Քիմիական կապերի տեսակները. Ներածություն ընդհանուր քիմիայի ատոմային բյուրեղյա ցանցին

3.3.1 Կովալենտային կապ երկկենտրոն, երկու էլեկտրոնային կապ է, որը ձևավորվել է էլեկտրոնային ամպերի համընկնման պատճառով, որոնք կրում են չզուգակցված էլեկտրոններ հակազուգահեռ սպիններով։ Որպես կանոն, այն ձևավորվում է մեկ քիմիական տարրի ատոմների միջև։

Քանակականորեն բնութագրվում է վալենտությամբ։ Տարրերի վալենտություն - սա ատոմային վալենտական ​​գոտում տեղակայված ազատ էլեկտրոնների շնորհիվ որոշակի քանակությամբ քիմիական կապեր ձևավորելու նրա ունակությունն է:

Կովալենտային կապը ձևավորվում է միայն ատոմների միջև տեղակայված էլեկտրոնների զույգից: Այն կոչվում է բաժանված զույգ: Մնացած էլեկտրոնների զույգերը կոչվում են միայնակ զույգեր: Նրանք լցնում են պատյանները և չեն մասնակցում կապելուն։Ատոմների միջև կապը կարող է իրականացվել ոչ միայն մեկ, այլև երկու և նույնիսկ երեք բաժանված զույգերով։ Նման կապերը կոչվում են կրկնակի և այլն երամ - բազմակի միացումներ:

3.3.1.1 Կովալենտային ոչ բևեռային կապ. Երկու ատոմներին հավասարապես պատկանող էլեկտրոնային զույգերի ձևավորման միջոցով ձեռք բերված կապը կոչվում է կովալենտ ոչ բևեռ. Այն տեղի է ունենում գործնականում հավասար էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմների միջև (0.4 > ΔEO > 0) և, հետևաբար, էլեկտրոնային խտության միատեսակ բաշխում համամիջուկային մոլեկուլների ատոմների միջուկների միջև: Օրինակ՝ H 2, O 2, N 2, Cl 2 և այլն։ Նման կապերի դիպոլային մոմենտը զրո է։ CH կապը հագեցած ածխաջրածիններում (օրինակ, CH 4-ում) համարվում է գործնականում ոչ բևեռ, քանի որ. ΔEO = 2.5 (C) - 2.1 (H) = 0.4:

3.3.1.2 Կովալենտ բևեռային կապ.Եթե ​​մոլեկուլը ձևավորվում է երկու տարբեր ատոմներից, ապա էլեկտրոնային ամպերի (օրբիտալների) համընկնման գոտին տեղափոխվում է դեպի ատոմներից մեկը, և այդպիսի կապը կոչվում է. բևեռային . Նման կապի դեպքում ատոմներից մեկի միջուկի մոտ էլեկտրոններ գտնելու հավանականությունն ավելի մեծ է։ Օրինակ՝ HCl, H 2 S, PH 3:

Բևեռային (անսիմետրիկ) կովալենտ կապ - տարբեր էլեկտրաբացասականություն (2 > ΔEO > 0.4) և ընդհանուր էլեկտրոնային զույգի ասիմետրիկ բաշխում ունեցող ատոմների միջև կապ: Որպես կանոն, այն ձևավորվում է երկու ոչ մետաղների միջև:

Նման կապի էլեկտրոնային խտությունը տեղափոխվում է դեպի ավելի էլեկտրաբացասական ատոմ, ինչը հանգեցնում է դրա վրա մասնակի բացասական լիցքի (դելտա մինուս) ի հայտ գալուն, իսկ փոքր մասի դրական լիցքը  (դելտա գումարած) էլեկտրաբացասական ատոմ.

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

Էլեկտրոնի տեղաշարժի ուղղությունը նշվում է նաև սլաքով.

CCl, CO, CN, OH, CMg:

Որքան մեծ է կապակցված ատոմների էլեկտրաբացասականության տարբերությունը, այնքան մեծ է կապի բևեռականությունը և այնքան մեծ է նրա դիպոլային մոմենտը։ Հակառակ նշանի մասնակի լիցքերի միջև գործում են լրացուցիչ գրավիչ ուժեր: Հետեւաբար, որքան ավելի բեւեռային է կապը, այնքան ավելի ամուր է այն:

Բացառությամբ բևեռացում կովալենտային կապ ունի գույք հագեցվածություն - ատոմի կարողությունը ձևավորելու այնքան կովալենտային կապեր, որքան այն ունի էներգետիկորեն մատչելի ատոմային ուղեծրեր: Կովալենտային կապի երրորդ հատկությունն այն է ուղղությունը։

3.3.2 Իոնային կապ. Դրա ձևավորման շարժիչ ուժը ատոմների նույն ցանկությունն է օկտետի թաղանթի նկատմամբ: Բայց որոշ դեպքերում նման «ութնյակ» թաղանթ կարող է առաջանալ միայն այն ժամանակ, երբ էլեկտրոնները տեղափոխվում են մի ատոմից մյուսը: Հետեւաբար, որպես կանոն, մետաղի եւ ոչ մետաղի միջեւ առաջանում է իոնային կապ։

Դիտարկենք, որպես օրինակ, ռեակցիան նատրիումի (3s 1) և ֆտորի (2s 2 3s 5) ատոմների միջև: NaF միացության էլեկտրաբացասականության տարբերությունը

EO = 4.0 - 0.93 = 3.07

Նատրիումը, տալով իր 3s 1 էլեկտրոնը ֆտորին, դառնում է Na + իոն և մնում է լցված 2s 2 2p 6 թաղանթով, որը համապատասխանում է նեոնի ատոմի էլեկտրոնային կազմաձևին։ Ֆտորը ձեռք է բերում ճիշտ նույն էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան՝ ընդունելով նատրիումի կողմից նվիրաբերված մեկ էլեկտրոն: Արդյունքում, հակառակ լիցքավորված իոնների միջև առաջանում են էլեկտրաստատիկ գրավիչ ուժեր։

Իոնային կապ - բևեռային կովալենտային կապի ծայրահեղ դեպք, որը հիմնված է իոնների էլեկտրաստատիկ ձգողության վրա: Նման կապը տեղի է ունենում, երբ մեծ տարբերություն կա կապված ատոմների էլեկտրաբացասականության մեջ (EO > 2), երբ պակաս էլեկտրաբացասական ատոմը գրեթե ամբողջությամբ հրաժարվում է իր վալենտային էլեկտրոններից և վերածվում կատիոնի, իսկ մեկ այլ՝ ավելի էլեկտրաբացասական ատոմ կցվում է։ այս էլեկտրոնները և դառնում է անիոն: Հակառակ նշանի իոնների փոխազդեցությունը կախված չէ ուղղությունից, իսկ Կուլոնյան ուժերը հագեցվածության հատկություն չունեն։ Սրա շնորհիվ իոնային կապ չունի տարածական կենտրոնանալ Եվ հագեցվածություն , քանի որ յուրաքանչյուր իոն կապված է հակաիոնների որոշակի քանակի հետ (իոնային կոորդինացիոն համար)։ Հետևաբար, իոնային կապակցված միացությունները չունեն մոլեկուլային կառուցվածք և պինդ նյութեր են, որոնք կազմում են իոնային բյուրեղային ցանցեր, բարձր հալման և եռման կետերով, դրանք շատ բևեռային են, հաճախ աղի և ջրային լուծույթներում էլեկտրահաղորդող։ Օրինակ, MgS, NaCl, A 2 O 3: Զուտ իոնային կապերով միացություններ գործնականում չկան, քանի որ որոշակի քանակությամբ կովալենտություն միշտ մնում է այն պատճառով, որ մեկ էլեկտրոնի ամբողջական փոխանցումը մեկ այլ ատոմ չի նկատվում. Առավել «իոնային» նյութերում կապի իոնականության համամասնությունը չի գերազանցում 90%-ը։ Օրինակ, NaF-ում կապի բևեռացումը կազմում է մոտ 80%:

Օրգանական միացություններում իոնային կապերը բավականին հազվադեպ են, քանի որ Ածխածնի ատոմը հակված չէ ոչ կորցնելու, ոչ էլ ձեռք բերելու էլեկտրոններ՝ իոններ ձևավորելու համար:

Վալանս Իոնային կապերով միացությունների տարրերը շատ հաճախ բնութագրվում են օքսիդացման վիճակ , որն իր հերթին համապատասխանում է տվյալ միացության տարրի իոնի լիցքի արժեքին։

Օքսիդացման վիճակ - սա պայմանական լիցք է, որը ատոմը ձեռք է բերում էլեկտրոնային խտության վերաբաշխման արդյունքում: Քանակական առումով այն բնութագրվում է պակաս էլեկտրաբացասական տարրից ավելի էլեկտրաբացասական տարր տեղափոխված էլեկտրոնների քանակով։ Դրական լիցքավորված իոն է առաջանում այն ​​տարրից, որը տվել է իր էլեկտրոնները, իսկ բացասական իոն՝ այն տարրից, որն ընդունել է այդ էլեկտրոնները։

Այն տարրը, որը գտնվում է ամենաբարձր օքսիդացման վիճակը (առավելագույնը դրական), արդեն հրաժարվել է AVZ-ում տեղակայված իր բոլոր վալենտային էլեկտրոններից: Եվ քանի որ դրանց թիվը որոշվում է այն խմբի թվով, որում գտնվում է տարրը, ապա ամենաբարձր օքսիդացման վիճակը տարրերի մեծ մասի համար և կլինի հավասար խմբի համարը . Ինչ վերաբերում է օքսիդացման ամենացածր աստիճանը (առավելագույնը բացասական), ապա այն հայտնվում է ութէլեկտրոնային թաղանթի ձևավորման ժամանակ, այսինքն՝ այն դեպքում, երբ AVZ-ն ամբողջությամբ լցված է։ Համար ոչ մետաղներ այն հաշվարկվում է բանաձևով Խմբի համարը՝ 8 . Համար մետաղներ հավասար է զրո , քանի որ նրանք չեն կարող ընդունել էլեկտրոններ։

Օրինակ՝ ծծմբի AVZ-ն ունի ձև՝ 3s 2 3p 4։ Եթե ​​ատոմը զիջի իր բոլոր էլեկտրոնները (վեց), ապա նա կստանա ամենաբարձր օքսիդացման աստիճանը +6 , հավասար է խմբի համարին VI , եթե կայուն թաղանթն ավարտելու համար անհրաժեշտ լինի երկուսը, այն ձեռք կբերի ամենացածր օքսիդացման աստիճանը –2 , հավասար է Խմբի համարը – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3 Մետաղական կապ.Մետաղների մեծ մասն ունի մի շարք հատկություններ, որոնք ունեն ընդհանուր բնույթ և տարբերվում են այլ նյութերի հատկություններից։ Նման հատկություններ են հալման համեմատաբար բարձր ջերմաստիճանը, լույսն արտացոլելու ունակությունը և բարձր ջերմային և էլեկտրական հաղորդունակությունը։ Այս հատկանիշները բացատրվում են մետաղների մեջ հատուկ տեսակի փոխազդեցության առկայությամբ – մետաղական միացում.

Պարբերական աղյուսակում իրենց դիրքին համապատասխան՝ մետաղների ատոմներն ունեն փոքր թվով վալենտային էլեկտրոններ, որոնք բավականին թույլ կապված են իրենց միջուկների հետ և հեշտությամբ կարող են անջատվել դրանցից։ Արդյունքում, մետաղի բյուրեղային ցանցում դրական լիցքավորված իոններ են հայտնվում՝ տեղայնացված բյուրեղային ցանցի որոշակի դիրքերում, իսկ մեծ թվով ապատեղայնացված (ազատ) էլեկտրոններ համեմատաբար ազատ են շարժվում դրական կենտրոնների դաշտում և կապ են իրականացնում դրանց միջև։ բոլոր մետաղների ատոմները էլեկտրաստատիկ ձգողության պատճառով:

Սա կարևոր տարբերություն է մետաղական կապերի և կովալենտային կապերի միջև, որոնք ունեն խիստ կողմնորոշում տարածության մեջ։ Մետաղների մեջ կապող ուժերը տեղայնացված չեն և ուղղորդված չեն, իսկ ազատ էլեկտրոնները, որոնք կազմում են «էլեկտրոն գազը», առաջացնում են բարձր ջերմային և էլեկտրական հաղորդունակություն։ Հետևաբար, այս դեպքում անհնար է խոսել կապերի ուղղորդման մասին, քանի որ վալենտային էլեկտրոնները բյուրեղի վրա բաշխված են գրեթե միատեսակ։ Հենց դա է բացատրում, օրինակ, մետաղների պլաստիկությունը, այսինքն՝ իոնների և ատոմների ցանկացած ուղղությամբ տեղաշարժվելու հնարավորությունը։

3.3.4 Դոնոր-ընդունող կապ. Բացի կովալենտային կապի ձևավորման մեխանիզմից, ըստ որի երկու էլեկտրոնների փոխազդեցությունից առաջանում է ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ, կա նաև հատուկ. դոնոր-ընդունող մեխանիզմ . Այն կայանում է նրանում, որ կովալենտային կապը ձևավորվում է արդեն գոյություն ունեցող (միայնակ) էլեկտրոնային զույգի անցման արդյունքում։ դոնոր (էլեկտրոնների մատակարար) դոնորի ընդհանուր օգտագործման համար և ընդունող (ազատ ատոմային ուղեծրի մատակարար):

Ձևավորվելուց հետո այն ոչնչով չի տարբերվում կովալենտից: Դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմը լավ պատկերված է ամոնիումի իոնի ձևավորման սխեմայով (Նկար 9) (աստղանիշները ցույց են տալիս ազոտի ատոմի արտաքին մակարդակի էլեկտրոնները).

Նկար 9 - Ամոնիումի իոնի առաջացման սխեմա

Ազոտի ատոմի ABZ-ի էլեկտրոնային բանաձևը 2s 2 2p 3 է, այսինքն՝ այն ունի երեք չզույգված էլեկտրոն, որոնք մտնում են կովալենտ կապի մեջ երեք ջրածնի ատոմների հետ (1s 1), որոնցից յուրաքանչյուրն ունի մեկ վալենտային էլեկտրոն։ Այս դեպքում ձևավորվում է ամոնիակի NH 3 մոլեկուլ, որի մեջ պահպանվում է ազոտի միայնակ էլեկտրոնային զույգը։ Եթե ​​ջրածնի պրոտոնը (1s 0), որը չունի էլեկտրոններ, մոտենա այս մոլեկուլին, ապա ազոտը կփոխանցի իր զույգ էլեկտրոնները (դոնոր) այս ջրածնի ատոմային ուղեծրին (ընդունող), որի արդյունքում ձևավորվում է ամոնիումի իոն։ Դրանում ջրածնի յուրաքանչյուր ատոմ միացված է ազոտի ատոմին ընդհանուր էլեկտրոնային զույգով, որոնցից մեկն իրականացվում է դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմի միջոցով։ Կարևոր է նշել, որ տարբեր մեխանիզմներով ձևավորված H-N կապերը հատկությունների տարբերություն չունեն: Այս երեւույթը պայմանավորված է նրանով, որ կապի առաջացման պահին ազոտի ատոմի 2s և 2p էլեկտրոնների ուղեծրերը փոխում են իրենց ձևը։ Արդյունքում հայտնվում են նույն ձևի չորս ուղեծրեր։

Դոնորները սովորաբար մեծ թվով էլեկտրոններով ատոմներ են, բայց փոքր քանակությամբ չզույգված էլեկտրոններով: II շրջանի տարրերի համար, բացի ազոտի ատոմից, նման հնարավորություն կա թթվածնի (երկու միայնակ զույգ) և ֆտորի (երեք միայնակ զույգ) համար։ Օրինակ, ջրածնի իոն H + ջրային լուծույթներում երբեք ազատ վիճակում չէ, քանի որ հիդրոնիումի իոն H 3 O + միշտ ձևավորվում է ջրի մոլեկուլներից H 2 O և H + իոնից: Հիդրոնի իոնը առկա է բոլոր ջրային լուծույթներում: , թեև գրելու հեշտության համար պահպանվել է H+ նշանը։

3.3.5 Ջրածնային կապ. Ջրածնի ատոմը, որը կապված է խիստ էլեկտրաբացասական տարրի հետ (ազոտ, թթվածին, ֆտոր և այլն), որն իր վրա «քաշում է» ընդհանուր էլեկտրոնային զույգը, զգում է էլեկտրոնների պակաս և ձեռք է բերում արդյունավետ դրական լիցք։ Հետևաբար, այն կարողանում է փոխազդել նույն (ներմոլեկուլային կապ) կամ մեկ այլ մոլեկուլի (միջմոլեկուլային կապ) մեկ այլ էլեկտրաբացասական ատոմի (որը արդյունավետ բացասական լիցք է ստանում) էլեկտրոնների հետ։ Արդյունքում կա ջրածնային կապ , որը գրաֆիկորեն նշված է կետերով.

Այս կապը շատ ավելի թույլ է, քան մյուս քիմիական կապերը (դրա առաջացման էներգիան 10 է – 40 կՋ/մոլ) և հիմնականում ունի մասամբ էլեկտրաստատիկ, մասամբ դոնոր-ընդունիչ բնույթ։

Ջրածնային կապը չափազանց կարևոր դեր է խաղում կենսաբանական մակրոմոլեկուլներում, այնպիսի անօրգանական միացություններում, ինչպիսիք են H 2 O, H 2 F 2, NH 3: Օրինակ, O-H կապերը H 2 O-ում ունեն նկատելի բևեռային բնույթ՝ – բացասական լիցքի ավելցուկով թթվածնի ատոմի վրա: Ջրածնի ատոմը, ընդհակառակը, ձեռք է բերում փոքր դրական լիցք  + և կարող է փոխազդել հարևան ջրի մոլեկուլի թթվածնի ատոմի միայնակ զույգերի հետ։

Ջրի մոլեկուլների փոխազդեցությունը բավականին ուժեղ է ստացվում, այնպիսին, որ նույնիսկ ջրային գոլորշիներում կան (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 և այլն բաղադրության դիմերներ և տրիմերներ: Լուծույթների մեջ զուգորդված երկար շղթաներ. այս տեսակը կարող է առաջանալ.

քանի որ թթվածնի ատոմն ունի երկու միայնակ զույգ էլեկտրոն:

Ջրածնային կապերի առկայությունը բացատրում է ջրի, սպիրտների, կարբոքսիլաթթուների բարձր եռման կետերը։ Ջրածնային կապերի շնորհիվ ջուրը բնութագրվում է այնպիսի բարձր հալման և եռման կետերով, համեմատած H 2 E (E = S, Se, Te): Եթե ​​չլինեին ջրածնային կապեր, ապա ջուրը կհալվեր –100°C-ում և եռա –80°C-ում: Սպիրտների և օրգանական թթուների համար նկատվում են ասոցիացիայի բնորոշ դեպքեր:

Ջրածնային կապերը կարող են առաջանալ ինչպես տարբեր մոլեկուլների միջև, այնպես էլ մոլեկուլի ներսում, եթե այս մոլեկուլը պարունակում է դոնոր և ընդունող կարողություններ ունեցող խմբեր: Օրինակ, հենց ներմոլեկուլային ջրածնային կապերն են գլխավոր դերը խաղում պեպտիդային շղթաների առաջացման գործում, որոնք որոշում են սպիտակուցների կառուցվածքը։ H- կապերը ազդում են նյութի ֆիզիկական և քիմիական հատկությունների վրա:

Այլ տարրերի ատոմները ջրածնային կապեր չեն առաջացնում , քանի որ բևեռային կապերի դիպոլների (O-H, N-H և այլն) հակառակ ծայրերի էլեկտրաստատիկ ձգման ուժերը բավականին թույլ են և գործում են միայն կարճ հեռավորությունների վրա։ Ջրածինը, ունենալով ամենափոքր ատոմային շառավիղը, թույլ է տալիս նման դիպոլներին այնքան մոտենալ, որ գրավիչ ուժերը նկատելի են դառնում։ Ատոմային մեծ շառավղով ոչ մի այլ տարր ի վիճակի չէ նման կապեր ստեղծել։

3.3.6 Միջմոլեկուլային փոխազդեցության ուժեր (վան դեր Վալսի ուժեր): 1873թ.-ին հոլանդացի գիտնական Ի.Վան դեր Վաալսը առաջարկեց, որ կան ուժեր, որոնք առաջացնում են մոլեկուլների միջև ձգողություն: Այս ուժերը հետագայում կոչվեցին վան դեր Վալսի ուժեր – միջմոլեկուլային կապի առավել ունիվերսալ տեսակը: Վան դեր Վալսի կապի էներգիան ավելի փոքր է, քան ջրածնային կապը և կազմում է 2–20 կՋ/∙մոլ։

Կախված ուժի առաջացման ձևից, դրանք բաժանվում են.

1) կողմնորոշիչ (dipole-dipole կամ ion-dipole) - առաջանում են բևեռային մոլեկուլների կամ իոնների և բևեռային մոլեկուլների միջև: Երբ բևեռային մոլեկուլները մոտենում են միմյանց, նրանք կողմնորոշվում են այնպես, որ մի դիպոլի դրական կողմը կողմնորոշվի դեպի մյուս դիպոլի բացասական կողմը (Նկար 10):

Նկար 10 - Կողմնորոշման փոխազդեցություն

2) ինդուկցիա (dipole - induced dipole կամ ion - induced dipole) - առաջանում են բևեռային մոլեկուլների կամ իոնների և ոչ բևեռային մոլեկուլների միջև, բայց ունակ են բևեռացման: Դիպոլները կարող են ազդել ոչ բևեռային մոլեկուլների վրա՝ դրանք վերածելով նշված (ինդուկտիվ) դիպոլների։ (Նկար 11):

Նկար 11 - Ինդուկտիվ փոխազդեցություն

3) դիսպերսիվ (ինդուկցված դիպոլ - առաջացած դիպոլ) - առաջանում են բևեռացման ընդունակ ոչ բևեռային մոլեկուլների միջև: Ազնիվ գազի ցանկացած մոլեկուլում կամ ատոմում տեղի են ունենում էլեկտրական խտության տատանումներ, ինչի հետևանքով հայտնվում են ակնթարթային դիպոլներ, որոնք իրենց հերթին առաջացնում են ակնթարթային դիպոլներ հարևան մոլեկուլներում։ Ակնթարթային դիպոլների շարժումը դառնում է հետևողական, դրանց տեսքը և քայքայումը տեղի են ունենում համաժամանակյա։ Ակնթարթային դիպոլների փոխազդեցության արդյունքում համակարգի էներգիան նվազում է (Նկար 12):

Նկար 12 - Դիսպերսիայի փոխազդեցություն

Խնդրում եմ, օգնեք ինձ լուծել քիմիան: Նշեք կապի տեսակը NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... մոլեկուլներում և ստացել լավագույն պատասխանը.

Պատասխան Օլգա Լյաբինա[գուրու]-ից
1) NH3 պարտատոմսի տիպի կվ. բևեռային. Կապի ձևավորմանը մասնակցում են ազոտի երեք չզույգված էլեկտրոն և ջրածնի մեկը։ Չկան pi կապեր: sp3 հիբրիդացում. Մոլեկուլի ձևը բրգաձև է (մեկ ուղեծրը չի մասնակցում հիբրիդացմանը, քառաեդրոնը վերածվում է բուրգի)
CaCl2 կապի տեսակը իոնային է: Կապի ձևավորումը ներառում է երկու կալցիումի էլեկտրոններ s ուղեծրում, որոնք ընդունում են քլորի երկու ատոմ՝ լրացնելով դրանց երրորդ մակարդակը: չկա pi կապեր, հիբրիդացման տեսակ sp. դրանք գտնվում են տիեզերքում 180 աստիճան անկյան տակ
Al2O3 կապի տեսակը իոնային է: Ալյումինի s և p ուղեծրերից երեք էլեկտրոններ ներգրավված են կապի ձևավորման մեջ, որն ընդունում է թթվածինը՝ լրացնելով դրա երկրորդ մակարդակը։ Օ=Ալ-Օ-Ալ=Օ. Թթվածնի և ալյումինի միջև կան pi կապեր: sp հիբրիդացման տեսակը, ամենայն հավանականությամբ:
BaS կապի տեսակը իոնային է: բարիումի երկու էլեկտրոն ընդունվում է ծծմբով։ Ba=S-ը մեկ պի կապ է: հիբրիդացում sp. Հարթ մոլեկուլ.
2) AgNO3
արծաթը կրճատվում է կաթոդում
K Ag+ + e = Ag
ջուրը օքսիդանում է անոդում
A 2H2O - 4e = O2 + 4H+
Ֆարադեյի օրենքի համաձայն (ինչ էլ որ լինի...) կաթոդում արձակված նյութի զանգվածը (ծավալը) համաչափ է լուծույթով անցնող էլեկտրաէներգիայի քանակին.
m(Ag) = Me/zF *I*t = 32,23 գ
V(O2) = Ve/F *I*t = 1,67 լ

Պատասխան՝-ից 2 պատասխան[գուրու]

Բարեւ Ձեզ! Ահա ձեր հարցի պատասխաններով թեմաների ընտրանի. Օգնեք ինձ լուծել քիմիան, խնդրում եմ: Նշեք կապի տեսակը NH3, CaCl2, Al2O3, BaS մոլեկուլներում...

.

Դուք գիտեք, որ ատոմները կարող են միավորվել միմյանց հետ և ձևավորել ինչպես պարզ, այնպես էլ բարդ նյութեր: Այս դեպքում ձևավորվում են տարբեր տեսակի քիմիական կապեր. իոնային, կովալենտային (ոչ բևեռային և բևեռային), մետաղական և ջրածին:Տարրերի ատոմների ամենակարևոր հատկություններից մեկը, որը որոշում է, թե ինչ կապ է ձևավորվում նրանց միջև՝ իոնային կամ կովալենտ. էլեկտրաբացասականությունն է, այսինքն. ատոմների միացության մեջ էլեկտրոններ դեպի իրեն գրավելու ունակությունը:

Էլեկտրբացասականության պայմանական քանակական գնահատականը տրվում է հարաբերական էլեկտրաբացասականության սանդղակով։

Ժամանակահատվածներում առկա է տարրերի էլեկտրաբացասականության աճի ընդհանուր միտում, իսկ խմբերում՝ դրանց նվազման։ Տարրերը դասավորված են անընդմեջ՝ ըստ իրենց էլեկտրաբացասականության, որի հիման վրա կարելի է համեմատել տարբեր ժամանակաշրջաններում տեղակայված տարրերի էլեկտրաբացասականությունը։

Քիմիական կապի տեսակը կախված է նրանից, թե որքան մեծ է տարրերի միացնող ատոմների էլեկտրաբացասական արժեքների տարբերությունը: Որքան շատ են կապը կազմող տարրերի ատոմները տարբերվում էլեկտրաբացասականությամբ, այնքան ավելի բևեռային է քիմիական կապը։ Քիմիական կապերի տեսակների միջև անհնար է հստակ սահման գծել։ Միացությունների մեծ մասում քիմիական կապի տեսակը միջանկյալ է. օրինակ, բարձր բևեռային կովալենտային քիմիական կապը մոտ է իոնային կապին: Կախված նրանից, թե սահմանափակող դեպքերից որն է քիմիական կապն իր բնույթով ավելի մոտ, այն դասակարգվում է որպես իոնային կամ կովալենտ բևեռային կապ:

Իոնային կապ.

Իոնային կապը ձևավորվում է ատոմների փոխազդեցությամբ, որոնք միմյանցից կտրուկ տարբերվում են էլեկտրաբացասականությամբ։Օրինակ, տիպիկ մետաղները լիթիում (Li), նատրիում (Na), կալիում (K), կալցիում (Ca), ստրոնցիում (Sr), բարիում (Ba) իոնային կապեր են կազմում բնորոշ ոչ մետաղների, հիմնականում հալոգենների հետ։

Բացի ալկալային մետաղների հալոգենիդներից, իոնային կապեր են ձևավորվում նաև այնպիսի միացություններում, ինչպիսիք են ալկալիները և աղերը։ Օրինակ՝ նատրիումի հիդրօքսիդում (NaOH) և նատրիումի սուլֆատում (Na 2 SO 4) իոնային կապեր գոյություն ունեն միայն նատրիումի և թթվածնի ատոմների միջև (մնացած կապերը բևեռային կովալենտ են)։

Կովալենտային ոչ բևեռային կապ.

Երբ փոխազդում են նույն էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմները, ձևավորվում են կովալենտային ոչ բևեռային կապով մոլեկուլներ։Նման կապ գոյություն ունի հետևյալ պարզ նյութերի մոլեկուլներում՝ H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2։ Այս գազերում քիմիական կապերը ձևավորվում են ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի միջոցով, այսինքն. երբ համապատասխան էլեկտրոնային ամպերը համընկնում են՝ էլեկտրոն-միջուկային փոխազդեցության պատճառով, որը տեղի է ունենում, երբ ատոմները մոտենում են միմյանց։

Նյութերի էլեկտրոնային բանաձևերը կազմելիս պետք է հիշել, որ յուրաքանչյուր ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ իրենից ներկայացնում է էլեկտրոնային խտության բարձրացման պայմանական պատկեր, որը բխում է համապատասխան էլեկտրոնային ամպերի համընկնումից:

Կովալենտ բևեռային կապ.

Երբ ատոմները փոխազդում են, որոնց էլեկտրաբացասականության արժեքները տարբերվում են, բայց ոչ կտրուկ, ընդհանուր էլեկտրոնային զույգը տեղափոխվում է ավելի էլեկտրաբացասական ատոմ:Սա քիմիական կապի ամենատարածված տեսակն է, որը հայտնաբերվել է ինչպես անօրգանական, այնպես էլ օրգանական միացություններում:

Կովալենտային կապերը լիովին ներառում են նաև այն կապերը, որոնք ձևավորվում են դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով, օրինակ՝ հիդրոնիումի և ամոնիումի իոններում։

Մետաղական միացում.

Մետաղական իոնների հետ համեմատաբար ազատ էլեկտրոնների փոխազդեցության արդյունքում առաջացած կապը կոչվում է մետաղական կապ։Այս տեսակի կապը բնորոշ է պարզ նյութերին՝ մետաղներին։

Մետաղական կապի ձևավորման գործընթացի էությունը հետևյալն է՝ մետաղի ատոմները հեշտությամբ հրաժարվում են վալենտային էլեկտրոններից և վերածվում դրական լիցքավորված իոնների։ Ատոմից անջատված համեմատաբար ազատ էլեկտրոնները շարժվում են դրական մետաղական իոնների միջև։ Նրանց միջև առաջանում է մետաղական կապ, այսինքն՝ էլեկտրոնները, այսպես ասած, ցեմենտավորում են մետաղների բյուրեղային ցանցի դրական իոնները։

Ջրածնային կապ.

Կապ, որը ձևավորվում է մեկ մոլեկուլի ջրածնի ատոմների և խիստ էլեկտրաբացասական տարրի ատոմների միջև(O, N, F) մեկ այլ մոլեկուլ կոչվում է ջրածնային կապ:

Հարց կարող է առաջանալ՝ ինչու՞ է ջրածինը ստեղծում նման հատուկ քիմիական կապ։

Դա բացատրվում է նրանով, որ ջրածնի ատոմային շառավիղը շատ փոքր է։ Բացի այդ, իր միակ էլեկտրոնը տեղափոխելիս կամ ամբողջությամբ նվիրաբերելիս ջրածինը ձեռք է բերում համեմատաբար բարձր դրական լիցք, որի պատճառով մեկ մոլեկուլի ջրածինը փոխազդում է էլեկտրաբացասական տարրերի ատոմների հետ, որոնք մասնակի բացասական լիցք ունեն, որը մտնում է այլ մոլեկուլների կազմի մեջ (HF): , H 2 O, NH 3) .

Դիտարկենք մի քանի օրինակ։ Մենք սովորաբար ներկայացնում ենք ջրի բաղադրությունը H 2 O քիմիական բանաձևով: Այնուամենայնիվ, սա ամբողջովին ճշգրիտ չէ: Ավելի ճիշտ կլինի ջրի բաղադրությունը նշել (H 2 O)n բանաձևով, որտեղ n = 2,3,4 և այլն: Սա բացատրվում է նրանով, որ ջրի առանձին մոլեկուլները միմյանց հետ կապված են ջրածնային կապերի միջոցով: .

Ջրածնային կապերը սովորաբար նշվում են կետերով։ Այն շատ ավելի թույլ է, քան իոնային կամ կովալենտային կապերը, բայց ավելի ուժեղ, քան սովորական միջմոլեկուլային փոխազդեցությունները։

Ջրածնային կապերի առկայությունը բացատրում է ջրի ծավալի ավելացումը ջերմաստիճանի նվազմամբ։ Դա պայմանավորված է նրանով, որ ջերմաստիճանի նվազման հետ մոլեկուլները ուժեղանում են, հետևաբար դրանց «փաթեթավորման» խտությունը նվազում է:

Օրգանական քիմիան ուսումնասիրելիս առաջացավ հետևյալ հարցը՝ ինչո՞ւ սպիրտների եռման կետերը շատ ավելի բարձր են, քան համապատասխան ածխաջրածինները։ Դա բացատրվում է նրանով, որ ալկոհոլի մոլեկուլների միջեւ առաջանում են նաեւ ջրածնային կապեր։

Սպիրտների եռման ջերմաստիճանի բարձրացում տեղի է ունենում նաև դրանց մոլեկուլների մեծացման պատճառով։

Ջրածնային կապը բնորոշ է նաև շատ այլ օրգանական միացություններին (ֆենոլներ, կարբոքսիլաթթուներ և այլն)։ Օրգանական քիմիայի և ընդհանուր կենսաբանության դասընթացներից դուք գիտեք, որ ջրածնային կապի առկայությունը բացատրում է սպիտակուցների երկրորդական կառուցվածքը, ԴՆԹ-ի կրկնակի պարույրի կառուցվածքը, այսինքն՝ փոխլրացման երևույթը:

ՍԱՀՄԱՆՈՒՄ

Ամոնիակ- ջրածնի նիտրիդ.

Բանաձև – NH 3. Մոլային զանգված – 17 գ/մոլ:

Ամոնիակի ֆիզիկական հատկությունները

Ամոնիակը (NH 3) անգույն գազ է՝ սուր հոտով («ամոնիակի» հոտ), ավելի թեթև, քան օդը, շատ լուծվող ջրում (մեկ ծավալ ջուրը կլուծի մինչև 700 ծավալ ամոնիակ): Ամոնիակի խտացված լուծույթը պարունակում է 25% (զանգվածային) ամոնիակ և ունի 0,91 գ/սմ խտություն:

Ամոնիակի մոլեկուլում ատոմների միջև կապերը կովալենտ են։ AB 3 մոլեկուլի ընդհանուր տեսքը. Ազոտի ատոմի բոլոր վալենտային ուղեծրերը մտնում են հիբրիդացման մեջ, հետևաբար, ամոնիակի մոլեկուլի հիբրիդացման տեսակը sp 3 է։ Ամոնիակն ունի AB 3 E տիպի երկրաչափական կառուցվածք՝ եռանկյուն բուրգ (նկ. 1):

Բրինձ. 1. Ամոնիակի մոլեկուլի կառուցվածքը.

Ամոնիակի քիմիական հատկությունները

Քիմիապես ամոնիակը բավականին ակտիվ է. այն փոխազդում է բազմաթիվ նյութերի հետ։ «-3» ամոնիակում ազոտի օքսիդացման աստիճանը նվազագույն է, ուստի ամոնիակն ունի միայն նվազեցնող հատկություն:

Երբ ամոնիակը ջեռուցվում է հալոգեններով, ծանր մետաղների օքսիդներով և թթվածնով, ձևավորվում է ազոտ.

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

Կատալիզատորի առկայության դեպքում ամոնիակը կարող է օքսիդացվել մինչև ազոտի օքսիդ (II).

4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O (կատալիզատոր - պլատին)

Ի տարբերություն VI և VII խմբերի ոչ մետաղների ջրածնի միացությունների, ամոնիակը թթվային հատկություններ չի ցուցաբերում։ Այնուամենայնիվ, ջրածնի ատոմները նրա մոլեկուլում դեռ կարող են փոխարինվել մետաղի ատոմներով։ Երբ ջրածինը ամբողջությամբ փոխարինվում է մետաղով, առաջանում են միացություններ, որոնք կոչվում են նիտրիդներ, որոնք կարող են ստացվել նաև ազոտի անմիջական փոխազդեցությամբ մետաղի հետ բարձր ջերմաստիճաններում։

Ամոնիակի հիմնական հատկությունները պայմանավորված են ազոտի ատոմի վրա միայնակ զույգ էլեկտրոնների առկայությամբ: Ջրի մեջ ամոնիակի լուծույթը ալկալային է.

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

Երբ ամոնիակը փոխազդում է թթուների հետ, առաջանում են ամոնիումի աղեր, որոնք տաքացնելիս քայքայվում են.

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

NH 4 Cl \u003d NH 3 + HCl (երբ տաքացվում է)

Ամոնիակի արտադրություն

Հատկացնել ամոնիակի արտադրության արդյունաբերական և լաբորատոր մեթոդներ: Լաբորատորիայում ամոնիակը ստացվում է ամոնիումի աղերի լուծույթների վրա ալկալիների ազդեցությամբ, երբ տաքացվում է.

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

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

Այս ռեակցիան որակական է ամոնիումի իոնների համար։

Ամոնիակի կիրառում

Ամոնիակի արտադրությունը աշխարհում ամենակարևոր տեխնոլոգիական գործընթացներից մեկն է: Աշխարհում տարեկան արտադրվում է մոտ 100 մլն տոննա ամոնիակ։ Ամոնիակն ազատվում է հեղուկ վիճակում կամ 25% ջրային լուծույթի` ամոնիակ ջրի տեսքով: Ամոնիակի օգտագործման հիմնական ոլորտներն են ազոտաթթվի (հետագայում ազոտ պարունակող հանքային պարարտանյութերի արտադրությունը), ամոնիումի աղերի, միզանյութի, հեքսամինի, սինթետիկ մանրաթելերի (նեյլոն և նեյլոն) արտադրությունը։ Ամոնիակն օգտագործվում է որպես սառնագենտ արդյունաբերական սառնարաններում և որպես սպիտակեցնող նյութ բամբակի, բուրդի և մետաքսի մաքրման և ներկման համար:

Խնդիրների լուծման օրինակներ

ՕՐԻՆԱԿ 1

Զորավարժություններ	Որքա՞ն է ամոնիակի զանգվածը և ծավալը, որը կպահանջվի 5 տոննա ամոնիումի նիտրատ ստանալու համար:
Լուծում	Եկեք գրենք ամոնիակից և ազոտական ​​թթվից ամոնիումի նիտրատի առաջացման ռեակցիայի հավասարումը. NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 Ըստ ռեակցիայի հավասարման՝ ամոնիումի նիտրատ նյութի քանակը հավասար է 1 մոլի՝ v(NH 4 NO 3) = 1 մոլի։ Այնուհետև ամոնիումի նիտրատի զանգվածը, որը հաշվարկվում է ըստ ռեակցիայի հավասարման. m(NH 4 NO 3) = v(NH 4 NO 3) × M (NH 4 NO 3); m(NH 4 NO 3) = 1×80 = 80 տ Ըստ ռեակցիայի հավասարման՝ ամոնիակային նյութի քանակը նույնպես հավասար է 1 մոլի՝ v(NH 3) = 1 մոլ։ Այնուհետև, ամոնիակի զանգվածը, որը հաշվարկվում է հավասարմամբ. m (NH 3) \u003d v (NH 3) × M (NH 3); մ (NH 3) \u003d 1 × 17 \u003d 17 տ Եկեք համամասնություն կազմենք և գտնենք ամոնիակի զանգվածը (գործնական). x g NH 3 - 5 t NH 4 NO 3 17 տ NH 3 – 80 տ NH 4 NO 3 x \u003d 17 × 5 / 80 \u003d 1.06 մ (NH 3) \u003d 1,06 տ Ամոնիակի ծավալը գտնելու համար մենք կկազմենք նմանատիպ համամասնություն. 1,06 գ NH 3 - xl NH 3 17 տ NH 3 - 22,4 × 10 3 մ 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 մ 3
Պատասխանել	Ամոնիակի զանգվածը՝ 1,06 տոննա, ամոնիակի ծավալը՝ 1,4 × 10 մ