zF*I*t = 32,23 g
V(O2) = Ve/F *I*t = 1,67 l
Vastus alates 2 vastust[guru]
Tere! Siin on valik teemasid ja vastused teie küsimusele: palun aidake mul keemiat lahendada. Märkige sideme tüüp molekulides NH3, CaCl2, Al2O3, BaS...
.
Teate, et aatomid võivad üksteisega ühineda, moodustades nii lihtsaid kui ka keerulisi aineid. Sel juhul moodustuvad erinevat tüüpi keemilised sidemed: ioonne, kovalentne (mittepolaarne ja polaarne), metalliline ja vesinik.Üks elementide aatomite olulisemaid omadusi, mis määrab, milline side nende vahel moodustub - ioonne või kovalentne - See on elektronegatiivsus, st. ühendis olevate aatomite võime elektrone ligi tõmmata.
Elektronegatiivsuse tingimusliku kvantitatiivse hinnangu annab suhtelise elektronegatiivsuse skaala.
Perioodidel on üldine tendents elementide elektronegatiivsuse suurenemisele ja rühmades nende vähenemisele. Elemendid on paigutatud nende elektronegatiivsuse järgi ritta, mille alusel saab võrrelda erinevatel perioodidel paiknevate elementide elektronegatiivsust.
Keemilise sideme tüüp sõltub sellest, kui suur on elementide ühendavate aatomite elektronegatiivsuse väärtuste erinevus. Mida rohkem sidet moodustavate elementide aatomid erinevad elektronegatiivsuselt, seda polaarsem on keemiline side. Keemiliste sidemete tüüpide vahel on võimatu tõmmata teravat piiri. Enamikus ühendites on keemilise sideme tüüp vahepealne; näiteks väga polaarne kovalentne keemiline side on lähedane ioonsidemele. Sõltuvalt sellest, kummal piirjuhtumil on keemiline side oma olemuselt lähedasem, liigitatakse see kas ioonseks või kovalentseks polaarseks sidemeks.
Iooniline side.Ioonne side tekib elektronegatiivsuse poolest üksteisest järsult erinevate aatomite vastasmõjul. Näiteks tüüpilised metallid liitium (Li), naatrium (Na), kaalium (K), kaltsium (Ca), strontsium (Sr), baarium (Ba) moodustavad ioonsidemeid tüüpiliste mittemetallidega, peamiselt halogeenidega.
Lisaks leelismetallide halogeniididele tekivad ioonsed sidemed ka sellistes ühendites nagu leelised ja soolad. Näiteks naatriumhüdroksiidis (NaOH) ja naatriumsulfaadis (Na 2 SO 4) eksisteerivad ioonsed sidemed ainult naatriumi- ja hapnikuaatomite vahel (ülejäänud sidemed on polaarsed kovalentsed).
Kovalentne mittepolaarne side.Kui sama elektronegatiivsusega aatomid interakteeruvad, tekivad kovalentse mittepolaarse sidemega molekulid. Selline side eksisteerib järgmiste lihtsate ainete molekulides: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Nendes gaasides tekivad keemilised sidemed jagatud elektronpaaride kaudu, s.t. kui vastavad elektronpilved kattuvad, elektron-tuuma interaktsiooni tõttu, mis tekib aatomite lähenemisel üksteisele.
Ainete elektrooniliste valemite koostamisel tuleb meeles pidada, et iga ühine elektronpaar on tavapärane pilt suurenenud elektrontihedusest, mis tuleneb vastavate elektronipilvede kattumisest.
Kovalentne polaarne side.Kui aatomid interakteeruvad, mille elektronegatiivsuse väärtused erinevad, kuid mitte järsult, nihkub ühine elektronpaar elektronegatiivsema aatomi vastu. See on kõige levinum keemilise sideme tüüp, mida leidub nii anorgaanilistes kui orgaanilistes ühendites.
Kovalentsed sidemed hõlmavad täielikult ka neid sidemeid, mis moodustuvad doonor-aktseptormehhanismi kaudu, näiteks hüdrooniumi- ja ammooniumioonides.
Metallist ühendus.
Metalliliseks sidemeks nimetatakse sidet, mis tekib suhteliselt vabade elektronide interaktsiooni tulemusena metalliioonidega. Seda tüüpi side on iseloomulik lihtsatele ainetele - metallidele.
Metallsideme moodustumise protsessi olemus on järgmine: metalliaatomid loobuvad kergesti valentselektronidest ja muutuvad positiivselt laetud ioonideks. Aatomist eraldunud suhteliselt vabad elektronid liiguvad positiivsete metalliioonide vahel. Nende vahele tekib metalliline side, st elektronid justkui tsementeerivad metallide kristallvõre positiivseid ioone.
Vesinikside.
Side, mis tekib ühe molekuli vesinikuaatomite ja tugevalt elektronegatiivse elemendi aatomi vahel(O, N, F) teist molekuli nimetatakse vesiniksidemeks.
Võib tekkida küsimus: miks vesinik moodustab nii spetsiifilise keemilise sideme?
Seda seletatakse asjaoluga, et vesiniku aatomiraadius on väga väike. Lisaks omandab vesinik oma ainsa elektroni väljatõrjumisel või täielikul loovutamisel suhteliselt kõrge positiivse laengu, mille tõttu ühe molekuli vesinik interakteerub elektronegatiivsete elementide aatomitega, millel on osaline negatiivne laeng, mis läheb teiste molekulide koostisesse (HF , H20, NH3).
Vaatame mõnda näidet. Tavaliselt kujutame vee koostist keemilise valemiga H 2 O. See pole aga päris täpne. Õigem oleks vee koostist tähistada valemiga (H 2 O)n, kus n = 2,3,4 jne. See on seletatav asjaoluga, et üksikud veemolekulid on omavahel seotud vesiniksidemete kaudu .
Vesiniksidemeid tähistatakse tavaliselt punktidega. See on palju nõrgem kui ioonsed või kovalentsed sidemed, kuid tugevam kui tavalised molekulidevahelised vastasmõjud.
Vesiniksidemete olemasolu seletab vee mahu suurenemist temperatuuri langusega. See on tingitud asjaolust, et temperatuuri langedes muutuvad molekulid tugevamaks ja seetõttu väheneb nende "pakendi" tihedus.
Orgaanilist keemiat uurides tekkis küsimus: miks on alkoholide keemistemperatuurid palju kõrgemad kui vastavatel süsivesinikel? Seda seletatakse sellega, et alkoholimolekulide vahel tekivad ka vesiniksidemed.
Alkoholide keemistemperatuuri tõus toimub ka nende molekulide suurenemise tõttu.
Vesinikside on iseloomulik ka paljudele teistele orgaanilistele ühenditele (fenoolid, karboksüülhapped jne). Orgaanilise keemia ja üldbioloogia kursustelt tead, et vesiniksideme olemasolu seletab valkude sekundaarstruktuuri, DNA kaksikheeliksi ehitust ehk komplementaarsuse fenomeni.
MÄÄRATLUS
Ammoniaak- vesiniknitriid.
Valem – NH3. Molaarmass – 17 g/mol.
Ammoniaagi füüsikalised omadused
Ammoniaak (NH 3) on värvitu terava lõhnaga ("ammoniaagi lõhn") gaas, õhust kergem, vees hästi lahustuv (üks kogus vett lahustab kuni 700 mahuosa ammoniaaki). Kontsentreeritud ammoniaagilahus sisaldab 25% (massist) ammoniaaki ja selle tihedus on 0,91 g/cm3.
Ammoniaagi molekuli aatomitevahelised sidemed on kovalentsed. AB 3 molekuli üldvaade. Kõik lämmastikuaatomi valentsorbitaalid sisenevad hübridisatsiooni, seetõttu on ammoniaagi molekuli hübridisatsiooni tüüp sp 3. Ammoniaagil on AB 3 E tüüpi geomeetriline struktuur – trigonaalne püramiid (joonis 1).
Riis. 1. Ammoniaagi molekuli struktuur.
Ammoniaagi keemilised omadused
Keemiliselt on ammoniaak üsna aktiivne: see reageerib paljude ainetega. Lämmastiku oksüdatsiooniaste ammoniaagis “-3” on minimaalne, seega on ammoniaagil ainult redutseerivad omadused.
Ammoniaagi kuumutamisel halogeenide, raskmetallide oksiidide ja hapnikuga moodustub lämmastik:
2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr
2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O
4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H2O
Katalüsaatori juuresolekul saab ammoniaagi oksüdeerida lämmastikoksiidiks (II):
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (katalüsaator – plaatina)
Erinevalt VI ja VII rühma mittemetallide vesinikuühenditest ei ole ammoniaagil happelisi omadusi. Kuid selle molekulis olevad vesinikuaatomid on endiselt võimelised asendama metalliaatomitega. Kui vesinik on täielikult asendatud metalliga, tekivad ühendid, mida nimetatakse nitriidideks, mida võib saada ka lämmastiku otsesel interaktsioonil metalliga kõrgel temperatuuril.
Ammoniaagi peamised omadused tulenevad üksikute elektronide paari olemasolust lämmastikuaatomil. Ammoniaagi lahus vees on aluseline:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH —
Kui ammoniaak interakteerub hapetega, tekivad ammooniumisoolad, mis kuumutamisel lagunevad:
NH3 + HCl = NH4Cl
NH4Cl = NH3 + HCl (kuumutamisel)
Ammoniaagi tootmine
Ammoniaagi tootmiseks on olemas tööstuslikud ja laboratoorsed meetodid. Laboris saadakse ammoniaak leeliste toimel ammooniumisoolade lahustele kuumutamisel:
NH 4 Cl + KOH = NH 3 + KCl + H 2 O
NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O
See reaktsioon on ammooniumioonide jaoks kvalitatiivne.
Ammoniaagi pealekandmine
Ammoniaagi tootmine on maailmas üks olulisemaid tehnoloogilisi protsesse. Aastas toodetakse maailmas umbes 100 miljonit tonni ammoniaaki. Ammoniaak vabaneb vedelal kujul või 25% vesilahusena - ammoniaakvesi. Ammoniaagi peamisteks kasutusaladeks on lämmastikhappe (hiljem lämmastikku sisaldavate mineraalväetiste tootmine), ammooniumisoolade, karbamiidi, heksamiini, sünteetiliste kiudude (nailon ja nailon) tootmine. Ammoniaaki kasutatakse külmutusagensina tööstuslikes külmutusseadmetes ning pleegitusainena puuvilla, villa ja siidi puhastamisel ja värvimisel.
Näited probleemide lahendamisest
NÄIDE 1
| Harjutus | Kui suur on ammoniaagi mass ja maht, mida on vaja 5 tonni ammooniumnitraadi tootmiseks? |
| Lahendus | Kirjutame ammoniaagist ja lämmastikhappest ammooniumnitraadi valmistamise reaktsiooni võrrandi: NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 Vastavalt reaktsioonivõrrandile on ammooniumnitraadi aine kogus 1 mol - v(NH 4 NO 3) = 1 mol. Seejärel arvutatakse reaktsioonivõrrandist ammooniumnitraadi mass: m(NH4NO3) = v(NH4NO3) × M(NH4NO3); m(NH 4 NO 3) = 1 × 80 = 80 t Vastavalt reaktsioonivõrrandile võrdub ammoniaagi aine kogus samuti 1 mol - v(NH 3) = 1 mol. Seejärel arvutatakse võrrandiga arvutatud ammoniaagi mass: m(NH3) = v(NH3) x M(NH3); m(NH3) = 1 × 17 = 17 t Teeme proportsiooni ja leiame ammoniaagi massi (praktiline): x g NH 3 – 5 t NH 4 NO 3 17 t NH 3 – 80 t NH 4 NO 3 x = 17 × 5/80 = 1,06 m(NH3) = 1,06 t Teeme sarnase proportsiooni ammoniaagi mahu leidmiseks: 1,06 g NH3 – x l NH3 17 t NH 3 – 22,4 × 10 3 m 3 NH 3 x = 22,4 × 10 3 × 1,06 /17 = 1,4 × 10 3 V(NH 3) = 1,4 × 10 3 m 3 |
| Vastus | Ammoniaagi mass - 1,06 t, ammoniaagi maht - 1,4×10 m |
