انواع پیوندهای شیمیایی مقدمه ای بر شبکه کریستال اتمی شیمی عمومی

3.3.1 پیوند کووالانسی یک پیوند دو مرکزی و دو الکترونی است که به دلیل همپوشانی ابرهای الکترونی حامل الکترون‌های جفت نشده با اسپین‌های ضد موازی شکل می‌گیرد. به عنوان یک قاعده، بین اتم های یک عنصر شیمیایی تشکیل می شود.

از نظر کمی با ظرفیت مشخص می شود. ظرفیت عنصر - این توانایی آن برای تشکیل تعداد معینی پیوند شیمیایی به دلیل الکترون های آزاد است که در باند ظرفیت اتمی قرار دارند.

پیوند کووالانسی فقط توسط یک جفت الکترون که بین اتم ها قرار دارد تشکیل می شود. به آن جفت تقسیم می گویند. به جفت الکترون‌های باقی‌مانده، جفت‌های تنها می‌گویند. آنها پوسته ها را پر می کنند و در صحافی شرکت نمی کنند.اتصال بین اتم ها نه تنها توسط یک، بلکه توسط دو و حتی سه جفت تقسیم شده نیز انجام می شود. چنین اتصالاتی نامیده می شود دو برابر و غیره ازدحام - اتصالات متعدد.

3.3.1.1 پیوند غیرقطبی کووالانسی. پیوندی که از طریق تشکیل جفت های الکترونی که به طور مساوی به هر دو اتم تعلق دارند به دست می آید کووالانسی غیرقطبی بین اتم هایی با الکترونگاتیوی عملاً برابر (0.4 > ΔEO > 0) و بنابراین، توزیع یکنواخت چگالی الکترون بین هسته اتم ها در مولکول های هم هسته رخ می دهد. به عنوان مثال، H 2، O 2، N 2، Cl 2 و غیره. گشتاور دوقطبی چنین پیوندهایی صفر است. پیوند CH در هیدروکربن های اشباع (مثلاً در CH 4) عملاً غیرقطبی در نظر گرفته می شود، زیرا ΔEO = 2.5 (C) - 2.1 (H) = 0.4.

3.3.1.2 پیوند قطبی کووالانسی.اگر یک مولکول توسط دو اتم مختلف تشکیل شود، منطقه همپوشانی ابرهای الکترونی (اوربیتال ها) به سمت یکی از اتم ها تغییر می کند و چنین پیوندی نامیده می شود. قطبی . با چنین پیوندی، احتمال یافتن الکترون در نزدیکی هسته یکی از اتم ها بیشتر است. به عنوان مثال، HCl، H 2 S، PH 3.

پیوند کووالانسی قطبی (نامتقارن). - پیوند بین اتم ها با الکترونگاتیوی متفاوت (2 > ΔEO > 0.4) و توزیع نامتقارن جفت الکترون مشترک. به طور معمول، بین دو غیر فلز تشکیل می شود.

چگالی الکترونی چنین پیوندی به سمت یک اتم الکترونگاتیو تر تغییر می کند که منجر به ظاهر شدن یک بار منفی جزئی  (مثل منهای) روی آن و یک بار مثبت جزئی  (مثلث) روی آن می شود. اتم الکترونگاتیو

C   Cl   C   O   C  N   O  H   .

جهت جابجایی الکترون نیز با فلش نشان داده می شود:

CCl، CO، CN، OH، CMg.

هرچه اختلاف الکترونگاتیوی اتم های پیوند خورده بیشتر باشد، قطبیت پیوند بیشتر و گشتاور دوقطبی آن بیشتر می شود. نیروهای جاذبه اضافی بین بارهای جزئی علامت مخالف عمل می کنند. بنابراین، هر چه پیوند قطبی تر باشد، قوی تر است.

بجز قطبی پذیری پیوند کووالانسی دارایی است اشباع - توانایی یک اتم برای تشکیل پیوندهای کووالانسی به تعداد اوربیتال های اتمی که از نظر انرژی در دسترس است. سومین خاصیت پیوند کووالانسی آن است جهت.

3.3.2 پیوند یونی. نیروی محرکه تشکیل آن همان تمایل اتم ها به پوسته هشت است. اما در برخی موارد، چنین پوسته "هشت" تنها زمانی ایجاد می شود که الکترون ها از یک اتم به اتم دیگر منتقل شوند. بنابراین، به عنوان یک قاعده، یک پیوند یونی بین یک فلز و یک غیر فلز تشکیل می شود.

به عنوان مثال، واکنش بین اتم های سدیم (3s 1) و فلوئور (2s 2 3s 5) را در نظر بگیرید. تفاوت الکترونگاتیوی در ترکیب NaF

EO = 4.0 - 0.93 = 3.07

سدیم، با دادن الکترون 3s 1 خود به فلوئور، به یون Na + تبدیل می شود و با یک پوسته پر 2s 2 2p 6 باقی می ماند که مربوط به پیکربندی الکترونیکی اتم نئون است. فلوئور دقیقاً همان پیکربندی الکترونیکی را با پذیرش یک الکترون اهدا شده توسط سدیم به دست می آورد. در نتیجه، نیروهای جاذبه الکترواستاتیکی بین یون‌های دارای بار مخالف ایجاد می‌شوند.

پیوند یونی - یک مورد شدید از پیوند کووالانسی قطبی، بر اساس جاذبه الکترواستاتیکی یونها. چنین پیوندی زمانی اتفاق می‌افتد که تفاوت زیادی در الکترونگاتیوی اتم‌های پیوند خورده وجود داشته باشد (EO > 2)، زمانی که یک اتم الکترونگاتیو کمتر تقریباً به طور کامل الکترون‌های ظرفیت خود را رها کرده و به یک کاتیون تبدیل می‌شود و اتم دیگری که الکترونگاتیوتر است، متصل می‌شود. این الکترون ها می شود و به آنیون تبدیل می شود. برهمکنش یونهای علامت مخالف به جهت بستگی ندارد و نیروهای کولن خاصیت اشباع را ندارند. با توجه به این پیوند یونی فضایی ندارد تمرکز و اشباع ، از آنجایی که هر یون با تعداد معینی از یون های مقابله ای همراه است (شماره هماهنگی یون). بنابراین، ترکیبات پیوند یونی ساختار مولکولی ندارند و مواد جامدی هستند که شبکه‌های کریستالی یونی را تشکیل می‌دهند، با نقطه ذوب و جوش بالا، بسیار قطبی، اغلب نمک‌مانند و رسانای الکتریکی در محلول‌های آبی هستند. به عنوان مثال، MgS، NaCl، A 2 O 3. عملاً هیچ ترکیبی با پیوندهای یونی خالص وجود ندارد ، زیرا مقدار مشخصی کووالانسی همیشه باقی می ماند زیرا انتقال کامل یک الکترون به اتم دیگر مشاهده نمی شود. در "یونی ترین" مواد، نسبت یونیته پیوند از 90٪ تجاوز نمی کند. به عنوان مثال، در NaF قطبش پیوند حدود 80٪ است.

در ترکیبات آلی، پیوندهای یونی بسیار نادر هستند، زیرا یک اتم کربن نه تمایل به از دست دادن و نه به دست آوردن الکترون برای تشکیل یون دارد.

ظرفیت عناصر موجود در ترکیبات دارای پیوند یونی اغلب مشخص می شوند حالت اکسیداسیون ، که به نوبه خود با مقدار بار یون عنصر در یک ترکیب معین مطابقت دارد.

حالت اکسیداسیون - این یک بار معمولی است که یک اتم در نتیجه توزیع مجدد چگالی الکترون به دست می آورد. از نظر کمی، با تعداد الکترون هایی که از یک عنصر الکترونگاتیو کمتر به یک عنصر الکترونگاتیو تر جابجا شده اند، مشخص می شود. یک یون با بار مثبت از عنصری که الکترون های خود را رها کرده و یک یون منفی از عنصری که این الکترون ها را پذیرفته است تشکیل می شود.

عنصر واقع در بالاترین حالت اکسیداسیون (حداکثر مثبت)، قبلاً تمام الکترون های ظرفیت خود را که در AVZ قرار دارند، رها کرده است. و از آنجایی که تعداد آنها با تعداد گروهی که عنصر در آن قرار دارد تعیین می شود، پس بالاترین حالت اکسیداسیون برای اکثر عناصر و برابر خواهد بود شماره گروه . مربوط به پایین ترین حالت اکسیداسیون (حداکثر منفی)، سپس در هنگام تشکیل یک پوسته هشت الکترونی ظاهر می شود، یعنی در صورتی که AVZ کاملا پر شده باشد. برای غیر فلزات با فرمول محاسبه می شود شماره گروه - 8 . برای فلزات مساوی با صفر ، زیرا آنها نمی توانند الکترون را بپذیرند.

به عنوان مثال، AVZ گوگرد به شکل: 3s 2 3p 4 است. اگر یک اتم تمام الکترون های خود (شش) را رها کند، بالاترین حالت اکسیداسیون را به دست می آورد +6 ، برابر با شماره گروه است VI ، اگر دو مورد لازم برای تکمیل پوسته پایدار لازم باشد، کمترین حالت اکسیداسیون را به دست می آورد –2 ، مساوی با شماره گروه – 8 = 6 – 8 = –2.

3.3.3 پیوند فلزی.بیشتر فلزات دارای تعدادی ویژگی هستند که ماهیت کلی دارند و با خواص دیگر مواد متفاوت هستند. چنین ویژگی هایی عبارتند از دمای ذوب نسبتاً بالا، توانایی بازتاب نور و هدایت حرارتی و الکتریکی بالا. این ویژگی ها با وجود نوع خاصی از برهمکنش در فلزات توضیح داده می شود – اتصال فلزی

مطابق با موقعیت خود در جدول تناوبی، اتم های فلزی دارای تعداد کمی الکترون ظرفیت هستند که نسبتاً ضعیف به هسته خود متصل هستند و می توانند به راحتی از آنها جدا شوند. در نتیجه، یون‌های دارای بار مثبت در شبکه بلوری فلز ظاهر می‌شوند که در موقعیت‌های خاصی از شبکه کریستالی قرار دارند و تعداد زیادی الکترون غیرمحلی (آزاد) که نسبتاً آزادانه در میدان مراکز مثبت حرکت می‌کنند و بین تمام فلزات ارتباط برقرار می‌کنند. اتم ها به دلیل جاذبه الکترواستاتیکی

این یک تفاوت مهم بین پیوندهای فلزی و پیوندهای کووالانسی است که جهت گیری دقیقی در فضا دارند. نیروهای پیوند در فلزات موضعی یا جهت‌دار نیستند و الکترون‌های آزاد که «گاز الکترون» را تشکیل می‌دهند باعث هدایت حرارتی و الکتریکی بالا می‌شوند. بنابراین، در این مورد نمی توان در مورد جهت پیوندها صحبت کرد، زیرا الکترون های ظرفیت تقریباً به طور مساوی در سراسر کریستال توزیع می شوند. این چیزی است که به عنوان مثال، پلاستیسیته فلزات، یعنی امکان جابجایی یون ها و اتم ها در هر جهت را توضیح می دهد.

3.3.4 پیوند اهداکننده-پذیرنده. علاوه بر مکانیسم تشکیل پیوند کووالانسی که بر اساس آن یک جفت الکترون مشترک از برهمکنش دو الکترون بوجود می آید، یک مکانیسم خاص نیز وجود دارد. مکانیسم دهنده-پذیرنده . این در این واقعیت نهفته است که یک پیوند کووالانسی در نتیجه انتقال یک جفت الکترونی (تک) موجود تشکیل می شود. اهدا کننده (تامین کننده الکترون) برای استفاده مشترک اهدا کننده و پذیرنده (تامین کننده اوربیتال اتمی آزاد).

پس از تشکیل، هیچ تفاوتی با کووالانسی ندارد. مکانیسم دهنده-گیرنده با طرح تشکیل یون آمونیوم (شکل 9) به خوبی نشان داده شده است (ستاره ها الکترون های سطح بیرونی اتم نیتروژن را نشان می دهند):

شکل 9 - طرح تشکیل یون آمونیوم

فرمول الکترونیکی ABZ اتم نیتروژن 2s 2 2p 3 است، یعنی دارای سه الکترون جفت نشده است که با سه اتم هیدروژن (1s 1) وارد پیوند کووالانسی می شوند که هر یک دارای یک الکترون ظرفیتی است. در این حالت، یک مولکول آمونیاک NH 3 تشکیل می شود که در آن جفت الکترون تنها نیتروژن حفظ می شود. اگر یک پروتون هیدروژن (1s 0) که هیچ الکترونی ندارد، به این مولکول نزدیک شود، نیتروژن جفت الکترون های خود (دهنده) را به این اوربیتال اتمی هیدروژن (گیرنده) منتقل می کند و در نتیجه یک یون آمونیوم تشکیل می شود. در آن، هر اتم هیدروژن توسط یک جفت الکترون مشترک به یک اتم نیتروژن متصل می شود که یکی از آنها از طریق مکانیسم دهنده-گیرنده اجرا می شود. توجه به این نکته حائز اهمیت است که پیوندهای H-N که توسط مکانیسم‌های مختلف تشکیل شده‌اند، هیچ تفاوتی در خواص ندارند. این پدیده به این دلیل است که در لحظه تشکیل پیوند، اوربیتال های الکترون های 2s و 2p اتم نیتروژن تغییر شکل می دهند. در نتیجه، چهار اوربیتال دقیقاً یک شکل ظاهر می شوند.

دهنده ها معمولاً اتم هایی با تعداد زیادی الکترون، اما با تعداد کمی الکترون جفت نشده هستند. برای عناصر دوره II، علاوه بر اتم نیتروژن، چنین امکانی برای اکسیژن (دو جفت تنها) و فلوئور (سه جفت تنها) وجود دارد. به عنوان مثال، یون هیدروژن H + در محلول های آبی هرگز در حالت آزاد نیست، زیرا یون هیدرونیوم H 3 O + همیشه از مولکول های آب H 2 O و یون H + تشکیل می شود. یون هیدرونیوم در همه محلول های آبی وجود دارد. ، اگرچه برای سهولت نوشتن نماد H+ حفظ می شود.

3.3.5 پیوند هیدروژنی. یک اتم هیدروژن مرتبط با یک عنصر به شدت الکترونگاتیو (نیتروژن، اکسیژن، فلوئور، و غیره)، که یک جفت الکترون مشترک را روی خود "کشش" می کند، کمبود الکترون را تجربه می کند و بار مثبت موثری به دست می آورد. بنابراین، می‌تواند با جفت الکترون‌های یک اتم الکترونگاتیو دیگر (که بار منفی مؤثری به دست می‌آورد) همان (پیوند درون مولکولی) یا مولکول دیگر (پیوند بین مولکولی) تعامل کند. در نتیجه وجود دارد پیوند هیدروژنی ، که به صورت گرافیکی با نقطه نشان داده می شود:

این پیوند بسیار ضعیف تر از سایر پیوندهای شیمیایی است (انرژی تشکیل آن 10 است – 40 کیلوژول بر مول) و عمدتاً دارای یک ویژگی نیمه الکترواستاتیک، تا حدی گیرنده دهنده است.

پیوند هیدروژنی نقش بسیار مهمی در ماکرومولکول های بیولوژیکی مانند ترکیبات معدنی مانند H 2 O، H 2 F 2، NH 3 ایفا می کند. به عنوان مثال، پیوندهای O-H در H2O به طور قابل توجهی در طبیعت قطبی هستند، با بار منفی - بیش از حد بر روی اتم اکسیژن. برعکس، اتم هیدروژن یک بار مثبت کوچک  + به دست می‌آورد و می‌تواند با جفت‌های تک الکترون‌های اتم اکسیژن یک مولکول آب همسایه تعامل داشته باشد.

برهمکنش بین مولکول های آب کاملاً قوی است، به طوری که حتی در بخار آب نیز دیمرها و تریمرهایی از ترکیب (H 2 O ) 2 ، ( H 2 O ) 3 و غیره وجود دارد. در محلول ها ، زنجیره های بلندی از همدستان این نوع می تواند ظاهر شود:

زیرا اتم اکسیژن دارای دو جفت تک الکترون است.

وجود پیوندهای هیدروژنی دمای بالای جوش آب، الکل ها و اسیدهای کربوکسیلیک را توضیح می دهد. با توجه به پیوندهای هیدروژنی، آب با چنین دمای ذوب و جوش بالایی در مقایسه با H 2 E (E = S, Se, Te) مشخص می شود. اگر پیوند هیدروژنی وجود نداشت، آب در 100- درجه سانتیگراد ذوب می شد و در 80- درجه سانتیگراد می جوشید. موارد معمول ارتباط برای الکل ها و اسیدهای آلی مشاهده می شود.

پیوندهای هیدروژنی می تواند هم بین مولکول های مختلف و هم در داخل یک مولکول ایجاد شود اگر این مولکول دارای گروه هایی با توانایی های دهنده و پذیرنده باشد. به عنوان مثال، پیوندهای هیدروژنی درون مولکولی هستند که نقش اصلی را در تشکیل زنجیره های پپتیدی ایفا می کنند که ساختار پروتئین ها را تعیین می کنند. پیوندهای H بر خواص فیزیکی و شیمیایی یک ماده تأثیر می گذارد.

اتم های عناصر دیگر پیوند هیدروژنی تشکیل نمی دهند از آنجایی که نیروهای جاذبه الکترواستاتیکی انتهای مخالف دوقطبی پیوندهای قطبی (O-H، N-H و غیره) نسبتا ضعیف هستند و فقط در فواصل کوتاه عمل می کنند. هیدروژن با داشتن کمترین شعاع اتمی، به چنین دوقطبی اجازه می دهد تا آنقدر نزدیک شوند که نیروهای جاذبه قابل توجه باشند. هیچ عنصر دیگری با شعاع اتمی زیاد قادر به تشکیل چنین پیوندهایی نیست.

3.3.6 نیروهای برهمکنش بین مولکولی (نیروهای واندروالس). در سال 1873، دانشمند هلندی I. Van der Waals پیشنهاد کرد که نیروهایی وجود دارند که باعث جذب بین مولکول ها می شوند. این نیروها بعدها نیروهای واندروالس نامیده شدند – جهانی ترین نوع پیوند بین مولکولی انرژی پیوند واندروالس کمتر از پیوند هیدروژنی است و 2-20 کیلوژول بر مول است.

بسته به روش وقوع، نیروها به موارد زیر تقسیم می شوند:

1) جهت گیری (دوقطبی-دوقطبی یا یون-دوقطبی) - بین مولکول های قطبی یا بین یون ها و مولکول های قطبی رخ می دهد. هنگامی که مولکول های قطبی به یکدیگر نزدیک می شوند، خود را طوری جهت می دهند که طرف مثبت یک دوقطبی به سمت منفی دوقطبی دیگر باشد (شکل 10).

شکل 10 - تعامل جهت گیری

2) القاء (دوقطبی - دوقطبی القایی یا یون - دوقطبی القایی) - بین مولکولها یا یونهای قطبی و مولکولهای غیر قطبی ایجاد می شود، اما قادر به قطبش هستند. دوقطبی ها می توانند مولکول های غیر قطبی را تحت تاثیر قرار دهند و آنها را به دوقطبی های مشخص (القایی) تبدیل کنند. (شکل 11).

شکل 11 - تعامل استقرایی

3) پراکنده (دوقطبی القایی - دوقطبی القایی) - بین مولکولهای غیر قطبی که قادر به قطبش هستند بوجود می آیند. در هر مولکول یا اتم گاز نجیب، نوساناتی در چگالی الکتریکی رخ می‌دهد و در نتیجه دوقطبی‌های آنی پدیدار می‌شوند که به نوبه خود دوقطبی‌های آنی را در مولکول‌های مجاور القا می‌کنند. حرکت دوقطبی های آنی ثابت می شود، ظاهر و فروپاشی آنها به طور همزمان رخ می دهد. در نتیجه برهمکنش دوقطبی های آنی، انرژی سیستم کاهش می یابد (شکل 12).

شکل 12 - اندرکنش پراکندگی

لطفا در حل شیمی کمکم کنید نوع پیوند در مولکول های NH3، CaCl2، Al2O3، BaS... را مشخص کنید و بهترین پاسخ را دریافت کنید.

پاسخ از اولگا لیابینا[گورو]
1) نوع باند NH3 cov. قطبی سه الکترون جفت نشده نیتروژن و یکی از هیدروژن هر کدام در تشکیل یک پیوند شرکت می کنند. هیچ پیوند پی وجود ندارد. هیبریداسیون sp3 شکل مولکول هرمی است (یک اوربیتال در هیبریداسیون شرکت نمی کند، چهار وجهی به یک هرم تبدیل می شود)
نوع پیوند CaCl2 یونی است. تشکیل پیوند شامل دو الکترون کلسیم در اوربیتال s است که دو اتم کلر را می پذیرند و سطح سوم خود را تکمیل می کنند. بدون پیوند pi، نوع هیبریداسیون sp. آنها در فضا با زاویه 180 درجه قرار دارند
نوع پیوند Al2O3 یونی است. سه الکترون از اوربیتال های s و p آلومینیوم در تشکیل پیوند نقش دارند که اکسیژن آن را می پذیرد و سطح دوم آن را تکمیل می کند. O=Al-O-Al=O. پیوندهای پی بین اکسیژن و آلومینیوم وجود دارد. نوع هیبریداسیون sp به احتمال زیاد.
نوع BaS پیوند یونی است. دو الکترون باریم توسط گوگرد پذیرفته می شود. Ba=S پیوند یک پی است. هیبریداسیون sp. مولکول تخت.
2) AgNO3
نقره در کاتد کاهش می یابد
K Ag+ + e = Ag
آب در آند اکسید می شود
A 2H2O - 4e = O2 + 4H+
طبق قانون فارادی (هر چه...) جرم (حجم) ماده آزاد شده در کاتد متناسب با مقدار الکتریسیته عبوری از محلول است.
m(Ag) = Me/zF *I*t = 32.23 گرم
V(O2) = Ve/F *I*t = 1.67 لیتر

پاسخ از 2 پاسخ[گورو]

سلام! در اینجا مجموعه ای از موضوعات با پاسخ به سؤال شما آورده شده است: لطفاً به من در حل شیمی کمک کنید. نوع پیوند مولکول های NH3، CaCl2، Al2O3، BaS را مشخص کنید.

.

می دانید که اتم ها می توانند با یکدیگر ترکیب شوند و مواد ساده و پیچیده را تشکیل دهند. در این حالت، انواع مختلفی از پیوندهای شیمیایی تشکیل می شود: یونی، کووالانسی (غیر قطبی و قطبی)، فلزی و هیدروژنی.یکی از ضروری ترین خواص اتم های عناصر، که تعیین می کند چه نوع پیوندی بین آنها - یونی یا کووالانسی - ایجاد می شود. این الکترونگاتیوی است، یعنی. توانایی اتم های یک ترکیب برای جذب الکترون.

ارزیابی کمی مشروط الکترونگاتیوی با مقیاس الکترونگاتیوی نسبی داده می شود.

در دوره ها، تمایل کلی برای افزایش الکترونگاتیوی عناصر و در گروه ها برای کاهش آنها وجود دارد. عناصر با توجه به الکترونگاتیوی آنها در یک ردیف قرار می گیرند که بر اساس آن می توان الکترونگاتیوی عناصر واقع در دوره های مختلف را مقایسه کرد.

نوع پیوند شیمیایی بستگی به این دارد که تفاوت مقادیر الکترونگاتیوی اتم های اتصال عناصر چقدر است. هرچه اتم های عناصر تشکیل دهنده پیوند از نظر الکترونگاتیوی متفاوت باشند، پیوند شیمیایی قطبی تر است. ترسیم مرز دقیق بین انواع پیوندهای شیمیایی غیرممکن است. در اکثر ترکیبات، نوع پیوند شیمیایی میانی است. به عنوان مثال، یک پیوند شیمیایی کووالانسی بسیار قطبی نزدیک به یک پیوند یونی است. بسته به اینکه کدام یک از موارد محدود کننده یک پیوند شیمیایی از نظر ماهیت نزدیکتر است، به عنوان پیوند قطبی یونی یا کووالانسی طبقه بندی می شود.

پیوند یونی.

یک پیوند یونی از برهمکنش اتم هایی تشکیل می شود که از نظر الکترونگاتیوی به شدت با یکدیگر تفاوت دارند.به عنوان مثال، فلزات معمولی لیتیوم (Li)، سدیم (Na)، پتاسیم (K)، کلسیم (Ca)، استرانسیم (Sr)، باریم (Ba) پیوند یونی با غیر فلزات معمولی، عمدتا هالوژن تشکیل می دهند.

علاوه بر هالیدهای فلزات قلیایی، پیوندهای یونی در ترکیباتی مانند قلیایی ها و نمک ها نیز تشکیل می شود. به عنوان مثال، در هیدروکسید سدیم (NaOH) و سولفات سدیم (Na 2 SO 4) پیوندهای یونی فقط بین اتم های سدیم و اکسیژن وجود دارد (پیوندهای باقی مانده کووالانسی قطبی هستند).

پیوند غیرقطبی کووالانسی

وقتی اتم هایی با الکترونگاتیوی یکسان برهم کنش می کنند، مولکول هایی با پیوند غیرقطبی کووالانسی تشکیل می شوند.چنین پیوندی در مولکول های مواد ساده زیر وجود دارد: H 2، F 2، Cl 2، O 2، N 2. پیوندهای شیمیایی در این گازها از طریق جفت الکترون های مشترک تشکیل می شوند. وقتی ابرهای الکترونی متناظر با یکدیگر همپوشانی دارند، به دلیل برهمکنش الکترون-هسته ای، که زمانی رخ می دهد که اتم ها به یکدیگر نزدیک می شوند.

هنگام ترکیب فرمول های الکترونیکی مواد، باید به خاطر داشت که هر جفت الکترون مشترک یک تصویر متعارف از افزایش چگالی الکترون ناشی از همپوشانی ابرهای الکترونی مربوطه است.

پیوند قطبی کووالانسی

وقتی اتم‌ها برهم کنش می‌کنند، مقادیر الکترونگاتیوی آن‌ها متفاوت است، اما نه به شدت، جفت الکترون مشترک به اتم الکترونگاتیوی‌تر تغییر می‌کند.این رایج ترین نوع پیوند شیمیایی است که در ترکیبات معدنی و آلی یافت می شود.

پیوندهای کووالانسی نیز به طور کامل شامل آن دسته از پیوندهایی می شوند که توسط مکانیسم دهنده-پذیرنده، به عنوان مثال در یون های هیدرونیوم و آمونیوم، تشکیل می شوند.

اتصال فلزی.

پیوندی که در نتیجه برهمکنش الکترون های نسبتا آزاد با یون های فلزی ایجاد می شود پیوند فلزی نامیده می شود.این نوع پیوند مشخصه مواد ساده - فلزات است.

ماهیت فرآیند تشکیل پیوند فلزی به شرح زیر است: اتم های فلز به راحتی الکترون های ظرفیت را رها می کنند و به یون های دارای بار مثبت تبدیل می شوند. الکترون های نسبتا آزاد جدا شده از اتم بین یون های فلزی مثبت حرکت می کنند. یک پیوند فلزی بین آنها ایجاد می شود، یعنی الکترون ها، یون های مثبت شبکه کریستالی فلزات را سیمان می کنند.

پیوند هیدروژنی.

پیوندی که بین اتم های هیدروژن یک مولکول و اتم یک عنصر به شدت الکترونگاتیو تشکیل می شود.(O,N,F) مولکول دیگری پیوند هیدروژنی نامیده می شود.

ممکن است این سوال مطرح شود: چرا هیدروژن چنین پیوند شیمیایی خاصی را تشکیل می دهد؟

این با این واقعیت توضیح داده می شود که شعاع اتمی هیدروژن بسیار کوچک است. علاوه بر این، هنگامی که تنها الکترون خود را جابجا می کند یا به طور کامل اهدا می کند، هیدروژن بار مثبت نسبتا بالایی به دست می آورد، به همین دلیل هیدروژن یک مولکول با اتم های عناصر الکترونگاتیو که دارای بار منفی جزئی هستند که وارد ترکیب مولکول های دیگر می شود (HF ، H 2 O ، NH 3).

بیایید به چند نمونه نگاه کنیم. ما معمولاً ترکیب آب را با فرمول شیمیایی H 2 O نشان می دهیم. با این حال، این کاملاً دقیق نیست. درست تر است که ترکیب آب را با فرمول (H2O)n نشان دهیم، که در آن n = 2،3،4، و غیره است. .

پیوندهای هیدروژنی معمولاً با نقطه نشان داده می شوند. این پیوند بسیار ضعیف تر از پیوندهای یونی یا کووالانسی است، اما قوی تر از برهمکنش های بین مولکولی معمولی است.

وجود پیوندهای هیدروژنی افزایش حجم آب را با کاهش دما توضیح می دهد. این به این دلیل است که با کاهش دما، مولکول ها قوی تر می شوند و در نتیجه چگالی "بسته بندی" آنها کاهش می یابد.

هنگام مطالعه شیمی آلی، این سوال مطرح شد: چرا نقطه جوش الکل ها بسیار بالاتر از هیدروکربن های مربوطه است؟ این با این واقعیت توضیح داده می شود که پیوندهای هیدروژنی نیز بین مولکول های الکل تشکیل می شود.

افزایش نقطه جوش الکل ها نیز به دلیل بزرگ شدن مولکول های آنها اتفاق می افتد.

پیوند هیدروژنی همچنین مشخصه بسیاری از ترکیبات آلی دیگر (فنل ها، اسیدهای کربوکسیلیک و غیره) است. از دروس شیمی آلی و زیست شناسی عمومی، می دانید که وجود پیوند هیدروژنی ساختار ثانویه پروتئین ها، ساختار مارپیچ دوگانه DNA، یعنی پدیده مکمل بودن را توضیح می دهد.

تعریف

آمونیاک- نیترید هیدروژن

فرمول - NH 3. جرم مولی - 17 گرم در مول.

خواص فیزیکی آمونیاک

آمونیاک (NH 3) گازی بی رنگ با بوی تند (بوی "آمونیاک")، سبک تر از هوا، بسیار محلول در آب است (یک حجم آب تا 700 حجم آمونیاک را حل می کند). محلول غلیظ آمونیاک حاوی 25 درصد (جرم) آمونیاک و چگالی 0.91 گرم بر سانتی متر مکعب است.

پیوند بین اتم ها در مولکول آمونیاک کووالانسی است. نمای کلی مولکول AB 3. تمام اوربیتال های ظرفیتی اتم نیتروژن وارد هیبریداسیون می شوند، بنابراین نوع هیبریداسیون مولکول آمونیاک sp 3 است. آمونیاک دارای ساختار هندسی از نوع AB 3 E - یک هرم مثلثی (شکل 1) است.

برنج. 1. ساختار مولکول آمونیاک.

خواص شیمیایی آمونیاک

از نظر شیمیایی، آمونیاک کاملاً فعال است: با بسیاری از مواد واکنش می دهد. درجه اکسیداسیون نیتروژن در آمونیاک "-3" حداقل است، بنابراین آمونیاک فقط خواص کاهشی از خود نشان می دهد.

هنگامی که آمونیاک با هالوژن ها، اکسیدهای فلزات سنگین و اکسیژن گرم می شود، نیتروژن تشکیل می شود:

2NH 3 + 3Br 2 = N 2 + 6HBr

2NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O

در حضور یک کاتالیزور، آمونیاک را می توان به اکسید نیتروژن (II) اکسید کرد:

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (کاتالیزور - پلاتین)

برخلاف ترکیبات هیدروژنی غیر فلزات گروه VI و VII، آمونیاک خاصیت اسیدی از خود نشان نمی دهد. با این حال، اتم های هیدروژن در مولکول آن هنوز هم قادر به جایگزینی با اتم های فلز هستند. هنگامی که هیدروژن به طور کامل با یک فلز جایگزین می شود، ترکیباتی به نام نیترید تشکیل می شود که می تواند از برهمکنش مستقیم نیتروژن با فلز در دماهای بالا نیز بدست آید.

خواص اصلی آمونیاک به دلیل وجود یک جفت الکترون تنها بر روی اتم نیتروژن است. محلول آمونیاک در آب قلیایی است:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH —

هنگامی که آمونیاک با اسیدها برهمکنش می‌کند، نمک‌های آمونیوم تشکیل می‌شوند که با حرارت دادن تجزیه می‌شوند:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

NH 4 Cl = NH 3 + HCl (هنگامی که گرم می شود)

تولید آمونیاک

روش های صنعتی و آزمایشگاهی برای تولید آمونیاک وجود دارد. در آزمایشگاه، آمونیاک از اثر قلیایی بر روی محلول های نمک های آمونیوم هنگام گرم شدن به دست می آید:

NH 4 Cl + KOH = NH 3 + KCl + H 2 O

NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O

این واکنش برای یون های آمونیوم کیفی است.

کاربرد آمونیاک

تولید آمونیاک یکی از مهمترین فرآیندهای تکنولوژیکی در سراسر جهان است. سالانه حدود 100 میلیون تن آمونیاک در جهان تولید می شود. آمونیاک به شکل مایع یا به صورت محلول آبی 25٪ - آب آمونیاک آزاد می شود. زمینه های اصلی استفاده از آمونیاک عبارتند از تولید اسید نیتریک (تولید بعدی کودهای معدنی حاوی نیتروژن)، نمک های آمونیوم، اوره، هگزامین، الیاف مصنوعی (نایلون و نایلون). آمونیاک به عنوان مبرد در واحدهای تبرید صنعتی و به عنوان ماده سفید کننده در تمیز کردن و رنگرزی پنبه، پشم و ابریشم استفاده می شود.

نمونه هایی از حل مسئله

مثال 1

ورزش	جرم و حجم آمونیاکی که برای تولید 5 تن نیترات آمونیوم لازم است چقدر است؟
راه حل	اجازه دهید معادله واکنش تولید نیترات آمونیوم از آمونیاک و اسید نیتریک را بنویسیم: NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 با توجه به معادله واکنش، مقدار ماده نیترات آمونیوم برابر است با 1 mol - v(NH 4 NO 3) = 1 mol. سپس، جرم نیترات آمونیوم از معادله واکنش محاسبه می شود: m(NH 4 NO 3) = v(NH 4 NO 3) × M (NH 4 NO 3); m(NH 4 NO 3) = 1×80 = 80 تن با توجه به معادله واکنش، مقدار ماده آمونیاک نیز برابر با 1 mol - v(NH 3) = 1 mol است. سپس، جرم آمونیاک با معادله محاسبه می شود: m(NH 3) = v(NH 3)×M (NH 3); m(NH 3) = 1×17 = 17 تن بیایید یک نسبت ایجاد کنیم و جرم آمونیاک را پیدا کنیم (عملی): x گرم NH 3 - 5 t NH 4 NO 3 17 تن NH 3 - 80 تن NH 4 NO 3 x = 17×5/80 = 1.06 m(NH 3) = 1.06 تن بیایید نسبت مشابهی را برای یافتن حجم آمونیاک ایجاد کنیم: 1.06 گرم NH 3 - x L NH 3 17 تن 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
پاسخ	جرم آمونیاک - 1.06 تن، حجم آمونیاک - 1.4×10 متر