169338 0
Każdy atom ma określoną liczbę elektronów.
Wchodząc w reakcje chemiczne, atomy oddają, zyskują lub dzielą elektrony, uzyskując najbardziej stabilną konfigurację elektronową. Konfiguracja o najniższej energii (jak w przypadku atomów gazu szlachetnego) okazuje się najbardziej stabilna. Ten wzór nazywa się „regułą oktetu” (ryc. 1).
Ryż. 1.
Ta zasada dotyczy każdego rodzaje połączeń. Połączenia elektroniczne między atomami pozwalają im tworzyć stabilne struktury, od najprostszych kryształów po złożone biomolekuły, które ostatecznie tworzą żywe systemy. Różnią się od kryształów ciągłym metabolizmem. Jednocześnie wiele reakcji chemicznych przebiega zgodnie z mechanizmami przelew elektrowniczny, które odgrywają kluczową rolę w procesach energetycznych w organizmie.
Wiązanie chemiczne to siła, która utrzymuje razem dwa lub więcej atomów, jonów, cząsteczek lub dowolną ich kombinację.
Charakter wiązania chemicznego jest uniwersalny: jest to elektrostatyczna siła przyciągania pomiędzy ujemnie naładowanymi elektronami i dodatnio naładowanymi jądrami, określona przez konfigurację elektronów zewnętrznej powłoki atomów. Nazywa się zdolność atomu do tworzenia wiązań chemicznych wartościowość, Lub stan utlenienia. Koncepcja elektrony walencyjne- elektrony tworzące wiązania chemiczne, czyli znajdujące się na orbitaliach o najwyższych energiach. Odpowiednio nazywa się zewnętrzną powłokę atomu zawierającą te orbitale powłoka walencyjna. Obecnie nie wystarczy wskazać obecność wiązania chemicznego, ale konieczne jest określenie jego rodzaju: jonowe, kowalencyjne, dipolowo-dipolowe, metaliczne.
Pierwszy rodzaj połączenia tojoński połączenie
Zgodnie z teorią wartościowości elektronicznej Lewisa i Kossela atomy mogą osiągnąć stabilną konfigurację elektronową na dwa sposoby: po pierwsze, tracąc elektrony, stając się kationy, po drugie, zdobywanie ich, zamienianie się w aniony. W wyniku przeniesienia elektronów, pod wpływem elektrostatycznej siły przyciągania pomiędzy jonami o ładunkach o przeciwnych znakach, powstaje wiązanie chemiczne, zwane przez Kossela „ elektrowalentny"(teraz nazywany joński).
W tym przypadku aniony i kationy tworzą stabilną konfigurację elektronową z wypełnioną zewnętrzną powłoką elektronową. Typowe wiązania jonowe powstają z kationów grup T i II układu okresowego oraz anionów pierwiastków niemetalicznych z grup VI i VII (odpowiednio 16 i 17 podgrup, chalkogeny I halogeny). Wiązania związków jonowych są nienasycone i bezkierunkowe, dzięki czemu zachowują możliwość oddziaływania elektrostatycznego z innymi jonami. Na ryc. Ryciny 2 i 3 przedstawiają przykłady wiązań jonowych odpowiadające modelowi przeniesienia elektronu Kossela.
Ryż. 2.
Ryż. 3. Wiązanie jonowe w cząsteczce soli kuchennej (NaCl)
W tym miejscu należy przypomnieć niektóre właściwości, które wyjaśniają zachowanie substancji w przyrodzie, w szczególności rozważyć ideę kwasy I powodów.
Wodne roztwory wszystkich tych substancji są elektrolitami. Różnie zmieniają kolor wskaźniki. Mechanizm działania wskaźników odkrył F.V. Ostwalda. Pokazał, że wskaźnikami są słabe kwasy lub zasady, których kolor różni się w stanie niezdysocjowanym i zdysocjowanym.
Zasady mogą neutralizować kwasy. Nie wszystkie zasady są rozpuszczalne w wodzie (na przykład niektóre związki organiczne, które nie zawierają grup OH, są nierozpuszczalne, w szczególności trietyloamina N(C 2 H 5) 3); zasady rozpuszczalne alkalia.
Wodne roztwory kwasów ulegają charakterystycznym reakcjom:
a) z tlenkami metali - z tworzeniem się soli i wody;
b) z metalami - z tworzeniem się soli i wodoru;
c) z węglanami - z tworzeniem się soli, WSPÓŁ 2 i N 2 O.
Właściwości kwasów i zasad opisuje kilka teorii. Zgodnie z teorią S.A. Arrheniusa, kwas jest substancją, która dysocjuje, tworząc jony N+ , podczas gdy zasada tworzy jony ON- . Teoria ta nie uwzględnia istnienia zasad organicznych, które nie mają grup hydroksylowych.
Zgodnie z proton Według teorii Brønsteda i Lowry'ego kwas to substancja zawierająca cząsteczki lub jony oddające protony ( dawcy protony), a zasada to substancja składająca się z cząsteczek lub jonów, które przyjmują protony ( akceptory protony). Należy pamiętać, że w roztworach wodnych jony wodoru występują w postaci uwodnionej, to znaczy w postaci jonów hydroniowych H3O+ . Teoria ta opisuje reakcje nie tylko z wodą i jonami wodorotlenkowymi, ale także te prowadzone w nieobecności rozpuszczalnika lub z rozpuszczalnikiem niewodnym.
Na przykład w reakcji między amoniakiem N.H. 3 (słaba zasada) i chlorowodór w fazie gazowej powstaje stały chlorek amonu, a w równowagowej mieszaninie dwóch substancji zawsze znajdują się 4 cząstki, z czego dwie to kwasy, a dwie pozostałe to zasady:
Ta mieszanina równowagowa składa się z dwóch sprzężonych par kwasów i zasad:
1)N.H. 4+ i N.H. 3
2) HCl I kl ‑
Tutaj w każdej parze koniugatów kwas i zasada różnią się o jeden proton. Każdy kwas ma sprzężoną zasadę. Mocny kwas ma słabą sprzężoną zasadę, a słaby kwas ma silną sprzężoną zasadę.
Teoria Brønsteda-Lowry'ego pomaga wyjaśnić wyjątkową rolę wody dla życia biosfery. Woda, w zależności od substancji, z którą wchodzi w interakcję, może wykazywać właściwości kwasu lub zasady. Na przykład w reakcjach z wodnymi roztworami kwasu octowego woda jest zasadą, a w reakcjach z wodnymi roztworami amoniaku jest kwasem.
1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH3 COO- . Tutaj cząsteczka kwasu octowego przekazuje proton cząsteczce wody;
2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ON- . Tutaj cząsteczka amoniaku przyjmuje proton z cząsteczki wody.
Zatem woda może tworzyć dwie pary koniugatów:
1) H2O(kwas) i ON- (zasada sprzężona)
2) H3O+ (kwas) i H2O(zasada sprzężona).
W pierwszym przypadku woda oddaje proton, a w drugim go przyjmuje.
Ta właściwość nazywa się amfiprotonizm. Substancje, które mogą reagować zarówno z kwasami, jak i zasadami, nazywane są amfoteryczny. Substancje takie często występują w żywej przyrodzie. Na przykład aminokwasy mogą tworzyć sole zarówno z kwasami, jak i zasadami. Dlatego peptydy łatwo tworzą związki koordynacyjne z obecnymi jonami metali.
Zatem charakterystyczną właściwością wiązania jonowego jest całkowity ruch elektronów wiążących do jednego z jąder. Oznacza to, że pomiędzy jonami znajduje się obszar, w którym gęstość elektronów jest bliska zeru.
Drugi rodzaj połączenia tokowalencyjny połączenie
Atomy mogą tworzyć stabilne konfiguracje elektroniczne, dzieląc się elektronami.
Takie wiązanie powstaje, gdy para elektronów jest współdzielona pojedynczo od wszystkich atom. W tym przypadku elektrony z wiązań wspólnych są równomiernie rozmieszczone pomiędzy atomami. Przykłady wiązań kowalencyjnych obejmują homojądrowy dwuatomowy cząsteczki H 2 , N 2 , F 2. Ten sam typ połączenia występuje w alotropach O 2 i ozon O 3 i dla cząsteczki wieloatomowej S 8 i także cząsteczki heterojądrowe chlorek wodoru HCl, dwutlenek węgla WSPÓŁ 2, metan CH 4, etanol Z 2 N 5 ON, sześciofluorek siarki SF 6, acetylen Z 2 N 2. Wszystkie te cząsteczki mają te same elektrony, a ich wiązania są nasycone i skierowane w ten sam sposób (ryc. 4).
Dla biologów ważne jest, aby wiązania podwójne i potrójne miały zmniejszone kowalencyjne promienie atomowe w porównaniu z wiązaniem pojedynczym.
Ryż. 4. Wiązanie kowalencyjne w cząsteczce Cl2.
Wiązania jonowe i kowalencyjne to dwa skrajne przypadki wielu istniejących typów wiązań chemicznych, a w praktyce większość wiązań ma charakter pośredni.
Związki dwóch pierwiastków znajdujących się na przeciwległych końcach tego samego lub różnych okresów układu okresowego tworzą przeważnie wiązania jonowe. W miarę jak pierwiastki zbliżają się do siebie w pewnym okresie, charakter jonowy ich związków maleje, a charakter kowalencyjny wzrasta. Na przykład halogenki i tlenki pierwiastków po lewej stronie układu okresowego tworzą głównie wiązania jonowe ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), a te same związki pierwiastków po prawej stronie tabeli są kowalencyjne ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glukoza C 6 H 12 O 6, etanol C2H5OH).
Wiązanie kowalencyjne ma z kolei jeszcze jedną modyfikację.
W jonach wieloatomowych i złożonych cząsteczkach biologicznych oba elektrony mogą pochodzić tylko z jeden atom. Nazywa się to dawca para elektronów. Atom, który dzieli tę parę elektronów z dawcą, nazywa się akceptor para elektronów. Ten typ wiązania kowalencyjnego nazywa się koordynacja (dawca-akceptor, Lubcelownik) Komunikacja(ryc. 5). Ten typ wiązania jest najważniejszy w biologii i medycynie, ponieważ chemię najważniejszych dla metabolizmu pierwiastków D w dużej mierze opisują wiązania koordynacyjne.
Figa. 5.
Z reguły w złożonym związku atom metalu działa jako akceptor pary elektronów; wręcz przeciwnie, w wiązaniach jonowych i kowalencyjnych atom metalu jest donorem elektronów.
Istotę wiązania kowalencyjnego i jego odmianę - wiązanie koordynacyjne - można wyjaśnić za pomocą innej teorii kwasów i zasad zaproponowanej przez GN. Chwytak. Rozszerzył nieco koncepcję semantyczną terminów „kwas” i „zasada” zgodnie z teorią Brønsteda-Lowry'ego. Teoria Lewisa wyjaśnia naturę powstawania jonów złożonych i udział substancji w reakcjach podstawienia nukleofilowego, czyli w tworzeniu CS.
Według Lewisa kwas to substancja zdolna do tworzenia wiązania kowalencyjnego poprzez przyjęcie pary elektronów z zasady. Zasada Lewisa to substancja posiadająca wolną parę elektronów, która oddając elektrony, tworzy wiązanie kowalencyjne z kwasem Lewisa.
Oznacza to, że teoria Lewisa rozszerza zakres reakcji kwasowo-zasadowych także na reakcje, w których protony w ogóle nie uczestniczą. Co więcej, sam proton, zgodnie z tą teorią, jest również kwasem, ponieważ jest w stanie przyjąć parę elektronów.
Zatem zgodnie z tą teorią kationy to kwasy Lewisa, a aniony to zasady Lewisa. Przykładem mogą być następujące reakcje:
Zauważono powyżej, że podział substancji na jonowe i kowalencyjne jest względny, ponieważ w cząsteczkach kowalencyjnych nie zachodzi całkowite przeniesienie elektronów z atomów metalu do atomów akceptora. W związkach z wiązaniami jonowymi każdy jon znajduje się w polu elektrycznym jonów o przeciwnym znaku, zatem są one wzajemnie spolaryzowane, a ich powłoki ulegają deformacji.
Polaryzowalność określony przez strukturę elektronową, ładunek i wielkość jonu; dla anionów jest ona wyższa niż dla kationów. Największą polaryzowalnością wśród kationów charakteryzują się kationy o większym ładunku i mniejszym rozmiarze, np. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Ma silne działanie polaryzujące N+ . Ponieważ wpływ polaryzacji jonów jest dwukierunkowy, zmienia to znacząco właściwości tworzących się przez nie związków.
Trzeci rodzaj połączenia todipol-dipol połączenie
Oprócz wymienionych rodzajów komunikacji istnieją również dipol-dipol międzycząsteczkowy interakcji, tzw van der Waalsa .
Siła tych oddziaływań zależy od charakteru cząsteczek.
Istnieją trzy rodzaje oddziaływań: dipol trwały - dipol trwały ( dipol-dipol atrakcja); dipol stały - dipol indukowany ( wprowadzenie atrakcja); chwilowy dipol - dipol indukowany ( dyspersyjny atrakcja lub siły londyńskie; Ryż. 6).
Ryż. 6.
Tylko cząsteczki z polarnymi wiązaniami kowalencyjnymi mają moment dipol-dipol ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), a siła wiązania wynosi 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10-30 kulombometrów - C × m).
W biochemii istnieje inny rodzaj połączenia - wodór połączenie, które jest przypadkiem ograniczającym dipol-dipol atrakcja. Wiązanie to powstaje w wyniku przyciągania pomiędzy atomem wodoru i małym atomem elektroujemnym, najczęściej tlenem, fluorem i azotem. W przypadku dużych atomów o podobnej elektroujemności (takich jak chlor i siarka) wiązanie wodorowe jest znacznie słabsze. Atom wodoru wyróżnia się jedną istotną cechą: gdy elektrony wiążące zostaną oderwane, jego jądro - proton - zostaje odsłonięte i nie jest już osłonięte przez elektrony.
Dlatego atom zamienia się w duży dipol.
Wiązanie wodorowe, w przeciwieństwie do wiązania van der Waalsa, powstaje nie tylko podczas oddziaływań międzycząsteczkowych, ale także w obrębie jednej cząsteczki - wewnątrzcząsteczkowy wiązanie wodorowe. Wiązania wodorowe odgrywają ważną rolę w biochemii, np. stabilizują strukturę białek w postaci a-helisy, czy tworzą podwójną helisę DNA (ryc. 7).
Ryc.7.
Wiązania wodorowe i van der Waalsa są znacznie słabsze niż wiązania jonowe, kowalencyjne i koordynacyjne. Energię wiązań międzycząsteczkowych podano w tabeli. 1.
Tabela 1. Energia sił międzycząsteczkowych
Notatka: Stopień oddziaływań międzycząsteczkowych odzwierciedla entalpia topnienia i parowania (wrzenia). Związki jonowe wymagają znacznie więcej energii do oddzielenia jonów niż do oddzielenia cząsteczek. Entalpia topnienia związków jonowych jest znacznie wyższa niż związków molekularnych.
Czwartym rodzajem połączenia jestpołączenie metalowe
Wreszcie istnieje inny rodzaj wiązań międzycząsteczkowych - metal: połączenie jonów dodatnich siatki metalowej ze swobodnymi elektronami. Tego typu połączenie nie występuje w obiektach biologicznych.
Z krótkiego przeglądu typów wiązań jeden szczegół staje się jasny: ważnym parametrem atomu lub jonu metalu - donora elektronów, a także atomu - akceptora elektronów, jest jego rozmiar.
Nie wchodząc w szczegóły, zauważamy, że promienie kowalencyjne atomów, promienie jonowe metali i promienie van der Waalsa oddziałujących cząsteczek rosną wraz ze wzrostem ich liczby atomowej w grupach układu okresowego. W tym przypadku wartości promieni jonów są najmniejsze, a promienie van der Waalsa są największe. Z reguły podczas przesuwania się w dół grupy promienie wszystkich elementów, zarówno kowalencyjnych, jak i van der Waalsa, rosną.
Największe znaczenie dla biologów i lekarzy mają koordynacja(dawca-akceptor) wiązania rozpatrywane w chemii koordynacyjnej.
Bionieorganiczne medyczne. G.K. Baraszkow
Wiązanie chemiczne.
Ćwiczenia.
1. Określ rodzaj wiązania chemicznego w następujących substancjach:
Substancja | Chlorek fosforu | Kwas Siarkowy | |||
Typ komunikacji | |||||
Substancja | Tlenek baru | ||||
Typ komunikacji |
2. Podkreślić substancje w których MIĘDZY cząsteczkami istnieje wiązanie wodorowe:
dwutlenek siarki; lód; ozon; etanol; etylen; kwas octowy; fluorowodór.
3. Jak wpływają długość wiązania, siła i polarność- promienie atomów, ich elektroujemność, krotność wiązań?
A) Im większy promień atomy tworzące wiązanie, tzw długość łącza _______
B) Im większa wielokrotność (pojedyncze, podwójne lub potrójne) wiązania, więc jest wytrzymałość ____________________
V) Im większa różnica elektroujemności między dwoma atomami, polaryzacja wiązania ____________
4. Porównywać długość, siła i polarność wiązań w cząsteczkach:
a) długość wiązania: HCl ___HBr
b) siła wiązania PH3_______NH3
c) polarność wiązania CCl4 ______CH4
d) siła wiązania: N2 _______O2
e) długość wiązania między atomami węgla w etylenie i acetylenie: __________
f) polarność wiązań w NH3_________H2O
Testy. A4 Wiązanie chemiczne.
1. Wartościowość atomu wynosi
1) liczba wiązań chemicznych utworzonych przez dany atom w związku
2) stopień utlenienia atomu
3) liczba elektronów oddanych lub odebranych
4) liczbę elektronów brakujących do uzyskania konfiguracji elektronowej najbliższego gazu obojętnego
O. Kiedy tworzy się wiązanie chemiczne, zawsze uwalniana jest energia
B. Energia wiązania podwójnego jest mniejsza niż energii wiązania pojedynczego.
1) tylko A jest prawdziwe 2) tylko B jest prawdziwe 3) oba sądy są prawidłowe 4) oba sądy są błędne
3. W substancjach powstałych w wyniku połączenia identyczny atomy, wiązanie chemiczne
1) jonowy 2) kowalencyjny polarny 3) wodór 4) kowalencyjny niepolarny
4. Związki z kowalencyjnym wiązaniem polarnym i kowalencyjnym niepolarnym są odpowiednio
1) woda i siarkowodór 2) bromek potasu i azot
5. Dzięki wspólnej parze elektronów w związku powstaje wiązanie chemiczne
1) KI 2) HBr 3) Li2O 4) NaBr
6. Wybierz parę substancji, w których wszystkie wiązania są kowalencyjne:
1) NaCl, HCl 2) CO2, BaO 3) CH3Cl, CH3Na 4) SO2, NO2
7. Substancja z polarnym wiązaniem kowalencyjnym ma wzór
1)KCl 2)HBr 3)P4 4)CaCl2
8. Związek z jonowym wiązaniem chemicznym
1) chlorek fosforu 2) bromek potasu 3) tlenek azotu (II) 4) bar
9. W amoniaku i chlorku baru wiązanie chemiczne jest odpowiednio
1) jonowy i kowalencyjny polarny 2) kowalencyjny niepolarny i jonowy 3) kowalencyjny polarny i jonowy 4) kowalencyjny niepolarny i metaliczny
10. Substancje z kowalencyjnym wiązaniem polarnym są
1) tlenek siarki (IV) 2) tlen 3) wodorek wapnia 4) diament
11. W której serii znajdują się substancje posiadające tylko polarne wiązania kowalencyjne:
1) CH4 H2 Cl2 2) NH3 HBr CO2 3) PCl3 KCl CCl4 4) H2S SO2 LiF
12. W której serii znajdują się substancje posiadające wyłącznie wiązania jonowe:
1) F2O LiF SF4 2) PCl3 NaCl CO2 3) KF Li2O BaCl2 4) CaF2 CH4 CCl4
13. Powstaje związek z wiązaniem jonowym podczas interakcji
1) CH4 i O2 2) NH3 i HCl 3) C2H6 i HNO3 4) SO3 i H2O
14. W jakiej substancji wszystkie wiązania chemiczne są kowalencyjne niepolarne?
1) Diament 2) Tlenek węgla (IV) 3) Złoto 4) Metan
15. Połączenie utworzone pomiędzy elementami o numerach seryjnych 15 i 53
1) jonowy 2) metal
3) kowalencyjny niepolarny 4) kowalencyjny polarny
16. Wiązanie wodorowe jest uformowany między Cząsteczki
1) etan 2) benzen 3) wodór 4) etanol
17. Jaka substancja zawiera wiązania wodorowe?
1) Siarkowodór 2) Lód 3) Bromowodór 4) Benzen
18. Która substancja zawiera zarówno jonowe, jak i kowalencyjne wiązania chemiczne?
1) Chlorek sodu 2) Chlorowodór 3) Siarczan sodu 4) Kwas fosforowy
19. Wiązanie chemiczne w cząsteczce ma wyraźniejszy charakter jonowy
1) bromek litu 2) chlorek miedzi 3) węglik wapnia 4) fluorek potasu
20. Trzy wspólne pary elektronów tworzą wiązanie kowalencyjne w cząsteczce 1) azotu 2) siarkowodoru 3) metanu 4) chloru
21. Ile elektronów bierze udział w tworzeniu wiązań chemicznych w cząsteczce wody?4) 18
22. Cząsteczka zawiera cztery wiązania kowalencyjne: 1) CO2 2) C2H4 3) P4 4) C3H4
23. Liczba wiązań w cząsteczkach rośnie szeregowo
1) CHCl3, CH4 2) CH4, SO3 3) CO2, CH4 4) SO2, NH3
24. W jakim związku powstaje wiązanie kowalencyjne pomiędzy atomami? poprzez mechanizm donor-akceptor? 1) KCl 2) CCl4 3) NH4Cl 4) CaCl2
25. Która z poniższych cząsteczek potrzebuje najmniej energii, aby rozłożyć się na atomy? 1) HI 2) H2 3) O2 4) CO
26. Wskaż cząsteczkę, w której energia wiązania jest największa:
1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F
27. Wskaż cząsteczkę, w której wiązanie chemiczne jest najsilniejsze:
1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI
28. Wskaż szereg charakteryzujący się wzrostem długości wiązania chemicznego
1)O2, N2, F2, Cl2 2)N2, O2, F2, Cl2 3)F2, N2, O2, Cl2 4)N2, O2, Cl2, F2
29. Długość wiązania E-O rośnie w szeregu
1) tlenek krzemu (IV), tlenek węgla (IV)
2) tlenek siarki(IV), tlenek telluru(IV).
3) tlenek strontu, tlenek berylu
4) tlenek siarki(IV), tlenek węgla(IV)
30. W szeregu CH4 – SiH4 występuje zwiększyć
1) siła wiązania 2) właściwości utleniające
3) długości wiązań 4) polaryzacje wiązań
31. W jakim rzędzie ułożone są cząsteczki według rosnącej polarności wiązań?
1) HF, HCl, HBr 2) H2Se, H2S, H2O 3) NH3, PH3, AsH3 4) CO2, CS2, CSe2
32. Najbardziej polarne wiązanie kowalencyjne w cząsteczce to:
1) CH4 2) CF4 3) CCl4 4) CBr4
33.Wskaż rząd, w którym zwiększa się polaryzacja:
1)AgF, F2, HF 2)Cl2, HCl, NaCl 3)CuO, CO, O2 4) KBr, NaCl, KF
Kowalencyjne wiązanie chemiczne, jego odmiany i mechanizmy powstawania. Charakterystyka wiązań kowalencyjnych (biegunowość i energia wiązania). Wiązanie jonowe. Połączenie metalowe. Wiązanie wodorowe.
1. W amoniaku i chlorku baru wiązanie chemiczne jest odpowiednio
1) polarny jonowy i kowalencyjny
2) kowalencyjny polarny i jonowy
3) kowalencyjne niepolarne i metaliczne
4) kowalencyjne niepolarne i jonowe
2. Substancje posiadające wyłącznie wiązania jonowe wymieniono w następujących seriach:
1) F2, CCl4, KS1
2) NaBr, Na2O, KI
3. W wyniku interakcji powstaje związek z wiązaniem jonowym
3) C2H6 i HNO3
4. W jakim szeregu wszystkie substancje mają polarne wiązanie kowalencyjne?
1) HCl, NaCl. Cl2
4) NaBr. HBr. WSPÓŁ
5. W jakich seriach znajdują się wzory substancji tylko kowalencyjnie polarnych
1) C12, NO2, HC1
6. Charakterystyczne jest kowalencyjne wiązanie niepolarne
1) C12 2) SO3 3) CO 4) SiO2
7. Substancja z polarnym wiązaniem kowalencyjnym to
1) C12 2) NaBr 3) H2S 4) MgCl2
8. Substancja z wiązaniem kowalencyjnym to
1) CaC12 2) MgS 3) H2S 4) NaBr
9. Substancja z kowalencyjnym wiązaniem niepolarnym ma wzór
1) NH3 2) Cu 3) H2S 4) I2
10. Substancje z niepolarnymi wiązaniami kowalencyjnymi są
1) woda i diament
2) wodór i chlor
3) miedź i azot
4) brom i metan
11. Wiązanie chemiczne powstaje pomiędzy atomami o tej samej względnej elektroujemności
2) kowalencyjny polarny
3) kowalencyjny niepolarny
4) wodór
12. Charakterystyczne są kowalencyjne wiązania polarne
1) KC1 2) HBr 3) P4 4) CaCl2
13. Pierwiastek chemiczny, w atomie którego elektrony są rozmieszczone pomiędzy warstwami w następujący sposób: 2, 8, 8, 2 tworzy wiązanie chemiczne z wodorem
1) kowalencyjny polarny
2) kowalencyjny niepolarny
4) metal
14. W cząsteczce jakiej substancji wiązanie między atomami węgla ma najdłuższą długość?
1) acetylen 2) etan 3) eten 4) benzen
15. Trzy wspólne pary elektronów tworzą wiązanie kowalencyjne w cząsteczce
2) siarkowodór
16. Pomiędzy cząsteczkami tworzą się wiązania wodorowe
1) eter dimetylowy
2) metanol
3) etylen
4) octan etylu
17. Polaryzacja wiązania jest najbardziej wyraźna w cząsteczce
1) HI 2) HC1 3) HF 4) NVg
18. Substancje z niepolarnymi wiązaniami kowalencyjnymi są
1) woda i diament
2) wodór i chlor
3) miedź i azot
4) brom i metan
19. Wiązanie wodorowe nie jest typowe dla substancji
1) H2O 2) CH4 3) NH3 4) CH3OH
20. Kowalencyjne wiązanie polarne jest charakterystyczne dla każdej z dwóch substancji, których wzory są
2) CO2 i K2O
4) CS2 i RS15
21. Najsłabsze wiązanie chemiczne w cząsteczce
1) fluor 2) chlor 3) brom 4) jod
22. Która substancja ma najdłuższe wiązanie chemiczne w swojej cząsteczce?
1) fluor 2) chlor 3) brom 4) jod
23. Każda z substancji wskazanych w szeregu posiada wiązania kowalencyjne:
1) C4H10, NO2, NaCl
2) CO, CuO, CH3Cl
4) C6H5NO2, F2, CC14
24. Każda z substancji wskazanych w serii ma wiązanie kowalencyjne:
1) CaO, C3H6, S8
2) Fe. NaNO3, CO
3) N2, CuCO3, K2S
4) C6H5N02, SO2, CHC13
25. Każda z substancji wskazanych w serii ma wiązanie kowalencyjne:
1) C3H4, NO, Na2O
2) CO, CH3C1, PBr3
3) Р2Оз, NaHSO4, Cu
4) C6H5NO2, NaF, CC14
26. Każda z substancji wskazanych w serii ma wiązania kowalencyjne:
1) C3Ha, NO2, NaF
2) KS1, CH3Cl, C6H12O6
3) P2O5, NaHSO4, Ba
4) C2H5NH2, P4, CH3OH
27. Polaryzacja wiązań jest najbardziej widoczna w cząsteczkach
1) siarkowodór
3) fosfina
4) chlorowodór
28. W cząsteczce jakiej substancji wiązania chemiczne są najsilniejsze?
29. Wśród substancji NH4Cl, CsCl, NaNO3, PH3, HNO3 - liczba związków z wiązaniami jonowymi jest równa
30. Wśród substancji (NH4)2SO4, Na2SO4, CaI2, I2, CO2 - liczba związków z wiązaniem kowalencyjnym jest równa
Odpowiedzi: 1-2, 2-2, 3-4, 4-3, 5-4, 6-1, 7-3, 8-3, 9-4, 10-2, 11-3, 12-2, 13-3, 14-2, 15-1, 16-2, 17-3, 18-2, 19-2, 20-4, 21-4, 22-4, 23-4, 24-4, 25- 2, 26-4, 27-4, 28-1, 29-3, 30-4
Charakterystyka wiązań chemicznych
Doktryna wiązania chemicznego stanowi podstawę całej chemii teoretycznej. Wiązanie chemiczne jest rozumiane jako oddziaływanie atomów, które wiąże je w cząsteczki, jony, rodniki i kryształy. Istnieją cztery rodzaje wiązań chemicznych: jonowe, kowalencyjne, metaliczne i wodór. W tych samych substancjach można znaleźć różne typy wiązań.
1. W zasadach: pomiędzy atomami tlenu i wodoru w grupach hydroksylowych wiązanie jest polarne kowalencyjne, a pomiędzy metalem a grupą hydroksylową jonowe.
2. W solach kwasów zawierających tlen: pomiędzy atomem niemetalu a tlenem reszty kwasowej - kowalencyjna polarna i pomiędzy metalem a resztą kwasową - jonowa.
3. W solach amonowych, metyloamoniowych itp. pomiędzy atomami azotu i wodoru występuje polarny kowalencyjny, a pomiędzy jonami amonowymi lub metyloamoniowymi a resztą kwasową – jonowy.
4. W nadtlenkach metali (na przykład Na 2 O 2) wiązanie między atomami tlenu jest kowalencyjne, niepolarne, a między metalem a tlenem jest jonowe itp.
Powodem jedności wszystkich typów i typów wiązań chemicznych jest ich identyczny charakter chemiczny - oddziaływanie elektron-jądro. W każdym przypadku utworzenie wiązania chemicznego jest wynikiem oddziaływania elektronowo-jądrowego atomów, któremu towarzyszy uwolnienie energii.
Metody tworzenia wiązania kowalencyjnego
Kowalencyjne wiązanie chemiczne to wiązanie powstające pomiędzy atomami w wyniku tworzenia się wspólnych par elektronów.
Związki kowalencyjne to zwykle gazy, ciecze lub ciała stałe o stosunkowo niskiej temperaturze topnienia. Jednym z nielicznych wyjątków jest diament, który topi się w temperaturze powyżej 3500 °C. Wyjaśnia to struktura diamentu, który jest ciągłą siecią kowalencyjnie związanych atomów węgla, a nie zbiorem pojedynczych cząsteczek. Tak naprawdę każdy kryształ diamentu, niezależnie od jego wielkości, to jedna wielka cząsteczka.
Wiązanie kowalencyjne powstaje, gdy elektrony dwóch atomów niemetalu łączą się. Powstała struktura nazywana jest cząsteczką.
Mechanizmem powstawania takiego wiązania może być wymiana lub dawca-akceptor.
W większości przypadków dwa związane kowalencyjnie atomy mają różną elektroujemność, a wspólne elektrony nie należą do obu atomów w równym stopniu. W większości przypadków są bliżej jednego atomu niż drugiego. Na przykład w cząsteczce chlorowodoru elektrony tworzące wiązanie kowalencyjne znajdują się bliżej atomu chloru, ponieważ jego elektroujemność jest wyższa niż wodoru. Jednakże różnica w zdolności przyciągania elektronów nie jest na tyle duża, aby nastąpiło całkowite przeniesienie elektronów z atomu wodoru do atomu chloru. Dlatego wiązanie pomiędzy atomami wodoru i chloru można uznać za skrzyżowanie wiązania jonowego (całkowite przeniesienie elektronu) z niepolarnym wiązaniem kowalencyjnym (symetryczne ułożenie pary elektronów pomiędzy dwoma atomami). Częściowy ładunek atomów jest oznaczony grecką literą δ. Takie wiązanie nazywa się polarnym wiązaniem kowalencyjnym, a cząsteczkę chlorowodoru nazywa się polarną, to znaczy ma koniec naładowany dodatnio (atom wodoru) i koniec naładowany ujemnie (atom chloru).
1. Mechanizm wymiany działa, gdy atomy tworzą wspólne pary elektronów, łącząc niesparowane elektrony.
1) H2 - wodór.
Wiązanie zachodzi w wyniku utworzenia wspólnej pary elektronów przez s-elektrony atomów wodoru (nakładające się s-orbitale).
2) HCl - chlorowodór.
Wiązanie zachodzi w wyniku utworzenia wspólnej pary elektronów s- i p-elektronów (nakładające się orbitale s-p).
3) Cl 2: W cząsteczce chloru powstaje wiązanie kowalencyjne z powodu niesparowanych elektronów p (nakładające się orbitale p-p).
4) N 2: W cząsteczce azotu między atomami powstają trzy wspólne pary elektronów.
Mechanizm donor-akceptor tworzenia wiązań kowalencyjnych
Dawca ma parę elektronów akceptor- wolny orbital, który może zajmować ta para. W jonie amonowym wszystkie cztery wiązania z atomami wodoru są kowalencyjne: trzy powstały w wyniku utworzenia wspólnych par elektronów przez atom azotu i atomy wodoru zgodnie z mechanizmem wymiany, jedno - poprzez mechanizm donor-akceptor. Wiązania kowalencyjne klasyfikuje się ze względu na sposób nakładania się orbitali elektronów oraz ich przemieszczenie w kierunku jednego ze związanych atomów. Nazywa się wiązania chemiczne powstałe w wyniku nakładania się orbitali elektronów wzdłuż linii wiązania σ - połączenia(wiązania sigma). Wiązanie sigma jest bardzo silne.
Orbitale p mogą nakładać się na siebie w dwóch obszarach, tworząc wiązanie kowalencyjne poprzez boczne nakładanie się.
Wiązania chemiczne powstałe w wyniku „bocznego” nakładania się orbitali elektronowych poza linię wiązania, czyli w dwóch obszarach, nazywane są wiązaniami pi.
W zależności od stopnia przemieszczenia wspólnych par elektronów do jednego z połączonych atomów, wiązanie kowalencyjne może być polarne lub niepolarne. Kowalencyjne wiązanie chemiczne utworzone między atomami o tej samej elektroujemności nazywa się niepolarnym. Pary elektronów nie są przesunięte w stronę żadnego z atomów, ponieważ atomy mają tę samą elektroujemność - właściwość przyciągania elektronów walencyjnych z innych atomów. Na przykład,
to znaczy cząsteczki prostych substancji niemetalowych powstają w wyniku kowalencyjnego wiązania niepolarnego. Kowalencyjne wiązanie chemiczne pomiędzy atomami pierwiastków o różnej elektroujemności nazywa się polarnymi.
Na przykład NH3 oznacza amoniak. Azot jest pierwiastkiem bardziej elektroujemnym niż wodór, więc wspólne pary elektronów są przesunięte w stronę jego atomu.
Charakterystyka wiązania kowalencyjnego: długość i energia wiązania
Charakterystycznymi właściwościami wiązania kowalencyjnego są jego długość i energia. Długość wiązania to odległość pomiędzy jądrami atomowymi. Im krótsza długość wiązania chemicznego, tym jest ono silniejsze. Jednakże miarą siły wiązania jest energia wiązania, która jest określana na podstawie ilości energii potrzebnej do rozerwania wiązania. Zwykle mierzy się go w kJ/mol. Zatem, zgodnie z danymi doświadczalnymi, długości wiązań cząsteczek H2, Cl2 i N2 wynoszą odpowiednio 0,074, 0,198 i 0,109 nm, a energie wiązań wynoszą odpowiednio 436, 242 i 946 kJ/mol.
Jony. Wiązanie jonowe
Istnieją dwie główne możliwości, aby atom przestrzegał reguły oktetu. Pierwszym z nich jest tworzenie wiązań jonowych. (Drugie to utworzenie wiązania kowalencyjnego, które zostanie omówione poniżej). Kiedy tworzy się wiązanie jonowe, atom metalu traci elektrony, a atom niemetalu zyskuje elektrony.
Wyobraźmy sobie, że „spotykają się” dwa atomy: atom metalu z grupy I i atom niemetalu z grupy VII. Atom metalu ma pojedynczy elektron na swoim zewnętrznym poziomie energii, podczas gdy atomowi niemetalu brakuje tylko jednego elektronu, aby jego zewnętrzny poziom był kompletny. Pierwszy atom z łatwością odda drugiemu swój elektron, który jest daleko od jądra i słabo z nim związany, a drugi zapewni mu wolne miejsce na jego zewnętrznym poziomie elektronowym. Wtedy atom pozbawiony jednego ze swoich ładunków ujemnych stanie się cząstką naładowaną dodatnio, a druga cząstką naładowaną ujemnie pod wpływem powstałego elektronu. Takie cząstki nazywane są jonami.
Jest to wiązanie chemiczne występujące pomiędzy jonami. Liczby pokazujące liczbę atomów lub cząsteczek nazywane są współczynnikami, a liczby pokazujące liczbę atomów lub jonów w cząsteczce nazywane są indeksami.
Połączenie metalowe
Metale mają specyficzne właściwości, różniące się od właściwości innych substancji. Takimi właściwościami są stosunkowo wysokie temperatury topnienia, zdolność odbijania światła oraz wysoka przewodność cieplna i elektryczna. Cechy te wynikają z istnienia w metalach specjalnego rodzaju wiązania – wiązania metalicznego.
Wiązanie metaliczne to wiązanie pomiędzy jonami dodatnimi w kryształach metali, powstające w wyniku przyciągania elektronów poruszających się swobodnie po krysztale. Atomy większości metali na poziomie zewnętrznym zawierają niewielką liczbę elektronów - 1, 2, 3. Elektrony te zejść łatwo, a atomy zamieniają się w jony dodatnie. Odłączone elektrony przemieszczają się od jednego jonu do drugiego, wiążąc je w jedną całość. Łącząc się z jonami, elektrony te chwilowo tworzą atomy, po czym ponownie się rozrywają i łączą z innym jonem, itd. Proces zachodzi w nieskończoność, co można schematycznie przedstawić następująco:
W rezultacie w objętości metalu atomy ulegają ciągłej przemianie w jony i odwrotnie. Wiązanie w metalach między jonami poprzez wspólne elektrony nazywa się metalicznym. Wiązanie metaliczne ma pewne podobieństwa do wiązania kowalencyjnego, ponieważ opiera się na współdzieleniu zewnętrznych elektronów. Jednak w przypadku wiązania kowalencyjnego zewnętrzne niesparowane elektrony tylko dwóch sąsiednich atomów są wspólne, podczas gdy w przypadku wiązania metalicznego wszystkie atomy biorą udział w dzieleniu tych elektronów. Dlatego kryształy z wiązaniem kowalencyjnym są kruche, ale z wiązaniem metalowym z reguły są plastyczne, przewodzą prąd elektryczny i mają metaliczny połysk.
Wiązanie metaliczne jest charakterystyczne zarówno dla czystych metali, jak i mieszanin różnych metali - stopów w stanie stałym i ciekłym. Jednak w stanie pary atomy metali są połączone ze sobą wiązaniem kowalencyjnym (na przykład pary sodu wypełniają lampy o żółtym świetle, aby oświetlić ulice dużych miast). Pary metali składają się z pojedynczych cząsteczek (jednoatomowych i dwuatomowych).
Wiązanie metaliczne różni się także od wiązania kowalencyjnego siłą: jego energia jest 3-4 razy mniejsza niż energia wiązania kowalencyjnego.
Energia wiązania to energia potrzebna do rozerwania wiązania chemicznego we wszystkich cząsteczkach tworzących jeden mol substancji. Energie wiązań kowalencyjnych i jonowych są zwykle duże i wynoszą wartości rzędu 100-800 kJ/mol.
Wiązanie wodorowe
Wiązanie chemiczne pomiędzy dodatnio spolaryzowane atomy wodoru w jednej cząsteczce(lub jego części) i ujemnie spolaryzowane atomy pierwiastków silnie elektroujemnych mając wspólne pary elektronów (F, O, N i rzadziej S i Cl), inna cząsteczka (lub jej części) nazywana jest wodorem. Mechanizm tworzenia wiązań wodorowych jest częściowo elektrostatyczny, częściowo d charakter honorowo-akceptujący.
Przykłady międzycząsteczkowych wiązań wodorowych:
W obecności takiego połączenia nawet substancje niskocząsteczkowe mogą w normalnych warunkach być cieczami (alkohol, woda) lub łatwo skroplonymi gazami (amoniak, fluorowodór). W biopolimerach - białkach (struktura drugorzędowa) - występuje wewnątrzcząsteczkowe wiązanie wodorowe pomiędzy tlenem karbonylowym a wodorem grupy aminowej:
Cząsteczki polinukleotydowe – DNA (kwas deoksyrybonukleinowy) – to podwójne helisy, w których dwa łańcuchy nukleotydów są połączone ze sobą wiązaniami wodorowymi. W tym przypadku działa zasada komplementarności, tj. wiązania te powstają pomiędzy pewnymi parami składającymi się z zasad purynowych i pirymidynowych: tymina (T) znajduje się naprzeciwko nukleotydu adeninowego (A), a cytozyna (C) znajduje się naprzeciwko guanina (G).
Substancje posiadające wiązania wodorowe mają molekularne sieci krystaliczne.
