169338 0
Çdo atom ka një numër të caktuar elektronesh.
Kur hyjnë në reaksione kimike, atomet dhurojnë, fitojnë ose ndajnë elektrone, duke arritur konfigurimin elektronik më të qëndrueshëm. Konfigurimi me energjinë më të ulët (si në atomet e gazit fisnik) rezulton të jetë më i qëndrueshëm. Ky model quhet "rregulli oktet" (Fig. 1).
Oriz. 1.
Ky rregull vlen për të gjithë llojet e lidhjeve. Lidhjet elektronike midis atomeve i lejojnë ata të formojnë struktura të qëndrueshme, nga kristalet më të thjeshtë deri te biomolekulat komplekse që në fund të fundit formojnë sisteme të gjalla. Ato ndryshojnë nga kristalet në metabolizmin e tyre të vazhdueshëm. Në të njëjtën kohë, shumë reaksione kimike zhvillohen sipas mekanizmave transferim elektronik, të cilat luajnë një rol kritik në proceset energjetike në trup.
Një lidhje kimike është forca që mban së bashku dy ose më shumë atome, jone, molekula ose çdo kombinim të tyre.
Natyra e një lidhjeje kimike është universale: është një forcë tërheqëse elektrostatike midis elektroneve të ngarkuar negativisht dhe bërthamave të ngarkuara pozitivisht, e përcaktuar nga konfigurimi i elektroneve të shtresës së jashtme të atomeve. Aftësia e një atomi për të formuar lidhje kimike quhet valencë, ose gjendja e oksidimit. Koncepti i elektronet e valencës- elektronet që formojnë lidhje kimike, domethënë të vendosura në orbitalet më të larta të energjisë. Prandaj, guaska e jashtme e atomit që përmban këto orbitale quhet guaskë valence. Aktualisht, nuk mjafton të tregohet prania e një lidhjeje kimike, por është e nevojshme të sqarohet lloji i saj: jonik, kovalent, dipol-dipol, metalik.
Lloji i parë i lidhjes ështëjonike lidhje
Sipas teorisë së valencës elektronike të Lewis dhe Kossel, atomet mund të arrijnë një konfigurim elektronik të qëndrueshëm në dy mënyra: së pari, duke humbur elektronet, duke u bërë kationet, së dyti, përvetësimi i tyre, shndërrimi në anionet. Si rezultat i transferimit të elektroneve, për shkak të forcës elektrostatike të tërheqjes midis joneve me ngarkesa të shenjave të kundërta, formohet një lidhje kimike, e quajtur nga Kossel " elektrovalente"(Tani quhet jonike).
Në këtë rast, anionet dhe kationet formojnë një konfigurim elektronik të qëndrueshëm me një shtresë elektronike të jashtme të mbushur. Lidhjet tipike jonike formohen nga grupet e kationeve T dhe II të sistemit periodik dhe anionet e elementeve jometalike të grupeve VI dhe VII (përkatësisht 16 dhe 17 nëngrupe, kalkogjenet Dhe halogjenet). Lidhjet e komponimeve jonike janë të pangopura dhe jo të drejtuara, ndaj ruajnë mundësinë e ndërveprimit elektrostatik me jonet e tjera. Në Fig. Figura 2 dhe 3 tregojnë shembuj të lidhjeve jonike që korrespondojnë me modelin Kossel të transferimit të elektroneve.
Oriz. 2.
Oriz. 3. Lidhja jonike në një molekulë të kripës së tryezës (NaCl)
Këtu është e përshtatshme të kujtojmë disa veti që shpjegojnë sjelljen e substancave në natyrë, në veçanti, konsideroni idenë e acidet Dhe arsye.
Tretësirat ujore të të gjitha këtyre substancave janë elektrolite. Ata ndryshojnë ngjyrën ndryshe treguesit. Mekanizmi i veprimit të treguesve u zbulua nga F.V. Ostwald. Ai tregoi se treguesit janë acide ose baza të dobëta, ngjyra e të cilave ndryshon në gjendjet e padisocuara dhe të shkëputura.
Bazat mund të neutralizojnë acidet. Jo të gjitha bazat janë të tretshme në ujë (për shembull, disa përbërje organike që nuk përmbajnë grupe OH janë të patretshme, në veçanti, trietilaminë N(C2H5)3); quhen bazat e tretshme alkalet.
Tretësirat ujore të acideve i nënshtrohen reaksioneve karakteristike:
a) me okside metalike - me formimin e kripës dhe ujit;
b) me metale - me formimin e kripës dhe hidrogjenit;
c) me karbonate - me formimin e kripës, CO 2 dhe N 2 O.
Vetitë e acideve dhe bazave përshkruhen nga disa teori. Në përputhje me teorinë e S.A. Arrhenius, një acid është një substancë që shpërndahet për të formuar jone N+ , ndërsa baza formon jone AI- . Kjo teori nuk merr parasysh ekzistencën e bazave organike që nuk kanë grupe hidroksil.
Në përputhje me proton Sipas teorisë së Brønsted dhe Lowry, një acid është një substancë që përmban molekula ose jone që dhurojnë protone ( donatorë protonet), dhe një bazë është një substancë e përbërë nga molekula ose jone që pranojnë protone ( pranuesit protonet). Vini re se në tretësirat ujore, jonet e hidrogjenit ekzistojnë në formë të hidratuar, domethënë në formën e joneve të hidroniumit. H3O+ . Kjo teori përshkruan reaksionet jo vetëm me ujin dhe jonet hidroksid, por edhe ato që kryhen në mungesë të një tretësi ose me një tretës jo ujor.
Për shembull, në reagimin midis amoniakut N.H. 3 (bazë e dobët) dhe klorur hidrogjeni në fazën e gazit, formohet klorur i ngurtë i amonit, dhe në një përzierje ekuilibër të dy substancave ka gjithmonë 4 grimca, dy prej të cilave janë acide dhe dy të tjerat janë baza:
Kjo përzierje ekuilibri përbëhet nga dy çifte acidesh dhe bazash të konjuguara:
1)N.H. 4+ dhe N.H. 3
2) HCl Dhe Cl ‑
Këtu, në çdo çift të konjuguar, acidi dhe baza ndryshojnë nga një proton. Çdo acid ka një bazë të konjuguar. Një acid i fortë ka një bazë të dobët të konjuguar, dhe një acid i dobët ka një bazë të fortë të konjuguar.
Teoria Brønsted-Lowry ndihmon në shpjegimin e rolit unik të ujit për jetën e biosferës. Uji, në varësi të substancës që ndërvepron me të, mund të shfaqë vetitë e një acidi ose të një baze. Për shembull, në reaksionet me tretësirat ujore të acidit acetik, uji është një bazë, dhe në reaksionet me tretësirat ujore të amoniakut, ai është një acid.
1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Këtu, një molekulë e acidit acetik i dhuron një proton një molekule uji;
2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + AI- . Këtu, një molekulë amoniaku pranon një proton nga një molekulë uji.
Kështu, uji mund të formojë dy çifte të konjuguara:
1) H2O(acid) dhe AI- (bazë e konjuguar)
2) H 3 O+ (acid) dhe H2O(bazë e konjuguar).
Në rastin e parë, uji dhuron një proton, dhe në të dytën, ai e pranon atë.
Kjo pronë quhet amfiprotonizmi. Substancat që mund të reagojnë si acide ashtu edhe si baza quhen amfoterike. Substanca të tilla shpesh gjenden në natyrën e gjallë. Për shembull, aminoacidet mund të formojnë kripëra me acide dhe me baza. Prandaj, peptidet formojnë lehtësisht komponime koordinuese me jonet metalike të pranishme.
Kështu, një veti karakteristike e një lidhjeje jonike është lëvizja e plotë e elektroneve lidhëse në njërën prej bërthamave. Kjo do të thotë se midis joneve ekziston një rajon ku densiteti i elektroneve është pothuajse zero.
Lloji i dytë i lidhjes ështëkovalente lidhje
Atomet mund të formojnë konfigurime elektronike të qëndrueshme duke ndarë elektronet.
Një lidhje e tillë formohet kur një palë elektrone ndahen një nga një nga të gjithë atom. Në këtë rast, elektronet e lidhjeve të përbashkëta shpërndahen në mënyrë të barabartë midis atomeve. Shembuj të lidhjeve kovalente përfshijnë homonukleare diatomike molekulat H 2 , N 2 , F 2. I njëjti lloj lidhjeje gjendet në alotrope O 2 dhe ozoni O 3 dhe për një molekulë poliatomike S 8 dhe gjithashtu molekulat heteronukleare klorur hidrogjeni HCl, dioksid karboni CO 2, metan CH 4, etanol ME 2 N 5 AI, heksafluorid squfuri SF 6, acetilen ME 2 N 2. Të gjitha këto molekula ndajnë të njëjtat elektrone, dhe lidhjet e tyre janë të ngopura dhe të drejtuara në të njëjtën mënyrë (Fig. 4).
Është e rëndësishme për biologët që lidhjet e dyfishta dhe të trefishta kanë rreze atomike kovalente të reduktuara në krahasim me një lidhje të vetme.
Oriz. 4. Lidhja kovalente në një molekulë Cl 2.
Llojet jonike dhe kovalente të lidhjeve janë dy raste ekstreme të shumë llojeve ekzistuese të lidhjeve kimike, dhe në praktikë shumica e lidhjeve janë të ndërmjetme.
Komponimet e dy elementeve të vendosura në skajet e kundërta të periudhave të njëjta ose të ndryshme të sistemit periodik formojnë kryesisht lidhje jonike. Ndërsa elementët afrohen më shumë brenda një periudhe, natyra jonike e përbërjeve të tyre zvogëlohet dhe karakteri kovalent rritet. Për shembull, halidet dhe oksidet e elementeve në anën e majtë të tabelës periodike formojnë kryesisht lidhje jonike ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), dhe të njëjtat përbërje të elementeve në anën e djathtë të tabelës janë kovalente ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glukozë C 6 H 12 O 6, etanol C 2 H 5 OH).
Lidhja kovalente, nga ana tjetër, ka një modifikim më shumë.
Në jonet poliatomike dhe në molekulat komplekse biologjike, të dy elektronet mund të vijnë vetëm nga një atom. Quhet donatorçift elektronik. Një atom që ndan këtë çift elektronesh me një dhurues quhet pranuesçift elektronik. Kjo lloj lidhjeje kovalente quhet koordinimi (donator-pranues, osedhanore) komunikimi(Fig. 5). Kjo lloj lidhjeje është më e rëndësishmja për biologjinë dhe mjekësinë, pasi kimia e elementeve d më të rëndësishme për metabolizmin përshkruhet kryesisht nga lidhjet koordinuese.
Fik. 5.
Si rregull, në një përbërje komplekse atomi i metalit vepron si pranues i një çifti elektronik; përkundrazi, në lidhjet jonike dhe kovalente atomi i metalit është një dhurues elektroni.
Thelbi i lidhjes kovalente dhe shumëllojshmëria e saj - lidhja koordinuese - mund të sqarohet me ndihmën e një teorie tjetër të acideve dhe bazave të propozuar nga GN. Lewis. Ai zgjeroi disi konceptin semantik të termave "acid" dhe "bazë" sipas teorisë Brønsted-Lowry. Teoria e Lewis shpjegon natyrën e formimit të joneve komplekse dhe pjesëmarrjen e substancave në reaksionet e zëvendësimit nukleofilik, domethënë në formimin e CS.
Sipas Lewis, një acid është një substancë e aftë për të formuar një lidhje kovalente duke pranuar një çift elektronik nga një bazë. Një bazë Lewis është një substancë që ka një çift elektronik të vetëm, i cili, duke dhuruar elektrone, formon një lidhje kovalente me acidin Lewis.
Kjo do të thotë, teoria e Lewis-it zgjeron gamën e reaksioneve acid-bazë edhe në reaksione në të cilat protonet nuk marrin pjesë fare. Për më tepër, vetë protoni, sipas kësaj teorie, është gjithashtu një acid, pasi është i aftë të pranojë një çift elektronik.
Prandaj, sipas kësaj teorie, kationet janë acide Lewis dhe anionet janë baza Lewis. Një shembull do të ishin reagimet e mëposhtme:
Më sipër u vu re se ndarja e substancave në jonike dhe kovalente është relative, pasi transferimi i plotë i elektroneve nga atomet metalike në atomet pranuese nuk ndodh në molekulat kovalente. Në komponimet me lidhje jonike, çdo jon është në fushën elektrike të joneve të shenjës së kundërt, kështu që ato janë të polarizuara reciprokisht dhe guaskat e tyre deformohen.
Polarizueshmëria përcaktohet nga struktura elektronike, ngarkesa dhe madhësia e jonit; për anionet është më i lartë se për kationet. Polarizimi më i lartë midis kationeve është për kationet me ngarkesë më të madhe dhe madhësi më të vogël, për shembull, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Ka një efekt të fortë polarizues N+ . Meqenëse ndikimi i polarizimit të joneve është i dyanshëm, ai ndryshon ndjeshëm vetitë e përbërjeve që ato formojnë.
Lloji i tretë i lidhjes ështëdipol-dipol lidhje
Përveç llojeve të komunikimit të listuara, ekzistojnë edhe dipol-dipol ndërmolekulare ndërveprimet, të quajtura gjithashtu van der Waals .
Fuqia e këtyre ndërveprimeve varet nga natyra e molekulave.
Ekzistojnë tre lloje ndërveprimesh: dipol i përhershëm - dipol i përhershëm ( dipol-dipol tërheqje); dipol i përhershëm - dipol i induktuar ( induksioni tërheqje); dipol i menjëhershëm - dipol i induktuar ( dispersive tërheqje, ose forcat e Londrës; oriz. 6).
Oriz. 6.
Vetëm molekulat me lidhje kovalente polare kanë një moment dipol-dipol ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), dhe forca e lidhjes është 1-2 Debaja(1D = 3,338 × 10-30 kulometra - C × m).
Në biokimi, ekziston një lloj tjetër lidhjeje - hidrogjeni lidhje që është një rast kufizues dipol-dipol tërheqje. Kjo lidhje formohet nga tërheqja midis një atomi hidrogjeni dhe një atomi të vogël elektronegativ, më shpesh oksigjeni, fluori dhe azoti. Me atome të mëdha që kanë elektronegativitet të ngjashëm (si klori dhe squfuri), lidhja e hidrogjenit është shumë më e dobët. Atomi i hidrogjenit dallohet nga një veçori domethënëse: kur elektronet e lidhjes tërhiqen, bërthama e tij - protoni - ekspozohet dhe nuk mbrohet më nga elektronet.
Prandaj, atomi shndërrohet në një dipol të madh.
Një lidhje hidrogjeni, ndryshe nga një lidhje van der Waals, formohet jo vetëm gjatë ndërveprimeve ndërmolekulare, por edhe brenda një molekule - intramolekulare lidhje hidrogjenore. Lidhjet e hidrogjenit luajnë një rol të rëndësishëm në biokimi, për shembull, për të stabilizuar strukturën e proteinave në formën e një spirale a, ose për formimin e një spirale të dyfishtë të ADN-së (Fig. 7).
Fig.7.
Lidhjet e hidrogjenit dhe van der Waals janë shumë më të dobëta se lidhjet jonike, kovalente dhe ato të koordinimit. Energjia e lidhjeve ndërmolekulare tregohet në tabelë. 1.
Tabela 1. Energjia e forcave ndërmolekulare
shënim: Shkalla e ndërveprimeve ndërmolekulare reflektohet nga entalpia e shkrirjes dhe e avullimit (valimit). Përbërjet jonike kërkojnë dukshëm më shumë energji për të ndarë jonet sesa për të ndarë molekulat. Entalpia e shkrirjes së përbërjeve jonike është shumë më e lartë se ajo e përbërjeve molekulare.
Lloji i katërt i lidhjes ështëlidhje metalike
Së fundi, ekziston një lloj tjetër i lidhjeve ndërmolekulare - metalike: lidhja e joneve pozitive të një rrjete metalike me elektrone të lira. Ky lloj lidhjeje nuk ndodh në objektet biologjike.
Nga një përmbledhje e shkurtër e llojeve të lidhjeve, një detaj bëhet i qartë: një parametër i rëndësishëm i një atomi metalik ose joni - një dhurues elektroni, si dhe një atom - një pranues elektroni, është ai. madhësia.
Pa hyrë në detaje, vërejmë se rrezet kovalente të atomeve, rrezet jonike të metaleve dhe rrezet van der Waals të molekulave ndërvepruese rriten ndërsa numri i tyre atomik rritet në grupet e sistemit periodik. Në këtë rast, vlerat e rrezeve të joneve janë më të voglat, dhe rrezet van der Waals janë më të mëdhatë. Si rregull, kur lëvizni poshtë grupit, rrezet e të gjithë elementëve rriten, si kovalent ashtu edhe van der Waals.
Me rëndësi të madhe për biologët dhe mjekët janë koordinimi(dhurues-pranues) lidhjet e konsideruara nga kimia e koordinimit.
Bioiorganikë mjekësore. G.K. Barashkov
Lidhja kimike.
Ushtrime.
1. Përcaktoni llojin e lidhjes kimike në substancat e mëposhtme:
Substanca | Klorur fosfori | Acid sulfurik | |||
Lloji i komunikimit | |||||
Substanca | Oksidi i bariumit | ||||
Lloji i komunikimit |
2. Theksoni substancat në të cilat MIDIS molekulave ekziston lidhje hidrogjenore:
dioksidi i squfurit; akull; ozoni; etanol; etilen; acid acetik; fluori i hidrogjenit.
3. Si ndikojnë ato gjatësia, forca dhe polariteti i lidhjes- rrezet atomike, elektronegativiteti i tyre, shumëfishimi i lidhjeve?
A) Sa më të mëdha të jenë rrezet atomet që formojnë një lidhje, pra gjatësia e lidhjes _______
b) Sa më i lartë të jetë shumëfishimi lidhjet (të vetme, të dyfishta ose të trefishta), pra është forcë ____________________
V) Sa më i madh të jetë diferenca e elektronegativitetit midis dy atomeve, polariteti i lidhjes ____________
4. Krahasoni gjatësia, forca dhe polariteti i lidhjeve në molekula:
a) gjatësia e lidhjes: HCl ___HBr
b) forca e lidhjes PH3_______NH3
c) polariteti i lidhjes CCl4 ______CH4
d) forca e lidhjes: N2 _______O2
e) gjatësia e lidhjes ndërmjet atomeve të karbonit në etilen dhe acetilen: __________
f) polariteti i lidhjeve në NH3_________H2O
Testet. A4.Lidhja kimike.
1. Valenca e një atomi është
1) numri i lidhjeve kimike të formuara nga një atom i caktuar në një përbërje
2) gjendja e oksidimit të atomit
3) numri i elektroneve të dhëna ose të marra
4) numri i elektroneve që mungojnë për të marrë konfigurimin elektronik të gazit inert më të afërt
A. Kur formohet një lidhje kimike, energjia çlirohet gjithmonë
B. Energjia e një lidhjeje dyfishe është më e vogël se ajo e një lidhjeje të vetme.
1) vetëm A është e vërtetë 2) vetëm B është e vërtetë 3) të dy gjykimet janë të sakta 4) të dy gjykimet janë të pasakta
3. Në substancat e formuara nga bashkimi identike atome, lidhje kimike
1) jonike 2) polare kovalente 3) hidrogjen 4) jopolare kovalente
4. Përbërjet me lidhje kovalente polare dhe kovalente jopolare janë përkatësisht
1) uji dhe sulfuri i hidrogjenit 2) bromi i kaliumit dhe azoti
5. Për shkak të çiftit të përbashkët elektronik, në përbërje formohet një lidhje kimike
1) KI 2) HBr 3) Li2O 4) NaBr
6. Zgjidhni një çift substancash në të cilat të gjitha lidhjet janë kovalente:
1) NaCl, HCl 2) CO2, BaO 3) CH3Cl, CH3Na 4) SO2, NO2
7. Një substancë me një lidhje kovalente polare ka formulën
1)KCl 2)HBr 3)P4 4)CaCl2
8. Përbërja me një lidhje kimike jonike
1) klorur fosfori 2) brom kaliumi 3) oksid azoti (II) 4) barium
9. Në amoniak dhe klorur bariumi, lidhja kimike është përkatësisht
1) polare jonike dhe kovalente 2) jopolare kovalente dhe jonike 3) polare kovalente dhe jonike 4) kovalente jopolare dhe metalike
10. Substancat me lidhje polare kovalente janë
1) oksid squfuri (IV) 2) oksigjen 3) hidrid kalciumi 4) diamant
11. Cila seri rendit substanca me vetëm lidhje kovalente polare:
1) CH4 H2 Cl2 2) NH3 HBr CO2 3) PCl3 KCl CCl4 4) H2S SO2 LiF
12. Cila seri rendit substancat me vetëm lidhje jonike:
1) F2O LiF SF4 2) PCl3 NaCl CO2 3) KF Li2O BaCl2 4) CaF2 CH4 CCl4
13. Formohet një përbërje me një lidhje jonike kur ndërveprojnë
1) CH4 dhe O2 2) NH3 dhe HCl 3) C2H6 dhe HNO3 4) SO3 dhe H2O
14. Në cilën substancë të gjitha lidhjet kimike janë kovalente jopolare?
1) Diamanti 2) Monoksidi i karbonit (IV) 3) Ari 4) Metani
15. Lidhja e krijuar midis elementeve me numra serialë 15 dhe 53
1) jonike 2) metalike
3) kovalente jopolare 4) kovalente polare
16. Lidhja hidrogjenore eshte formuar ndërmjet molekulat
1) etan 2) benzen 3) hidrogjen 4) etanol
17. Çfarë lënde përmban lidhjet hidrogjenore?
1) Sulfuri i hidrogjenit 2) Akulli 3) Bromidi i hidrogjenit 4) Benzeni
18.Cila substancë përmban lidhje kimike jonike dhe kovalente?
1) Klorur natriumi 2) Klorur hidrogjeni 3) Sulfat natriumi 4) Acidi fosforik
19. Lidhja kimike në molekulë ka karakter jonik më të theksuar
1) bromur litium 2) klorur bakri 3) karbit kalciumi 4) fluor kaliumi
20. Tre çifte elektronike të zakonshme formojnë një lidhje kovalente në molekulën e 1) azotit 2) sulfurit të hidrogjenit 3) metanit 4) klorit
21. Sa elektrone përfshihen në formimin e lidhjeve kimike në një molekulë uji?4) 18
22. Molekula përmban katër lidhje kovalente: 1) CO2 2) C2H4 3) P4 4) C3H4
23. Numri i lidhjeve në molekula rritet në një seri
1) CHCl3, CH4 2) CH4, SO3 3) CO2, CH4 4) SO2, NH3
24. Në çfarë përbërje krijohet një lidhje kovalente ndërmjet atomeve? me mekanizëm dhurues-pranues? 1) KCl 2) CCl4 3) NH4Cl 4) CaCl2
25. Cila nga molekulat e mëposhtme kërkon sasinë më të vogël të energjisë për t'u zbërthyer në atome? 1) HI 2) H2 3) O2 4) CO
26. Tregoni molekulën në të cilën energjia e lidhjes është më e larta:
1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F
27. Tregoni molekulën në të cilën lidhja kimike është më e fortë:
1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI
28. Tregoni një seri të karakterizuar nga një rritje në gjatësinë e një lidhjeje kimike
1)O2, N2, F2, Cl2 2)N2, O2, F2, Cl2 3)F2, N2, O2, Cl2 4)N2, O2, Cl2, F2
29. Gjatësia e lidhjes E-O rritet në seri
1) oksid silikoni (IV), oksid karboni (IV)
2) oksid squfuri (IV), oksid teluri (IV).
3) oksid stroncium, oksid beriliumi
4) oksid squfuri (IV), monoksid karboni (IV)
30. Në serinë ndodh CH4 – SiH4 rrit
1) forca e lidhjes 2) vetitë oksiduese
3) gjatësitë e lidhjeve 4) polaritetet e lidhjeve
31. Në çfarë rreshti janë vendosur molekulat sipas radhës së polaritetit në rritje të lidhjeve?
1) HF, HCl, HBr 2) H2Se, H2S, H2O 3) NH3, PH3, AsH3 4) CO2, CS2, CSe2
32. Lidhja kovalente më polare në një molekulë është:
1) CH4 2) CF4 3) CCl4 4) CBr4
33. Tregoni serinë në të cilën polariteti rritet:
1)AgF, F2, HF 2)Cl2, HCl, NaCl 3)CuO, CO, O2 4) KBr, NaCl, KF
Lidhja kimike kovalente, varietetet e saj dhe mekanizmat e formimit. Karakteristikat e lidhjeve kovalente (polariteti dhe energjia e lidhjes). Lidhja jonike. Lidhje metalike. Lidhja hidrogjenore.
1. Në amoniak dhe klorur bariumi, lidhja kimike është përkatësisht
1) polare jonike dhe kovalente
2) polare dhe jonike kovalente
3) kovalente jopolare dhe metalike
4) kovalente jopolare dhe jonike
2. Substancat me vetëm lidhje jonike renditen në seritë e mëposhtme:
1) F2, CCl4, KS1
2) NaBr, Na2O, KI
3. Një përbërje me një lidhje jonike formohet nga bashkëveprimi
3) C2H6 dhe HNO3
4. Në cilën seri të gjitha substancat kanë një lidhje kovalente polare?
1) HCl, NaCl. Cl2
4) NaBr. HBr. CO
5. Në cilën seri janë formulat e substancave vetëm me polare kovalente
1) C12, NO2, HC1
6. Lidhja kovalente jopolare është karakteristike e
1) C12 2) SO3 3) CO 4) SiO2
7. Një substancë me një lidhje kovalente polare është
1) C12 2) NaBr 3) H2S 4) MgCl2
8. Një substancë me lidhje kovalente është
1) CaC12 2) MgS 3) H2S 4) NaBr
9. Një substancë me një lidhje jopolare kovalente ka formulën
1) NH3 2) Cu 3) H2S 4) I2
10. Substancat me lidhje kovalente jopolare janë
1) ujë dhe diamant
2) hidrogjeni dhe klori
3) bakri dhe azoti
4) brom dhe metan
11. Ndërmjet atomeve krijohet një lidhje kimike me të njëjtin elektronegativitet relativ
2) polare kovalente
3) jopolare kovalente
4) hidrogjeni
12. Lidhjet polare kovalente janë karakteristike për
1) KC1 2) HBr 3) P4 4) CaCl2
13. Një element kimik në atomin e të cilit elektronet shpërndahen midis shtresave si më poshtë: 2, 8, 8, 2 formon një lidhje kimike me hidrogjenin.
1) polare kovalente
2) jopolare kovalente
4) metal
14. Në molekulën e cilës substancë lidhja ndërmjet atomeve të karbonit ka gjatësinë më të madhe?
1) acetilen 2) etani 3) eten 4) benzen
15. Tre çifte elektronike të zakonshme formojnë një lidhje kovalente në një molekulë
2) sulfid hidrogjeni
16. Ndërmjet molekulave formohen lidhje hidrogjenore
1) dimetil eter
2) metanol
3) etilen
4) acetat etilik
17. Polariteti i lidhjes është më i theksuar në molekulë
1) HI 2) HC1 3) HF 4) NVg
18. Substancat me lidhje kovalente jopolare janë
1) ujë dhe diamant
2) hidrogjeni dhe klori
3) bakri dhe azoti
4) brom dhe metan
19. Lidhja hidrogjenore nuk është tipike për substancën
1) H2O 2) CH4 3) NH3 4) CH3OH
20. Një lidhje polare kovalente është karakteristike për secilën nga dy substancat formulat e të cilave janë
2) CO2 dhe K2O
4) CS2 dhe RS15
21. Lidhja kimike më e dobët në një molekulë
1) fluor 2) klor 3) brom 4) jod
22. Cila substancë ka lidhjen më të gjatë kimike në molekulën e saj?
1) fluor 2) klor 3) brom 4) jod
23. Secila prej substancave të treguara në seri ka lidhje kovalente:
1) C4H10, NO2, NaCl
2) CO, CuO, CH3Cl
4) C6H5NO2, F2, CC14
24. Secila prej substancave të treguara në seri ka një lidhje kovalente:
1) CaO, C3H6, S8
2) Fe. NaNO3, CO
3) N2, CuCO3, K2S
4) C6H5N02, SO2, CHC13
25. Secila prej substancave të treguara në seri ka një lidhje kovalente:
1) C3H4, NO, Na2O
2) CO, CH3C1, PBr3
3) Р2Оз, NaHSO4, Cu
4) C6H5NO2, NaF, CC14
26. Secila prej substancave të treguara në seri ka lidhje kovalente:
1) C3Ha, NO2, NaF
2) KS1, CH3Cl, C6H12O6
3) P2O5, NaHSO4, Ba
4) C2H5NH2, P4, CH3OH
27. Polariteti i lidhjes është më i theksuar në molekula
1) sulfuri i hidrogjenit
3) fosfinë
4) klorur hidrogjeni
28. Në molekulën e cilës substancë janë më të forta lidhjet kimike?
29. Ndër substancat NH4Cl, CsCl, NaNO3, PH3, HNO3 - numri i përbërjeve me lidhje jonike është i barabartë.
30. Ndër substancat (NH4)2SO4, Na2SO4, CaI2, I2, CO2 - numri i përbërjeve me lidhje kovalente është i barabartë.
Përgjigjet: 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
Karakteristikat e lidhjeve kimike
Doktrina e lidhjes kimike përbën bazën e të gjithë kimisë teorike. Një lidhje kimike kuptohet si bashkëveprimi i atomeve që i lidh ato në molekula, jone, radikale dhe kristale. Ekzistojnë katër lloje të lidhjeve kimike: jonike, kovalente, metalike dhe hidrogjenore. Lloje të ndryshme lidhjesh mund të gjenden në të njëjtat substanca.
1. Në baza: ndërmjet atomeve të oksigjenit dhe hidrogjenit në grupet hidroksore lidhja është kovalente polare, kurse midis metalit dhe grupit hidrokso është jonike.
2. Në kripërat e acideve që përmbajnë oksigjen: midis atomit jometal dhe oksigjenit të mbetjes acidike - polare kovalente, dhe midis metalit dhe mbetjes acidike - jonike.
3. Në kripërat e amonit, metilamoniumit etj., ndërmjet atomeve të azotit dhe hidrogjenit ekziston një kovalent polar, kurse midis joneve të amonit ose metilamoniumit dhe mbetjes së acidit - jonik.
4. Në peroksidet e metaleve (për shembull, Na 2 O 2), lidhja midis atomeve të oksigjenit është kovalente, jopolare, dhe midis metalit dhe oksigjenit është jonike, etj.
Arsyeja e unitetit të të gjitha llojeve dhe llojeve të lidhjeve kimike është natyra e tyre identike kimike - ndërveprimi elektron-bërthamor. Formimi i një lidhjeje kimike në çdo rast është rezultat i bashkëveprimit elektron-bërthamor të atomeve, i shoqëruar me çlirimin e energjisë.
Metodat për formimin e një lidhje kovalente
Lidhja kimike kovalenteështë një lidhje që lind midis atomeve për shkak të formimit të çifteve të përbashkëta të elektroneve.
Komponimet kovalente janë zakonisht gazra, lëngje ose lëndë të ngurta me shkrirje relativisht të ulët. Një nga përjashtimet e rralla është diamanti, i cili shkrihet mbi 3500 °C. Kjo shpjegohet me strukturën e diamantit, i cili është një rrjetë e vazhdueshme e atomeve të karbonit të lidhura në mënyrë kovalente, dhe jo një koleksion i molekulave individuale. Në fakt, çdo kristal diamanti, pavarësisht nga madhësia e tij, është një molekulë e madhe.
Një lidhje kovalente ndodh kur elektronet e dy atomeve jometale kombinohen. Struktura që rezulton quhet molekulë.
Mekanizmi i formimit të një lidhjeje të tillë mund të jetë shkëmbim ose dhurues-pranues.
Në shumicën e rasteve, dy atome të lidhura kovalente kanë elektronegativitet të ndryshëm dhe elektronet e përbashkëta nuk u përkasin të dy atomeve në mënyrë të barabartë. Shumicën e kohës ata janë më afër një atomi sesa me një tjetër. Në një molekulë të klorurit të hidrogjenit, për shembull, elektronet që formojnë një lidhje kovalente janë të vendosura më afër atomit të klorit, sepse elektronegativiteti i tij është më i lartë se ai i hidrogjenit. Sidoqoftë, ndryshimi në aftësinë për të tërhequr elektrone nuk është aq i madh sa të ndodhë transferimi i plotë i elektroneve nga atomi i hidrogjenit në atomin e klorit. Prandaj, lidhja midis atomeve të hidrogjenit dhe klorit mund të konsiderohet si një kryqëzim midis një lidhjeje jonike (transferim i plotë i elektroneve) dhe një lidhje kovalente jopolare (një rregullim simetrik i një çifti elektronesh midis dy atomeve). Ngarkesa e pjesshme e atomeve shënohet me shkronjën greke δ. Një lidhje e tillë quhet lidhje kovalente polare dhe për molekulën e klorurit të hidrogjenit thuhet se është polare, domethënë ka një fund të ngarkuar pozitivisht (atom hidrogjeni) dhe një fund të ngarkuar negativisht (atom klori).
1. Mekanizmi i shkëmbimit funksionon kur atomet formojnë çifte elektronike të përbashkëta duke kombinuar elektrone të paçiftuara.
1) H2 - hidrogjen.
Lidhja ndodh për shkak të formimit të një çifti elektronik të përbashkët nga elektronet s të atomeve të hidrogjenit (s-orbitalet e mbivendosura).
2) HCl - klorur hidrogjeni.
Lidhja ndodh për shkak të formimit të një çifti elektronik të përbashkët të elektroneve s- dhe p (orbitale të mbivendosura s-p).
3) Cl 2: Në një molekulë klori, formohet një lidhje kovalente për shkak të p-elektroneve të paçiftuara (orbitalet p-p të mbivendosura).
4) N 2: Në molekulën e azotit, midis atomeve formohen tre çifte elektronike të zakonshme.
Mekanizmi dhurues-pranues i formimit të lidhjes kovalente
Donator ka një çift elektronik pranues- orbital i lirë që mund të zërë ky çift. Në jonin e amonit, të katër lidhjet me atomet e hidrogjenit janë kovalente: tre u formuan për shkak të krijimit të çifteve të zakonshme të elektroneve nga atomi i azotit dhe atomet e hidrogjenit sipas mekanizmit të shkëmbimit, një - përmes mekanizmit dhurues-pranues. Lidhjet kovalente klasifikohen nga mënyra se si mbivendosen orbitalet e elektroneve, si dhe nga zhvendosja e tyre drejt një prej atomeve të lidhur. Lidhjet kimike të formuara si rezultat i mbivendosjes së orbitaleve të elektroneve përgjatë një linje lidhjeje quhen σ - lidhjet(lidhjet sigma). Lidhja sigma është shumë e fortë.
orbitalet p mund të mbivendosen në dy rajone, duke formuar një lidhje kovalente përmes mbivendosjes anësore.
Lidhjet kimike të formuara si rezultat i mbivendosjes "laterale" të orbitaleve të elektroneve jashtë vijës së lidhjes, d.m.th., në dy rajone, quhen lidhje pi.
Sipas shkallës së zhvendosjes së çifteve të zakonshme të elektroneve në një nga atomet që lidhin, një lidhje kovalente mund të jetë polare ose jopolare. Një lidhje kimike kovalente e formuar midis atomeve me të njëjtin elektronegativitet quhet jopolare. Çiftet e elektroneve nuk zhvendosen drejt asnjë prej atomeve, pasi atomet kanë të njëjtin elektronegativitet - vetinë e tërheqjes së elektroneve të valencës nga atomet e tjerë. Për shembull,
domethënë, molekulat e substancave të thjeshta jometalike formohen përmes një lidhjeje kovalente jopolare. Një lidhje kimike kovalente midis atomeve të elementeve elektronegativiteti i të cilave ndryshon quhet polare.
Për shembull, NH 3 është amoniak. Azoti është një element më elektronegativ se hidrogjeni, kështu që çiftet e përbashkëta të elektroneve zhvendosen drejt atomit të tij.
Karakteristikat e një lidhje kovalente: gjatësia dhe energjia e lidhjes
Vetitë karakteristike të një lidhjeje kovalente janë gjatësia dhe energjia e saj. Gjatësia e lidhjes është distanca midis bërthamave atomike. Sa më e shkurtër të jetë gjatësia e një lidhjeje kimike, aq më e fortë është ajo. Sidoqoftë, një masë e forcës së lidhjes është energjia e lidhjes, e cila përcaktohet nga sasia e energjisë që kërkohet për të thyer lidhjen. Zakonisht matet në kJ/mol. Kështu, sipas të dhënave eksperimentale, gjatësitë e lidhjeve të molekulave H 2, Cl 2 dhe N 2 janë përkatësisht 0.074, 0.198 dhe 0.109 nm dhe energjitë e lidhjeve janë përkatësisht 436, 242 dhe 946 kJ/mol.
Jonet. Lidhja jonike
Ekzistojnë dy mundësi kryesore që një atom t'i bindet rregullit të oktetit. E para prej tyre është formimi i lidhjeve jonike. (E dyta është formimi i një lidhjeje kovalente, e cila do të diskutohet më poshtë). Kur formohet një lidhje jonike, një atom metalik humbet elektrone, dhe një atom jometal fiton elektrone.
Le të imagjinojmë se dy atome "takohen": një atom i një metali të grupit I dhe një atom jometal i grupit VII. Një atomi metalik ka një elektron të vetëm në nivelin e tij të jashtëm të energjisë, ndërsa një atomi jometal i mungon vetëm një elektron që niveli i tij i jashtëm të jetë i plotë. Atomi i parë do t'i japë lehtësisht të dytit elektronin e tij, i cili është larg nga bërthama dhe i lidhur dobët me të, dhe i dyti do t'i sigurojë atij një vend të lirë në nivelin e tij të jashtëm elektronik. Pastaj atomi, i privuar nga një nga ngarkesat e tij negative, do të bëhet një grimcë e ngarkuar pozitivisht, dhe e dyta do të kthehet në një grimcë të ngarkuar negativisht për shkak të elektronit që rezulton. Grimcat e tilla quhen jone.
Kjo është një lidhje kimike që ndodh midis joneve. Numrat që tregojnë numrin e atomeve ose molekulave quhen koeficientë, dhe numrat që tregojnë numrin e atomeve ose joneve në një molekulë quhen indekse.
Lidhje metalike
Metalet kanë veti specifike që ndryshojnë nga vetitë e substancave të tjera. Karakteristikat e tilla janë temperaturat relativisht të larta të shkrirjes, aftësia për të reflektuar dritën dhe përçueshmëri e lartë termike dhe elektrike. Këto veçori janë për shkak të ekzistencës së një lloji të veçantë të lidhjes në metale - një lidhje metalike.
Lidhja metalike është një lidhje midis joneve pozitive në kristalet metalike, e kryer për shkak të tërheqjes së elektroneve që lëvizin lirshëm në të gjithë kristalin. Atomet e shumicës së metaleve në nivelin e jashtëm përmbajnë një numër të vogël elektronesh - 1, 2, 3. Këto elektrone hiqen lehtësisht, dhe atomet kthehen në jone pozitive. Elektronet e shkëputura lëvizin nga një jon në tjetrin, duke i lidhur ato në një tërësi të vetme. Duke u lidhur me jonet, këto elektrone formojnë përkohësisht atome, pastaj shkëputen përsëri dhe bashkohen me një jon tjetër, etj. Një proces ndodh pafundësisht, i cili mund të përshkruhet në mënyrë skematike si më poshtë:
Rrjedhimisht, në vëllimin e metalit, atomet shndërrohen vazhdimisht në jone dhe anasjelltas. Lidhja në metale ndërmjet joneve përmes elektroneve të përbashkëta quhet metalike. Lidhja metalike ka disa ngjashmëri me lidhjen kovalente, pasi bazohet në ndarjen e elektroneve të jashtme. Megjithatë, me një lidhje kovalente, elektronet e jashtme të paçiftuara të vetëm dy atomeve fqinje ndahen, ndërsa me një lidhje metalike, të gjithë atomet marrin pjesë në ndarjen e këtyre elektroneve. Kjo është arsyeja pse kristalet me një lidhje kovalente janë të brishtë, por me një lidhje metalike, si rregull, ato janë duktile, përçuese elektrike dhe kanë një shkëlqim metalik.
Lidhja metalike është karakteristikë si për metalet e pastra ashtu edhe për përzierjet e metaleve të ndryshme - lidhjeve në gjendje të ngurtë dhe të lëngët. Megjithatë, në gjendjen e avullit, atomet metalike janë të lidhura me njëri-tjetrin me një lidhje kovalente (për shembull, avulli i natriumit mbush llambat me dritë të verdhë për të ndriçuar rrugët e qyteteve të mëdha). Çiftet metalike përbëhen nga molekula individuale (monatomike dhe diatomike).
Një lidhje metalike gjithashtu ndryshon nga një lidhje kovalente në forcë: energjia e saj është 3-4 herë më pak se energjia e një lidhjeje kovalente.
Energjia e lidhjes është energjia e nevojshme për të thyer një lidhje kimike në të gjitha molekulat që përbëjnë një mol të një substance. Energjitë e lidhjeve kovalente dhe jonike janë zakonisht të larta dhe arrijnë në vlera të rendit 100-800 kJ/mol.
Lidhja hidrogjenore
Lidhja kimike ndërmjet atomet e hidrogjenit të polarizuar pozitivisht të një molekule(ose pjesë të tyre) dhe atome të polarizuara negativisht të elementeve shumë elektronegativë duke pasur çifte elektronike të përbashkëta (F, O, N dhe më rrallë S dhe Cl), një molekulë tjetër (ose pjesë të saj) quhet hidrogjen. Mekanizmi i formimit të lidhjes hidrogjenore është pjesërisht elektrostatik, pjesërisht d personazh nderues-pranues.
Shembuj të lidhjeve ndërmolekulare të hidrogjenit:
Në prani të një lidhjeje të tillë, edhe substancat me molekulare të ulët, në kushte normale, mund të jenë lëngje (alkool, ujë) ose gazra lehtësisht të lëngshëm (amoniak, fluor hidrogjeni). Në biopolimerët - proteinat (struktura dytësore) - ekziston një lidhje hidrogjenore intramolekulare midis oksigjenit karbonil dhe hidrogjenit të grupit amino:
Molekulat polinukleotide - ADN (acidi deoksiribonukleik) - janë spirale të dyfishta në të cilat dy zinxhirë nukleotidësh janë të lidhur me njëri-tjetrin me lidhje hidrogjeni. Në këtë rast, funksionon parimi i komplementaritetit, d.m.th., këto lidhje formohen midis çifteve të caktuara që përbëhen nga baza purine dhe pirimidine: timina (T) ndodhet përballë nukleotidit të adeninës (A), dhe citozina (C) ndodhet përballë. guanina (G).
Substancat me lidhje hidrogjeni kanë rrjeta kristalore molekulare.
