Rodzaje wiązań chemicznych. Wprowadzenie do chemii ogólnej atomowej sieci krystalicznej

3.3.1 Wiązanie kowalencyjne jest dwucentrowym wiązaniem dwuelektronowym powstałym w wyniku nakładania się chmur elektronów przenoszących niesparowane elektrony o spinach antyrównoległych. Z reguły powstaje pomiędzy atomami jednego pierwiastka chemicznego.

Ilościowo charakteryzuje się wartościowością. Wartościowość pierwiastka - jest to jego zdolność do tworzenia określonej liczby wiązań chemicznych dzięki wolnym elektronom znajdującym się w atomowym paśmie walencyjnym.

Wiązanie kowalencyjne tworzy tylko para elektronów znajdujących się pomiędzy atomami. Nazywa się to rozdzieloną parą. Pozostałe pary elektronów nazywane są samotnymi parami. Wypełniają muszle i nie biorą udziału w wiązaniu. Połączenie między atomami może być realizowane nie tylko przez jedną, ale także przez dwie, a nawet trzy podzielone pary. Takie połączenia nazywane są podwójnie itp rój - wiele połączeń.

3.3.1.1 Kowalencyjne wiązanie niepolarne. Nazywa się wiązanie powstałe poprzez utworzenie par elektronów, które w równym stopniu należą do obu atomów kowalencyjne niepolarne. Zachodzi pomiędzy atomami o praktycznie równej elektroujemności (0,4 > ΔEO > 0), a zatem o równomiernym rozkładzie gęstości elektronów pomiędzy jądrami atomów w cząsteczkach homojądrowych. Na przykład H 2, O 2, N 2, Cl 2 itp. Moment dipolowy takich wiązań wynosi zero. Wiązanie CH w węglowodorach nasyconych (na przykład w CH 4) uważa się za praktycznie niepolarne, ponieważ ΔEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.

3.3.1.2 Kowalencyjne wiązanie polarne. Jeśli cząsteczkę tworzą dwa różne atomy, wówczas strefa nakładania się chmur elektronów (orbitali) przesuwa się w stronę jednego z atomów i takie wiązanie nazywa się polarny . Przy takim wiązaniu prawdopodobieństwo znalezienia elektronów w pobliżu jądra jednego z atomów jest większe. Na przykład HCl, H 2 S, PH 3.

Wiązanie kowalencyjne polarne (niesymetryczne). - wiązanie pomiędzy atomami o różnej elektroujemności (2 > ΔEO > 0,4) i asymetrycznym rozkładzie wspólnej pary elektronów. Zwykle tworzy się pomiędzy dwoma niemetalami.

Gęstość elektronowa takiego wiązania jest przesunięta w stronę atomu bardziej elektroujemnego, co powoduje pojawienie się na nim częściowego ładunku ujemnego (delta minus), a na mniejszym częściowego ładunku dodatniego (delta plus). atom elektroujemny.

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

Kierunek przemieszczenia elektronów jest również wskazany strzałką:

CCl, CO, CN, OH, CMg.

Im większa różnica elektroujemności połączonych atomów, tym większa polarność wiązania i większy jego moment dipolowy. Pomiędzy ładunkami cząstkowymi o przeciwnych znakach działają dodatkowe siły przyciągające. Dlatego im bardziej polarne jest wiązanie, tym jest ono silniejsze.

Z wyjątkiem polaryzowalność wiązanie kowalencyjne ma nieruchomość nasycenie – zdolność atomu do tworzenia tylu wiązań kowalencyjnych, ile ma energetycznie dostępnych orbitali atomowych. Trzecią właściwością wiązania kowalencyjnego jest jego kierunek.

3.3.2 Wiązanie jonowe. Siłą napędową jego powstania jest to samo pragnienie atomów posiadania powłoki oktetu. Ale w niektórych przypadkach taka powłoka „oktetu” może powstać tylko wtedy, gdy elektrony zostaną przeniesione z jednego atomu na drugi. Dlatego z reguły powstaje wiązanie jonowe między metalem i niemetalem.

Rozważmy jako przykład reakcję pomiędzy atomami sodu (3s 1) i fluoru (2s 2 3s 5). Różnica elektroujemności w związku NaF

EO = 4,0 - 0,93 = 3,07

Sód, oddawszy fluorowi swój elektron 3s 1, staje się jonem Na + i pozostaje z wypełnioną powłoką 2s 2 2p 6, co odpowiada konfiguracji elektronicznej atomu neonu. Fluor uzyskuje dokładnie tę samą konfigurację elektroniczną, przyjmując jeden elektron oddany przez sód. W rezultacie pomiędzy przeciwnie naładowanymi jonami powstają elektrostatyczne siły przyciągania.

Wiązanie jonowe - skrajny przypadek polarnego wiązania kowalencyjnego, oparty na elektrostatycznym przyciąganiu jonów. Wiązanie takie zachodzi wtedy, gdy występuje duża różnica elektroujemności połączonych atomów (EO > 2), gdy mniej elektroujemny atom prawie całkowicie oddaje swoje elektrony walencyjne i zamienia się w kation, a inny, bardziej elektroujemny atom przyłącza się te elektrony i staje się anionem. Oddziaływanie jonów o przeciwnym znaku nie zależy od kierunku, a siły Coulomba nie mają właściwości nasycenia. Z tego powodu wiązanie jonowe nie ma przestrzeni centrum I nasycenie , ponieważ każdy jon jest powiązany z pewną liczbą przeciwjonów (liczba koordynacyjna jonu). Dlatego związki z wiązaniami jonowymi nie mają struktury molekularnej i są substancjami stałymi tworzącymi jonowe sieci krystaliczne, o wysokich temperaturach topnienia i wrzenia, są silnie polarne, często mają charakter soli i przewodzą prąd elektryczny w roztworach wodnych. Na przykład MgS, NaCl, A 2 O 3. Praktycznie nie ma związków z wiązaniami czysto jonowymi, ponieważ zawsze pozostaje pewna ilość kowalencji, ponieważ nie obserwuje się całkowitego przeniesienia jednego elektronu na drugi atom; w najbardziej „jonowych” substancjach udział jonowości wiązania nie przekracza 90%. Na przykład w NaF polaryzacja wiązania wynosi około 80%.

W związkach organicznych wiązania jonowe są dość rzadkie, ponieważ Atom węgla nie ma tendencji ani do utraty, ani do zyskania elektronów, tworząc jony.

Wartościowość Pierwiastki w związkach z wiązaniami jonowymi są bardzo często charakteryzowane stan utlenienia , co z kolei odpowiada wartości ładunku jonu pierwiastkowego w danym związku.

Stan utlenienia - jest to konwencjonalny ładunek, który atom uzyskuje w wyniku redystrybucji gęstości elektronów. Ilościowo charakteryzuje się liczbą elektronów przesuniętych z elementu mniej elektroujemnego do elementu bardziej elektroujemnego. Dodatnio naładowany jon powstaje z pierwiastka, który oddał swoje elektrony, a jon ujemny powstaje z pierwiastka, który przyjął te elektrony.

Element znajdujący się w najwyższy stopień utlenienia (maksymalnie dodatni), oddał już wszystkie swoje elektrony walencyjne znajdujące się w AVZ. A ponieważ ich liczba jest określona przez numer grupy, w której znajduje się element najwyższy stopień utlenienia dla większości elementów i będzie równa numer grupy . Dotyczący najniższy stopień utlenienia (maksymalnie ujemny), pojawia się podczas tworzenia powłoki ośmioelektronowej, to znaczy w przypadku całkowitego wypełnienia AVZ. Dla niemetale oblicza się to ze wzoru Numer grupy – 8 . Dla metale równy zero , ponieważ nie mogą przyjmować elektronów.

Na przykład AVZ siarki ma postać: 3s 2 3p 4. Jeśli atom odda wszystkie swoje elektrony (sześć), osiągnie najwyższy stopień utlenienia +6 , równy numerowi grupy VI , jeśli potrzeba dwóch niezbędnych do ukończenia stabilnej powłoki, uzyska ona najniższy stopień utlenienia –2 , równy Numer grupy – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3 Wiązanie metaliczne. Większość metali ma szereg właściwości, które mają charakter ogólny i różnią się od właściwości innych substancji. Takimi właściwościami są stosunkowo wysokie temperatury topnienia, zdolność odbijania światła oraz wysoka przewodność cieplna i elektryczna. Cechy te tłumaczy się istnieniem specjalnego rodzaju interakcji w metalach – połączenie metalowe.

Zgodnie z ich położeniem w układzie okresowym atomy metali posiadają niewielką liczbę elektronów walencyjnych, które są raczej słabo związane z ich jądrami i można je łatwo od nich odłączyć. W rezultacie w sieci krystalicznej metalu pojawiają się dodatnio naładowane jony, zlokalizowane w określonych pozycjach sieci krystalicznej oraz duża liczba zdelokalizowanych (wolnych) elektronów, poruszających się stosunkowo swobodnie w polu ośrodków dodatnich i komunikujących się pomiędzy wszystkimi metalami atomy wskutek przyciągania elektrostatycznego.

Jest to ważna różnica między wiązaniami metalicznymi a wiązaniami kowalencyjnymi, które mają ścisłą orientację w przestrzeni. Siły wiązania w metalach nie są zlokalizowane ani ukierunkowane, a wolne elektrony tworzące „gaz elektronowy” powodują wysoką przewodność cieplną i elektryczną. Dlatego w tym przypadku nie można mówić o kierunku wiązań, ponieważ elektrony walencyjne są rozmieszczone prawie równomiernie w całym krysztale. Tym właśnie tłumaczy się na przykład plastyczność metali, czyli możliwość przemieszczania jonów i atomów w dowolnym kierunku

3.3.4 Więź dawca-akceptor. Oprócz mechanizmu powstawania wiązań kowalencyjnych, zgodnie z którym w wyniku oddziaływania dwóch elektronów powstaje wspólna para elektronów, istnieje również szczególny mechanizm dawca-akceptor . Polega ona na tym, że wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku przejścia już istniejącej (samotnej) pary elektronów dawca (dostawca elektronów) do wspólnego użytku dawcy oraz akceptor (dostawca wolnego orbitalu atomowego).

Po utworzeniu nie różni się od kowalencyjnego. Mechanizm donor-akceptor dobrze ilustruje schemat tworzenia jonu amonowego (ryc. 9) (gwiazdki wskazują elektrony zewnętrznego poziomu atomu azotu):

Rysunek 9 - Schemat powstawania jonu amonowego

Wzór elektroniczny ABZ atomu azotu to 2s 2 2p 3, to znaczy ma trzy niesparowane elektrony, które wchodzą w wiązanie kowalencyjne z trzema atomami wodoru (1s 1), z których każdy ma jeden elektron walencyjny. W tym przypadku powstaje cząsteczka amoniaku NH3, w której zachowywana jest samotna para elektronów azotu. Jeśli proton wodoru (1s 0), który nie ma elektronów, zbliży się do tej cząsteczki, wówczas azot przeniesie swoją parę elektronów (donor) na ten orbital atomowy wodoru (akceptor), w wyniku czego powstanie jon amonowy. W nim każdy atom wodoru jest połączony z atomem azotu wspólną parą elektronów, z których jeden jest realizowany poprzez mechanizm donor-akceptor. Należy zauważyć, że wiązania H-N utworzone w wyniku różnych mechanizmów nie mają żadnych różnic we właściwościach. Zjawisko to wynika z faktu, że w momencie tworzenia wiązania orbitale elektronów 2s i 2p atomu azotu zmieniają swój kształt. W rezultacie pojawiają się cztery orbitale o dokładnie tym samym kształcie.

Donorami są zwykle atomy z dużą liczbą elektronów, ale z małą liczbą niesparowanych elektronów. Dla pierwiastków okresu II, oprócz atomu azotu, taka możliwość istnieje dla tlenu (dwie samodzielne pary) i fluoru (trzy wolne pary). Na przykład jon wodorowy H + w roztworach wodnych nigdy nie jest w stanie wolnym, ponieważ jon hydroniowy H 3 O + zawsze powstaje z cząsteczek wody H 2 O i jonu H +. Jon hydroniowy występuje we wszystkich roztworach wodnych , choć dla ułatwienia zapisu zachowano symbol H+.

3.3.5 Wiązanie wodorowe. Atom wodoru związany z pierwiastkiem silnie elektroujemnym (azot, tlen, fluor itp.), który „przyciąga” do siebie wspólną parę elektronów, doświadcza braku elektronów i uzyskuje efektywny ładunek dodatni. Dlatego jest w stanie oddziaływać z wolną parą elektronów innego atomu elektroujemnego (który uzyskuje efektywny ładunek ujemny) tej samej (wiązanie wewnątrzcząsteczkowe) lub innej cząsteczki (wiązanie międzycząsteczkowe). W rezultacie istnieje wiązanie wodorowe , co jest graficznie oznaczone kropkami:

Wiązanie to jest znacznie słabsze niż inne wiązania chemiczne (energia jego powstania wynosi 10 – 40 kJ/mol) i ma głównie charakter częściowo elektrostatyczny, częściowo donorowo-akceptorowy.

Wiązanie wodorowe odgrywa niezwykle ważną rolę w makrocząsteczkach biologicznych, takich jak związki nieorganiczne, takie jak H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Na przykład wiązania OH w H2O mają wyraźnie polarny charakter, z nadmiarem ładunku ujemnego – na atomie tlenu. Przeciwnie, atom wodoru uzyskuje niewielki ładunek dodatni  + i może oddziaływać z samotnymi parami elektronów atomu tlenu sąsiedniej cząsteczki wody.

Oddziaływanie między cząsteczkami wody okazuje się dość silne, tak że nawet w parze wodnej występują dimery i trimery o składzie (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 itd. W roztworach długie łańcuchy towarzyszeń ten typ może pojawić się:

ponieważ atom tlenu ma dwie wolne pary elektronów.

Obecność wiązań wodorowych wyjaśnia wysokie temperatury wrzenia wody, alkoholi i kwasów karboksylowych. Dzięki wiązaniom wodorowym woda charakteryzuje się tak wysokimi temperaturami topnienia i wrzenia w porównaniu do H 2 E (E = S, Se, Te). Gdyby nie było wiązań wodorowych, woda topiłaby się w temperaturze –100°C i wrzała w –80°C. Typowe przypadki asocjacji obserwuje się dla alkoholi i kwasów organicznych.

Wiązania wodorowe mogą występować zarówno pomiędzy różnymi cząsteczkami, jak i w obrębie cząsteczki, jeśli cząsteczka ta zawiera grupy posiadające zdolności donorowe i akceptorowe. Na przykład to wewnątrzcząsteczkowe wiązania wodorowe odgrywają główną rolę w tworzeniu łańcuchów peptydowych, które determinują strukturę białek. Wiązania wodorowe wpływają na właściwości fizyczne i chemiczne substancji.

Atomy innych pierwiastków nie tworzą wiązań wodorowych , ponieważ siły przyciągania elektrostatycznego przeciwległych końców dipoli wiązań polarnych (O-H, N-H itp.) są raczej słabe i działają tylko na krótkich dystansach. Wodór, posiadający najmniejszy promień atomowy, pozwala takim dipolom zbliżyć się tak blisko, że zauważalne stają się siły przyciągania. Żaden inny pierwiastek o dużym promieniu atomowym nie jest w stanie utworzyć takich wiązań.

3.3.6 Siły oddziaływań międzycząsteczkowych (siły van der Waalsa). W 1873 roku holenderski naukowiec I. Van der Waals zasugerował, że istnieją siły powodujące przyciąganie między cząsteczkami. Siły te nazwano później siłami van der Waalsa – najbardziej uniwersalny rodzaj wiązania międzycząsteczkowego. Energia wiązania van der Waalsa jest mniejsza niż wiązania wodorowego i wynosi 2–20 kJ/∙mol.

W zależności od sposobu występowania siły dzielimy na:

1) orientacyjne (dipol-dipol lub jon-dipol) - występują między cząsteczkami polarnymi lub między jonami a cząsteczkami polarnymi. Gdy cząsteczki polarne zbliżają się do siebie, orientują się tak, że dodatnia strona jednego dipola jest skierowana w stronę ujemnej strony drugiego dipola (Rysunek 10).

Rysunek 10 – Interakcja orientacji

2) indukcja (dipol indukowany dipolem lub dipol indukowany jonem) – powstają pomiędzy cząsteczkami lub jonami polarnymi i cząsteczkami niepolarnymi, ale zdolnymi do polaryzacji. Dipole mogą wpływać na cząsteczki niepolarne, zamieniając je we wskazane (indukowane) dipole. (Rysunek 11).

Rysunek 11 - Oddziaływanie indukcyjne

3) dyspersyjne (dipol indukowany - dipol indukowany) - powstają pomiędzy cząsteczkami niepolarnymi zdolnymi do polaryzacji. W dowolnej cząsteczce lub atomie gazu szlachetnego występują wahania gęstości elektrycznej, w wyniku czego pojawiają się chwilowe dipole, które z kolei indukują chwilowe dipole w sąsiednich cząsteczkach. Ruch chwilowych dipoli staje się spójny, ich pojawianie się i zanik następuje synchronicznie. W wyniku oddziaływania chwilowych dipoli, energia układu maleje (rys. 12).

Rysunek 12 - Oddziaływanie dyspersji

Proszę o pomoc w rozwiązaniu chemii. Wskaż rodzaj wiązania w cząsteczkach NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... i otrzymaj najlepszą odpowiedź

Odpowiedź od Olgi Lyabiny[guru]
1) Typ wiązania NH3 pow. polarny. W tworzeniu wiązania biorą udział trzy niesparowane elektrony azotu i jeden atom wodoru. Nie ma wiązań pi. hybrydyzacja sp3. Kształt cząsteczki jest piramidalny (jeden orbital nie uczestniczy w hybrydyzacji, czworościan zamienia się w piramidę)
Wiązanie CaCl2 jest jonowe. Tworzenie wiązania obejmuje dwa elektrony wapnia na orbicie s, które przyjmują dwa atomy chloru, uzupełniając swój trzeci poziom. brak wiązań pi, typ hybrydyzacji sp. znajdują się one w przestrzeni pod kątem 180 stopni
Typ wiązania Al2O3 jest jonowy. Trzy elektrony z orbitali s i p glinu biorą udział w tworzeniu wiązania, które przyjmuje tlen, uzupełniając jego drugi poziom. O=Al-O-Al=O. Pomiędzy tlenem i aluminium występują wiązania pi. najprawdopodobniej typ hybrydyzacji sp.
Wiązanie BaS jest jonowe. dwa elektrony baru są akceptowane przez siarkę. Ba=S oznacza jedno wiązanie pi. hybrydyzacja sp. Płaska cząsteczka.
2) AgNO3
srebro ulega redukcji na katodzie
K Ag+ + e = Ag
woda utlenia się na anodzie
A 2H2O - 4e = O2 + 4H+
zgodnie z prawem Faradaya (nieważne...) masa (objętość) substancji uwolnionej na katodzie jest proporcjonalna do ilości prądu przepływającego przez roztwór
m(Ag) = Me/zF *I*t = 32,23 g
V(O2) = Ve/F *I*t = 1,67 l

Odpowiedź od 2 odpowiedzi[guru]

Cześć! Oto wybór tematów z odpowiedziami na Twoje pytanie: Proszę o pomoc w rozwiązaniu chemii. Wskaż rodzaj wiązania w cząsteczkach NH3, CaCl2, Al2O3, BaS...

.

Wiesz, że atomy mogą łączyć się ze sobą, tworząc zarówno proste, jak i złożone substancje. W tym przypadku powstają różne rodzaje wiązań chemicznych: jonowe, kowalencyjne (niepolarne i polarne), metaliczne i wodór. Jedna z najważniejszych właściwości atomów pierwiastków, która decyduje o tym, jaki rodzaj wiązania między nimi powstaje – jonowe czy kowalencyjne – Jest to elektroujemność, tj. zdolność atomów związku do przyciągania elektronów.

Warunkową ilościową ocenę elektroujemności podaje się za pomocą względnej skali elektroujemności.

W okresach występuje ogólna tendencja do zwiększania elektroujemności pierwiastków, a w grupach - do ich zmniejszania. Pierwiastki ułożone są w rzędzie według ich elektroujemności, na podstawie której można porównać elektroujemność pierwiastków znajdujących się w różnych okresach.

Rodzaj wiązania chemicznego zależy od tego, jak duża jest różnica wartości elektroujemności łączących się atomów pierwiastków. Im bardziej atomy pierwiastków tworzących wiązanie różnią się elektroujemnością, tym bardziej polarne jest wiązanie chemiczne. Nie da się wytyczyć ostrej granicy pomiędzy rodzajami wiązań chemicznych. W większości związków rodzaj wiązania chemicznego jest pośredni; na przykład wysoce polarne kowalencyjne wiązanie chemiczne jest zbliżone do wiązania jonowego. W zależności od tego, który z granicznych przypadków ma bliższy charakter wiązanie chemiczne, klasyfikuje się je jako jonowe lub kowalencyjne wiązanie polarne.

Wiązanie jonowe.

Wiązanie jonowe powstaje w wyniku oddziaływania atomów, które znacznie różnią się od siebie elektroujemnością. Na przykład typowe metale: lit (Li), sód (Na), potas (K), wapń (Ca), stront (Sr), bar (Ba) tworzą wiązania jonowe z typowymi niemetalami, głównie halogenami.

Oprócz halogenków metali alkalicznych wiązania jonowe tworzą się również w związkach takich jak zasady i sole. Na przykład w wodorotlenku sodu (NaOH) i siarczanie sodu (Na 2 SO 4) wiązania jonowe istnieją tylko między atomami sodu i tlenu (pozostałe wiązania są kowalencyjne polarne).

Kowalencyjne wiązanie niepolarne.

Kiedy atomy o tej samej elektroujemności oddziałują, powstają cząsteczki z kowalencyjnym wiązaniem niepolarnym. Takie wiązanie istnieje w cząsteczkach następujących prostych substancji: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Wiązania chemiczne w tych gazach powstają poprzez wspólne pary elektronów, tj. gdy odpowiednie chmury elektronów nakładają się na siebie w wyniku oddziaływania elektron-jądro, które zachodzi, gdy atomy zbliżają się do siebie.

Komponując elektroniczne formuły substancji należy pamiętać, że każda wspólna para elektronów jest konwencjonalnym obrazem zwiększonej gęstości elektronowej wynikającej z nakładania się odpowiednich chmur elektronów.

Kowalencyjne wiązanie polarne.

Kiedy atomy oddziałują, których wartości elektroujemności różnią się, ale nie gwałtownie, wspólna para elektronów przesuwa się do atomu bardziej elektroujemnego. Jest to najczęstszy rodzaj wiązania chemicznego, występujący zarówno w związkach nieorganicznych, jak i organicznych.

Wiązania kowalencyjne obejmują także w pełni te wiązania, które powstają w wyniku mechanizmu donor-akceptor, na przykład w jonach hydroniowych i amonowych.

Połączenie metalowe.

Wiązanie powstające w wyniku oddziaływania stosunkowo wolnych elektronów z jonami metali nazywa się wiązaniem metalicznym. Ten typ wiązania jest charakterystyczny dla prostych substancji - metali.

Istota procesu tworzenia wiązań metalicznych jest następująca: atomy metali łatwo oddają elektrony walencyjne i zamieniają się w dodatnio naładowane jony. Stosunkowo wolne elektrony oderwane od atomu przemieszczają się pomiędzy dodatnimi jonami metali. Powstaje między nimi wiązanie metaliczne, tj. Elektrony niejako cementują jony dodatnie sieci krystalicznej metali.

Wiązanie wodorowe.

Wiązanie powstające pomiędzy atomami wodoru jednej cząsteczki a atomem pierwiastka silnie elektroujemnego(O, N, F) inna cząsteczka nazywana jest wiązaniem wodorowym.

Może pojawić się pytanie: dlaczego wodór tworzy tak specyficzne wiązanie chemiczne?

Wyjaśnia to fakt, że promień atomowy wodoru jest bardzo mały. Ponadto, wypierając lub całkowicie oddając swój jedyny elektron, wodór uzyskuje stosunkowo wysoki ładunek dodatni, dzięki czemu wodór jednej cząsteczki oddziałuje z atomami pierwiastków elektroujemnych, które mają częściowy ładunek ujemny, który wchodzi w skład innych cząsteczek (HF , H2O, NH3).

Spójrzmy na kilka przykładów. Zwykle przedstawiamy skład wody wzorem chemicznym H 2 O. Nie jest to jednak całkowicie dokładne. Bardziej poprawne byłoby określenie składu wody wzorem (H 2 O)n, gdzie n = 2,3,4 itd. Wyjaśnia to fakt, że poszczególne cząsteczki wody są połączone ze sobą wiązaniami wodorowymi .

Wiązania wodorowe są zwykle oznaczone kropkami. Jest znacznie słabszy niż wiązania jonowe czy kowalencyjne, ale silniejszy niż zwykłe oddziaływania międzycząsteczkowe.

Obecność wiązań wodorowych wyjaśnia wzrost objętości wody wraz ze spadkiem temperatury. Dzieje się tak dlatego, że wraz ze spadkiem temperatury cząsteczki stają się mocniejsze, a co za tym idzie, maleje gęstość ich „upakowania”.

Studiując chemię organiczną, pojawiło się następujące pytanie: dlaczego temperatury wrzenia alkoholi są znacznie wyższe niż odpowiednich węglowodorów? Wyjaśnia to fakt, że wiązania wodorowe tworzą się również między cząsteczkami alkoholu.

Wzrost temperatury wrzenia alkoholi następuje również w wyniku powiększenia ich cząsteczek.

Wiązanie wodorowe jest również charakterystyczne dla wielu innych związków organicznych (fenoli, kwasów karboksylowych itp.). Z zajęć z chemii organicznej i biologii ogólnej wiadomo, że obecność wiązania wodorowego wyjaśnia strukturę drugorzędową białek, budowę podwójnej helisy DNA, czyli zjawisko komplementarności.

DEFINICJA

Amoniak- azotek wodoru.

Formuła – NH 3. Masa cząsteczkowa – 17 g/mol.

Właściwości fizyczne amoniaku

Amoniak (NH 3) to bezbarwny gaz o ostrym zapachu (zapach „amoniaku”), lżejszy od powietrza, dobrze rozpuszczalny w wodzie (jedna objętość wody rozpuści aż do 700 objętości amoniaku). Stężony roztwór amoniaku zawiera 25% (masowych) amoniaku i ma gęstość 0,91 g/cm3.

Wiązania między atomami w cząsteczce amoniaku są kowalencyjne. Ogólny widok cząsteczki AB 3. Wszystkie orbitale walencyjne atomu azotu wchodzą w hybrydyzację, dlatego typem hybrydyzacji cząsteczki amoniaku jest sp 3. Amoniak ma budowę geometryczną typu AB 3 E – piramidę trójkątną (rys. 1).

Ryż. 1. Struktura cząsteczki amoniaku.

Właściwości chemiczne amoniaku

Chemicznie amoniak jest dość aktywny: reaguje z wieloma substancjami. Stopień utlenienia azotu w amoniaku „-3” jest minimalny, dlatego amoniak wykazuje jedynie właściwości redukujące.

Podczas ogrzewania amoniaku z halogenami, tlenkami metali ciężkich i tlenem powstaje azot:

2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr

2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O

4NH3+3O2 = 2N2+6H2O

W obecności katalizatora amoniak można utlenić do tlenku azotu (II):

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (katalizator - platyna)

W przeciwieństwie do związków wodorowych niemetali z grup VI i VII, amoniak nie wykazuje właściwości kwasowych. Jednak atomy wodoru w jego cząsteczce nadal można zastąpić atomami metalu. Gdy wodór zostanie całkowicie zastąpiony metalem, powstają związki zwane azotkami, które można również otrzymać w wyniku bezpośredniego oddziaływania azotu z metalem w wysokich temperaturach.

Główne właściwości amoniaku wynikają z obecności wolnej pary elektronów na atomie azotu. Roztwór amoniaku w wodzie ma odczyn zasadowy:

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

Kiedy amoniak oddziałuje z kwasami, powstają sole amonowe, które rozkładają się po podgrzaniu:

NH3 + HCl = NH4Cl

NH 4 Cl = NH 3 + HCl (po podgrzaniu)

Produkcja amoniaku

Istnieją przemysłowe i laboratoryjne metody produkcji amoniaku. W laboratorium amoniak otrzymuje się przez działanie zasad na roztwory soli amonowych po podgrzaniu:

NH4Cl + KOH = NH3 + KCl + H2O

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

Ta reakcja jest jakościowa dla jonów amonowych.

Zastosowanie amoniaku

Produkcja amoniaku jest jednym z najważniejszych procesów technologicznych na świecie. Na świecie produkuje się rocznie około 100 milionów ton amoniaku. Amoniak wydziela się w postaci płynnej lub w postaci 25% roztworu wodnego – wody amoniakalnej. Główne obszary zastosowań amoniaku to produkcja kwasu azotowego (później produkcja nawozów mineralnych zawierających azot), soli amonowych, mocznika, heksaminy, włókien syntetycznych (nylonu i nylonu). Amoniak stosowany jest jako czynnik chłodniczy w przemysłowych urządzeniach chłodniczych oraz jako środek wybielający przy czyszczeniu i farbowaniu bawełny, wełny i jedwabiu.

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1

Ćwiczenia	Jaka jest masa i objętość amoniaku, która będzie potrzebna do wyprodukowania 5 ton azotanu amonu?
Rozwiązanie	Zapiszmy równanie reakcji wytwarzania azotanu amonu z amoniaku i kwasu azotowego: NH3 + HNO3 = NH4NO3 Zgodnie z równaniem reakcji ilość substancji azotanu amonu jest równa 1 mol - v(NH 4 NO 3) = 1 mol. Następnie masę azotanu amonu oblicza się z równania reakcji: m(NH4NO3) = v(NH4NO3) × M(NH4NO3); m(NH 4NO 3) = 1×80 = 80 t Zgodnie z równaniem reakcji ilość substancji amoniakalnej jest również równa 1 mol - v(NH 3) = 1 mol. Następnie masę amoniaku oblicza się ze wzoru: m(NH3) = v(NH3)×M(NH3); m(NH 3) = 1×17 = 17 t Zróbmy proporcję i znajdźmy masę amoniaku (praktyczne): 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 Zróbmy podobną proporcję, aby znaleźć objętość amoniaku: 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
Odpowiedź	Masa amoniaku - 1,06 t, objętość amoniaku - 1,4×10 m