3.3.1 Lidhja kovalente është një lidhje me dy qendra, me dy elektrone, e formuar për shkak të mbivendosjes së reve elektronike që bartin elektrone të paçiftëzuara me rrotullime antiparalele. Si rregull, ajo formohet midis atomeve të një elementi kimik.
Nga ana sasiore karakterizohet nga valenca. Valenca e elementit - kjo është aftësia e tij për të formuar një numër të caktuar lidhjesh kimike për shkak të elektroneve të lira të vendosura në brezin e valencës atomike.
Një lidhje kovalente formohet vetëm nga një palë elektrone të vendosura midis atomeve. Quhet një çift i ndarë. Çiftet e mbetura të elektroneve quhen çifte të vetme. Mbushin lëvozhgat dhe nuk marrin pjesë në lidhje. Lidhja midis atomeve mund të kryhet jo vetëm nga një, por edhe nga dy dhe madje tre çifte të ndara. Lidhje të tilla quhen dyfishtë etj tufë - lidhje të shumta.
3.3.1.1 Lidhja kovalente jopolare. Një lidhje e arritur përmes formimit të çifteve elektronike që u përkasin njëlloj të dy atomeve quhet kovalente jopolare. Ndodh midis atomeve me elektronegativitet praktikisht të barabartë (0.4 > ΔEO > 0) dhe, për rrjedhojë, një shpërndarje uniforme e densitetit të elektroneve midis bërthamave të atomeve në molekulat homobërthamore. Për shembull, H 2, O 2, N 2, Cl 2, etj. Momenti dipol i lidhjeve të tilla është zero. Lidhja CH në hidrokarburet e ngopura (për shembull, në CH 4) konsiderohet praktikisht jopolare, sepse ΔEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.
3.3.1.2 Lidhja polare kovalente. Nëse një molekulë formohet nga dy atome të ndryshme, atëherë zona e mbivendosjes së reve elektronike (orbitaleve) zhvendoset drejt njërit prej atomeve, dhe një lidhje e tillë quhet polare . Me një lidhje të tillë, probabiliteti për të gjetur elektrone pranë bërthamës së një prej atomeve është më i lartë. Për shembull, HCl, H2S, PH 3.
Lidhja kovalente polare (josimetrike). - lidhja ndërmjet atomeve me elektronegativitet të ndryshëm (2 > ΔEO > 0.4) dhe shpërndarje asimetrike të çiftit elektronik të përbashkët. Në mënyrë tipike, ajo formohet midis dy jometaleve.
Dendësia e elektroneve të një lidhjeje të tillë zhvendoset drejt një atomi më elektronegativ, gjë që çon në shfaqjen e një ngarkese të pjesshme negative (delta minus) në të dhe një ngarkesë të pjesshme pozitive (delta plus) në më pak. atom elektronegativ.
C Cl C O C N O H M .
Drejtimi i zhvendosjes së elektroneve tregohet gjithashtu me një shigjetë:
CCl, CO, CN, OH, CMg.
Sa më i madh të jetë ndryshimi në elektronegativitetin e atomeve të lidhura, aq më i lartë është polariteti i lidhjes dhe aq më i madh është momenti i saj dipol. Forca të tjera tërheqëse veprojnë ndërmjet ngarkesave të pjesshme të shenjës së kundërt. Prandaj, sa më polare të jetë lidhja, aq më e fortë është.
Përveç polarizueshmëria lidhje kovalente ka pronën ngopje – aftësia e një atomi për të formuar aq lidhje kovalente sa ka orbitale atomike të disponueshme energjikisht. Vetia e tretë e lidhjes kovalente është e saj drejtimin.
3.3.2 Lidhja jonike. Forca lëvizëse pas formimit të saj është e njëjta dëshirë e atomeve për guaskën oktet. Por në disa raste, një guaskë e tillë "oktet" mund të lindë vetëm kur elektronet transferohen nga një atom në tjetrin. Prandaj, si rregull, një lidhje jonike formohet midis një metali dhe një jometali.
Konsideroni, si shembull, reagimin midis atomeve të natriumit (3s 1) dhe fluorit (2s 2 3s 5). Dallimi i elektronegativitetit në përbërjen NaF
EO = 4,0 - 0,93 = 3,07
Natriumi, pasi i ka dhënë 3s 1 elektronin e tij fluorit, bëhet një jon Na + dhe mbetet me një shtresë të mbushur 2s 2 2p 6, e cila korrespondon me konfigurimin elektronik të atomit të neonit. Fluori fiton saktësisht të njëjtin konfigurim elektronik duke pranuar një elektron të dhuruar nga natriumi. Si rezultat, forcat tërheqëse elektrostatike lindin midis joneve të ngarkuar në mënyrë të kundërt.
Lidhja jonike - një rast ekstrem i lidhjes kovalente polare, bazuar në tërheqjen elektrostatike të joneve. Një lidhje e tillë ndodh kur ka një ndryshim të madh në elektronegativitetin e atomeve të lidhura (EO > 2), kur një atom më pak elektronegativ heq dorë pothuajse plotësisht nga elektronet e tij valente dhe kthehet në një kation, dhe një atom tjetër, më elektronegativ, ngjitet. këto elektrone dhe bëhet një anion. Ndërveprimi i joneve të shenjës së kundërt nuk varet nga drejtimi dhe forcat e Kulonit nuk kanë vetinë e ngopjes. Për shkak të kësaj lidhje jonike nuk ka hapësirë fokusi Dhe ngopje , meqenëse çdo jon shoqërohet me një numër të caktuar kundërjonesh (numri i koordinimit të joneve). Prandaj, përbërjet me lidhje jonike nuk kanë strukturë molekulare dhe janë substanca të ngurta që formojnë rrjeta kristalore jonike, me pika të larta shkrirjeje dhe vlimi, ato janë shumë polare, shpesh të ngjashme me kripën dhe përçuese elektrike në tretësirat ujore. Për shembull, MgS, NaCl, A 2 O 3. Praktikisht nuk ka komponime me lidhje thjesht jonike, pasi një sasi e caktuar kovalence mbetet gjithmonë për shkak të faktit se nuk vërehet një transferim i plotë i një elektroni në një atom tjetër; në substancat më "jonike", përqindja e jonikitetit të lidhjes nuk kalon 90%. Për shembull, në NaF polarizimi i lidhjes është rreth 80%.
Në përbërjet organike, lidhjet jonike janë mjaft të rralla, sepse Një atom karboni nuk priret as të humbasë dhe as të fitojë elektrone për të formuar jone.
Valence elementet në komponimet me lidhje jonike karakterizohen shumë shpesh gjendja e oksidimit , e cila, nga ana tjetër, korrespondon me vlerën e ngarkesës së jonit të elementit në një përbërje të caktuar.
Gjendja e oksidimit - kjo është një ngarkesë konvencionale që një atom fiton si rezultat i rishpërndarjes së densitetit të elektroneve. Në mënyrë sasiore, karakterizohet nga numri i elektroneve të zhvendosur nga një element më pak elektronegativ në një element më elektronegativ. Një jon i ngarkuar pozitivisht formohet nga elementi që hoqi dorë nga elektronet e tij, dhe një jon negativ formohet nga elementi që pranoi këto elektrone.
Elementi i vendosur në gjendja më e lartë e oksidimit (maksimumi pozitiv), tashmë ka hequr dorë nga të gjitha elektronet e valencës të vendosura në AVZ. Dhe meqenëse numri i tyre përcaktohet nga numri i grupit në të cilin ndodhet elementi, atëherë gjendja më e lartë e oksidimit për shumicën e elementeve dhe do të jenë të barabarta numri i grupit . në lidhje me gjendja më e ulët e oksidimit (maksimumi negativ), atëherë shfaqet gjatë formimit të një guaskë me tetë elektron, domethënë në rastin kur AVZ është plotësisht i mbushur. Për jometalet llogaritet me formulë Numri i grupit - 8 . Për metalet e barabartë me zero , pasi nuk mund të pranojnë elektrone.
Për shembull, AVZ e squfurit ka formën: 3s 2 3p 4. Nëse një atom heq dorë nga të gjitha elektronet e tij (gjashtë), ai do të fitojë gjendjen më të lartë të oksidimit +6 , e barabartë me numrin e grupit VI , nëse duhen dy të nevojshme për të përfunduar guaskën e qëndrueshme, ajo do të fitojë gjendjen më të ulët të oksidimit –2 , e barabartë me Numri i grupit – 8 = 6 – 8= –2.
3.3.3 Lidhja metalike. Shumica e metaleve kanë një sërë vetive që janë të përgjithshme në natyrë dhe 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 shpjegohen me ekzistencën e një lloji të veçantë ndërveprimi në metale – lidhje metalike.
Në përputhje me pozicionin e tyre në tabelën periodike, atomet e metaleve kanë një numër të vogël elektronesh valente, të cilat janë mjaft të lidhura me bërthamat e tyre dhe mund të shkëputen lehtësisht prej tyre. Si rezultat, jonet e ngarkuar pozitivisht shfaqen në rrjetën kristalore të metalit, të lokalizuar në pozicione të caktuara të rrjetës kristalore dhe një numër i madh elektronesh të delokalizuara (të lira), që lëvizin relativisht lirshëm në fushën e qendrave pozitive dhe komunikojnë midis të gjithë metaleve. atomet për shkak të tërheqjes elektrostatike.
Ky është një ndryshim i rëndësishëm midis lidhjeve metalike dhe lidhjeve kovalente, të cilat kanë një orientim të rreptë në hapësirë. Forcat e lidhjes në metale nuk janë të lokalizuara ose të drejtuara, dhe elektronet e lira që formojnë një "gaz elektronik" shkaktojnë përçueshmëri të lartë termike dhe elektrike. Prandaj, në këtë rast është e pamundur të flitet për drejtimin e lidhjeve, pasi elektronet e valencës shpërndahen pothuajse në mënyrë të barabartë në të gjithë kristalin. Kjo është ajo që shpjegon, për shembull, plasticitetin e metaleve, pra mundësinë e zhvendosjes së joneve dhe atomeve në çdo drejtim.
3.3.4 Lidhja donator-pranues. Përveç mekanizmit të formimit të lidhjes kovalente, sipas të cilit një çift elektronik i përbashkët lind nga bashkëveprimi i dy elektroneve, ekziston edhe një mekanizmi dhurues-pranues . Ai qëndron në faktin se një lidhje kovalente është formuar si rezultat i kalimit të një çifti elektronik tashmë ekzistues (të vetmuar). donator (furnizuesi i elektroneve) për përdorim të përbashkët të dhuruesit dhe pranues (furnizues i orbitales atomike të lirë).
Pasi të formohet, nuk ndryshon nga kovalenti. Mekanizmi dhurues-pranues është ilustruar mirë nga skema për formimin e jonit të amonit (Figura 9) (yjet tregojnë elektronet e nivelit të jashtëm të atomit të azotit):
Figura 9 - Skema e formimit të jonit të amoniumit
Formula elektronike e ABZ-së së atomit të azotit është 2s 2 2p 3, domethënë ka tre elektrone të paçiftëzuara që hyjnë në një lidhje kovalente me tre atome hidrogjeni (1s 1), secila prej të cilave ka një elektron valencë. Në këtë rast, formohet një molekulë amoniaku NH 3, në të cilën mbahet çifti i vetëm elektronik i azotit. Nëse një proton hidrogjeni (1s 0), i cili nuk ka elektrone, i afrohet kësaj molekule, atëherë azoti do të transferojë çiftin e tij të elektroneve (dhurues) në këtë orbitale atomike të hidrogjenit (pranues), duke rezultuar në formimin e një jon amoniumi. Në të, çdo atom hidrogjeni është i lidhur me një atom azoti me anë të një çifti elektronik të përbashkët, njëri prej të cilëve zbatohet nëpërmjet një mekanizmi dhurues-pranues. Është e rëndësishme të theksohet se lidhjet H-N të formuara nga mekanizma të ndryshëm nuk kanë ndonjë ndryshim në vetitë. Ky fenomen është për faktin se në momentin e formimit të lidhjes, orbitalet e elektroneve 2s dhe 2p të atomit të azotit ndryshojnë formën e tyre. Si rezultat, shfaqen katër orbitale me të njëjtën formë.
Dhuruesit janë zakonisht atome me një numër të madh elektronesh, por me një numër të vogël elektronesh të paçiftuara. Për elementët e periudhës II, përveç atomit të azotit, një mundësi e tillë është e disponueshme për oksigjenin (dy çifte të vetme) dhe fluorin (tre çifte të vetme). Për shembull, joni i hidrogjenit H + në tretësirat ujore nuk është kurrë në gjendje të lirë, pasi joni i hidroniumit H 3 O + formohet gjithmonë nga molekulat e ujit H 2 O dhe joni H +. Joni hidronium është i pranishëm në të gjitha tretësirat ujore , edhe pse për lehtësinë e shkrimit është ruajtur simboli H+.
3.3.5 Lidhja hidrogjenore. Një atom hidrogjeni i lidhur me një element fort elektronegativ (azoti, oksigjeni, fluori, etj.), i cili "tërheq" një çift elektronik të përbashkët mbi vete, përjeton mungesë elektronesh dhe fiton një ngarkesë pozitive efektive. Prandaj, është në gjendje të ndërveprojë me çiftin e vetëm të elektroneve të një atomi tjetër elektronegativ (i cili fiton një ngarkesë negative efektive) të të njëjtit (lidhja intramolekulare) ose një molekule tjetër (lidhja ndërmolekulare). Si rezultat, ekziston lidhje hidrogjenore , e cila tregohet grafikisht me pika:
Kjo lidhje është shumë më e dobët se lidhjet e tjera kimike (energjia e formimit të saj është 10 – 40 kJ/mol) dhe kryesisht ka karakter pjesërisht elektrostatik, pjesërisht dhurues-pranues.
Lidhja hidrogjenore luan një rol jashtëzakonisht të rëndësishëm në makromolekulat biologjike, komponime të tilla inorganike si H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Për shembull, lidhjet O-H në H2O janë dukshëm polare në natyrë, me një tepricë të ngarkesës negative – në atomin e oksigjenit. Atomi i hidrogjenit, përkundrazi, fiton një ngarkesë të vogël pozitive + dhe mund të ndërveprojë me çiftet e vetme të elektroneve të atomit të oksigjenit të një molekule uji fqinje.
Ndërveprimi ndërmjet molekulave të ujit rezulton mjaft i fortë, i tillë që edhe në avujt e ujit ka dimerë dhe trimerë të përbërjes (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 etj. Ky lloj mund të shfaqet:
sepse atomi i oksigjenit ka dy çifte të vetme elektronesh.
Prania e lidhjeve hidrogjenore shpjegon temperaturat e larta të vlimit të ujit, alkooleve dhe acideve karboksilike. Për shkak të lidhjeve hidrogjenore, uji karakterizohet nga temperatura kaq të larta të shkrirjes dhe vlimit në krahasim me H 2 E (E = S, Se, Te). Nëse nuk do të kishte lidhje hidrogjeni, atëherë uji do të shkrihej në -100 °C dhe do të vlonte në -80 °C. Raste tipike të lidhjes vërehen për alkoolet dhe acidet organike.
Lidhjet e hidrogjenit mund të ndodhin si midis molekulave të ndryshme ashtu edhe brenda një molekule nëse kjo molekulë përmban grupe me aftësi dhuruese dhe pranuese. Për shembull, janë lidhjet intramolekulare të hidrogjenit që luajnë rolin kryesor në formimin e zinxhirëve peptidikë, të cilët përcaktojnë strukturën e proteinave. Lidhjet H ndikojnë në vetitë fizike dhe kimike të një substance.
Atomet e elementeve të tjerë nuk formojnë lidhje hidrogjeni , meqenëse forcat e tërheqjes elektrostatike të skajeve të kundërta të dipoleve të lidhjeve polare (O-H, N-H, etj.) janë mjaft të dobëta dhe veprojnë vetëm në distanca të shkurtra. Hidrogjeni, duke pasur rreze atomike më të vogël, lejon që dipole të tilla të afrohen aq shumë sa forcat tërheqëse të bëhen të dukshme. Asnjë element tjetër me një rreze të madhe atomike nuk është në gjendje të krijojë lidhje të tilla.
3.3.6 Forcat e ndërveprimit ndërmolekular (forcat van der Waals). Në 1873, shkencëtari holandez I. Van der Waals sugjeroi se ka forca që shkaktojnë tërheqje midis molekulave. Këto forca më vonë u quajtën forcat van der Waals – lloji më universal i lidhjes ndërmolekulare. Energjia e lidhjes van der Waals është më e vogël se lidhja hidrogjenore dhe arrin në 2–20 kJ/∙mol.
Në varësi të metodës së shfaqjes, forcat ndahen në:
1) orientues (dipol-dipol ose jon-dipol) - ndodhin midis molekulave polare ose midis joneve dhe molekulave polare. Ndërsa molekulat polare i afrohen njëra-tjetrës, ato orientohen në mënyrë që ana pozitive e njërit dipol të orientohet drejt anës negative të dipolit tjetër (Figura 10).
|
Figura 10 - Ndërveprimi orientues |
||||
2) induksioni (dipol - dipol i induktuar ose jon - dipol i induktuar) - lindin midis molekulave ose joneve polare dhe molekulave jopolare, por të afta për polarizim. Dipolet mund të ndikojnë në molekulat jopolare, duke i kthyer ato në dipole të indikuara (të induktuara). (Figura 11).
|
Figura 11 - Ndërveprimi induktiv |
||||
3) dispersive (dipol i induktuar - dipol i induktuar) - lindin midis molekulave jopolare të afta për polarizim. Në çdo molekulë ose atom të një gazi fisnik, ndodhin luhatje në densitetin elektrike, duke rezultuar në shfaqjen e dipoleve të menjëhershme, të cilat nga ana e tyre shkaktojnë dipole të menjëhershme në molekulat fqinje. Lëvizja e dipoleve të menjëhershme bëhet e qëndrueshme, pamja dhe prishja e tyre ndodhin në mënyrë sinkrone. Si rezultat i ndërveprimit të dipoleve të menjëhershme, energjia e sistemit zvogëlohet (Figura 12).
|
Figura 12 - Ndërveprimi i dispersionit |
|||||||
Më ndihmo të zgjidh kiminë të lutem. Tregoni llojin e lidhjes në molekulat NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... dhe mori përgjigjen më të mirë
Përgjigje nga Olga Lyabina[guru]
1) mbulim i tipit të lidhjes NH3. polare. Tre elektrone të paçiftuara të azotit dhe një hidrogjeni marrin pjesë secili në formimin e një lidhjeje. Nuk ka lidhje pi. hibridizimi sp3. Forma e molekulës është piramidale (një orbital nuk merr pjesë në hibridizim, tetraedri kthehet në një piramidë)
Lloji i lidhjes CaCl2 është jonik. Formimi i lidhjes përfshin dy elektrone kalciumi në orbitalin s, të cilat pranojnë dy atome klori, duke përfunduar nivelin e tyre të tretë. pa lidhje pi, tip hibridizimi sp. ato janë të vendosura në hapësirë në një kënd prej 180 gradë
Lloji i lidhjes Al2O3 është jonik. Tre elektrone nga orbitalet s dhe p të aluminit janë të përfshirë në formimin e lidhjes, të cilën oksigjeni e pranon, duke përfunduar nivelin e saj të dytë. O=Al-O-Al=O. Ka lidhje pi midis oksigjenit dhe aluminit. lloji i hibridizimit sp ka shumë të ngjarë.
Lloji i lidhjes BaS është jonik. dy elektrone të bariumit pranohen nga squfuri. Ba=S është një lidhje pi. hibridizimi sp. molekulë e sheshtë.
2) AgNO3
argjendi reduktohet në katodë
K Ag+ + e = Ag
uji oksidohet në anodë
A 2H2O - 4e = O2 + 4H+
sipas ligjit të Faradeit (çfarëdo...) masa (vëllimi) i substancës së lëshuar në katodë është proporcionale me sasinë e energjisë elektrike që kalon nëpër tretësirë
m(Ag) = Me/zF *I*t = 32,23 g
V(O2) = Ve/F *I*t = 1,67 l
Përgjigje nga 2 pergjigje[guru]
Përshëndetje! Këtu është një përzgjedhje e temave me përgjigje për pyetjen tuaj: Më ndihmo të zgjidh kiminë, të lutem. Tregoni llojin e lidhjes në molekulat NH3, CaCl2, Al2O3, BaS...
.
Ju e dini që atomet mund të kombinohen me njëri-tjetrin për të formuar substanca të thjeshta dhe komplekse. Në këtë rast, formohen lloje të ndryshme të lidhjeve kimike: jonike, kovalente (jopolare dhe polare), metalike dhe hidrogjenore. Një nga vetitë më thelbësore të atomeve të elementeve, e cila përcakton se çfarë lloj lidhjeje formohet midis tyre - jonike ose kovalente - Ky është elektronegativiteti, d.m.th. aftësia e atomeve në një përbërje për të tërhequr elektrone.
Një vlerësim sasior i kushtëzuar i elektronegativitetit jepet nga shkalla relative e elektronegativitetit.
Në periudha, ekziston një tendencë e përgjithshme që elektronegativiteti i elementeve të rritet, dhe në grupe - për uljen e tyre. Elementet janë renditur në një rresht sipas elektronegativitetit të tyre, në bazë të të cilave mund të krahasohet elektronegativiteti i elementeve të vendosura në periudha të ndryshme.
Lloji i lidhjes kimike varet nga sa i madh është ndryshimi në vlerat e elektronegativitetit të atomeve lidhëse të elementeve. Sa më shumë që atomet e elementeve që formojnë lidhjen të ndryshojnë në elektronegativitet, aq më polare është lidhja kimike. Është e pamundur të vizatohet një kufi i mprehtë midis llojeve të lidhjeve kimike. Në shumicën e komponimeve, lloji i lidhjes kimike është i ndërmjetëm; për shembull, një lidhje kimike kovalente shumë polare është afër një lidhjeje jonike. Në varësi të cilës nga rastet kufizuese një lidhje kimike është më e afërt në natyrë, ajo klasifikohet ose si një lidhje jonike ose një lidhje polare kovalente.
Lidhja jonike.Një lidhje jonike formohet nga bashkëveprimi i atomeve që ndryshojnë ndjeshëm nga njëri-tjetri në elektronegativitet. Për shembull, metalet tipike litium (Li), natrium (Na), kalium (K), kalcium (Ca), stroncium (Sr), barium (Ba) formojnë lidhje jonike me jometale tipike, kryesisht halogjene.
Përveç halideve të metaleve alkali, lidhjet jonike formohen edhe në komponime të tilla si alkalet dhe kripërat. Për shembull, në hidroksid natriumi (NaOH) dhe sulfat natriumi (Na 2 SO 4) ekzistojnë lidhje jonike vetëm midis atomeve të natriumit dhe oksigjenit (lidhjet e mbetura janë kovalente polare).
Lidhja kovalente jopolare.Kur atomet me të njëjtin elektronegativitet ndërveprojnë, formohen molekula me një lidhje kovalente jopolare. Një lidhje e tillë ekziston në molekulat e substancave të mëposhtme të thjeshta: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Lidhjet kimike në këto gaze formohen përmes çifteve të përbashkëta të elektroneve, d.m.th. kur retë përkatëse elektronike mbivendosen, për shkak të bashkëveprimit elektron-bërthamor, i cili ndodh kur atomet afrohen me njëri-tjetrin.
Kur përpiloni formula elektronike të substancave, duhet mbajtur mend se çdo çift elektronik i zakonshëm është një imazh konvencional i densitetit të rritur të elektroneve që rezulton nga mbivendosja e reve elektronike përkatëse.
Lidhja polare kovalente.Kur atomet ndërveprojnë, vlerat e elektronegativitetit të të cilave ndryshojnë, por jo ndjeshëm, çifti i përbashkët elektronik zhvendoset në një atom më elektronegativ. Ky është lloji më i zakonshëm i lidhjes kimike, që gjendet në përbërjet inorganike dhe organike.
Lidhjet kovalente gjithashtu përfshijnë plotësisht ato lidhje që formohen nga një mekanizëm dhurues-pranues, për shembull në jonet hidronium dhe amonium.
Lidhje metalike.
Lidhja që krijohet si rezultat i bashkëveprimit të elektroneve relativisht të lira me jonet metalike quhet lidhje metalike. Ky lloj lidhjeje është karakteristik për substancat e thjeshta - metalet.
Thelbi i procesit të formimit të lidhjes metalike është si vijon: atomet metalike heqin dorë lehtësisht nga elektronet e valencës dhe kthehen në jone të ngarkuar pozitivisht. Elektronet relativisht të lira të shkëputura nga atomi lëvizin ndërmjet joneve pozitive të metaleve. Mes tyre lind një lidhje metalike, d.m.th., elektronet, si të thuash, çimentojnë jonet pozitive të rrjetës kristalore të metaleve.
Lidhja hidrogjenore.
Një lidhje që formohet midis atomeve të hidrogjenit të një molekule dhe një atomi të një elementi shumë elektronegativ(O, N, F) një molekulë tjetër quhet lidhje hidrogjeni.
Mund të lindë pyetja: pse hidrogjeni formon një lidhje kimike kaq specifike?
Kjo shpjegohet me faktin se rrezja atomike e hidrogjenit është shumë e vogël. Për më tepër, kur zhvendos ose dhuron plotësisht elektronin e tij të vetëm, hidrogjeni fiton një ngarkesë relativisht të lartë pozitive, për shkak të së cilës hidrogjeni i një molekule ndërvepron me atomet e elementëve elektronegativë që kanë një ngarkesë të pjesshme negative që hyn në përbërjen e molekulave të tjera (HF , H2O, NH3) .
Le të shohim disa shembuj. Ne zakonisht përfaqësojmë përbërjen e ujit me formulën kimike H 2 O. Megjithatë, kjo nuk është plotësisht e saktë. Do të ishte më e saktë të shënohej përbërja e ujit me formulën (H 2 O)n, ku n = 2,3,4, etj. Kjo shpjegohet me faktin se molekulat individuale të ujit janë të lidhura me njëra-tjetrën nëpërmjet lidhjeve hidrogjenore. .
Lidhjet hidrogjenore zakonisht shënohen me pika. Është shumë më e dobët se lidhjet jonike ose kovalente, por më e fortë se ndërveprimet e zakonshme ndërmolekulare.
Prania e lidhjeve hidrogjenore shpjegon rritjen e vëllimit të ujit me uljen e temperaturës. Kjo për faktin se me uljen e temperaturës, molekulat bëhen më të forta dhe për rrjedhojë zvogëlohet dendësia e "paketimit" të tyre.
Gjatë studimit të kimisë organike, lindi pyetja e mëposhtme: pse pikat e vlimit të alkooleve janë shumë më të larta se hidrokarburet përkatëse? Kjo shpjegohet me faktin se lidhjet hidrogjenore formohen edhe ndërmjet molekulave të alkoolit.
Një rritje në pikën e vlimit të alkooleve ndodh edhe për shkak të zmadhimit të molekulave të tyre.
Lidhja hidrogjenore është karakteristike edhe për shumë komponime të tjera organike (fenolet, acidet karboksilike, etj.). Nga kurset e kimisë organike dhe biologjisë së përgjithshme, ju e dini se prania e një lidhjeje hidrogjeni shpjegon strukturën dytësore të proteinave, strukturën e spirales së dyfishtë të ADN-së, pra fenomenin e komplementaritetit.
PËRKUFIZIM
Amoniaku- nitridi i hidrogjenit.
Formula – NH 3. Masa molare - 17 g/mol.
Vetitë fizike të amoniakut
Amoniaku (NH 3) është një gaz i pangjyrë me një erë të fortë (erë "amoniaku"), më i lehtë se ajri, shumë i tretshëm në ujë (një vëllim uji do të shpërndajë deri në 700 vëllime amoniak). Tretësira e koncentruar e amoniakut përmban 25% (në masë) amoniak dhe ka një densitet prej 0,91 g/cm 3 .
Lidhjet ndërmjet atomeve në molekulën e amoniakut janë kovalente. Pamje e përgjithshme e molekulës AB 3. Të gjitha orbitalet valore të atomit të azotit hyjnë në hibridizim, prandaj, lloji i hibridizimit të molekulës së amoniakut është sp 3. Amoniaku ka një strukturë gjeometrike të tipit AB 3 E - një piramidë trigonale (Fig. 1).
Oriz. 1. Struktura e molekulës së amoniakut.
Vetitë kimike të amoniakut
Kimikisht, amoniaku është mjaft aktiv: ai reagon me shumë substanca. Shkalla e oksidimit të azotit në amoniak "-3" është minimale, kështu që amoniaku shfaq vetëm veti reduktuese.
Kur amoniaku nxehet me halogjene, okside të metaleve të rënda dhe oksigjen, formohet azoti:
2NH 3 + 3Br 2 = N 2 + 6HBr
2NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3H 2 O
4NH 3 +3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O
Në prani të një katalizatori, amoniaku mund të oksidohet në oksid azoti (II):
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (katalizator - platin)
Ndryshe nga komponimet hidrogjenore të jometaleve të grupeve VI dhe VII, amoniaku nuk shfaq veti acidike. Megjithatë, atomet e hidrogjenit në molekulën e tij janë ende në gjendje të zëvendësohen nga atomet metalike. Kur hidrogjeni zëvendësohet plotësisht nga një metal, formohen komponime të quajtura nitride, të cilat gjithashtu mund të përftohen nga ndërveprimi i drejtpërdrejtë i azotit me metalin në temperatura të larta.
Vetitë kryesore të amoniakut janë për shkak të pranisë së një çifti të vetëm elektronesh në atomin e azotit. Një zgjidhje e amoniakut në ujë është alkaline:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH —
Kur amoniaku ndërvepron me acidet, formohen kripërat e amonit, të cilat dekompozohen kur nxehen:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
NH 4 Cl = NH 3 + HCl (kur nxehet)
Prodhimi i amoniakut
Ekzistojnë metoda industriale dhe laboratorike për prodhimin e amoniakut. Në laborator, amoniaku fitohet nga veprimi i alkaleve në tretësirat e kripërave të amonit kur nxehet:
NH 4 Cl + KOH = NH 3 + KCl + H 2 O
NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O
Ky reagim është cilësor për jonet e amonit.
Aplikimi i amoniakut
Prodhimi i amoniakut është një nga proceset teknologjike më të rëndësishme në mbarë botën. Rreth 100 milionë tonë amoniak prodhohen çdo vit në botë. Amoniaku lëshohet në formë të lëngshme ose në formën e një tretësire ujore 25% - ujë amoniak. Fushat kryesore të përdorimit të amoniakut janë prodhimi i acidit nitrik (prodhimi i mëvonshëm i plehrave minerale që përmbajnë azot), kripërat e amonit, ure, heksamina, fibrat sintetike (najloni dhe najloni). Amoniaku përdoret si ftohës në njësitë ftohëse industriale dhe si agjent zbardhues në pastrimin dhe ngjyrosjen e pambukut, leshit dhe mëndafshit.
Shembuj të zgjidhjes së problemeve
SHEMBULL 1
| Ushtrimi | Sa është masa dhe vëllimi i amoniakut që do të kërkohet për të prodhuar 5 ton nitrat amonium? |
| Zgjidhje | Le të shkruajmë ekuacionin për reaksionin e prodhimit të nitratit të amonit nga amoniaku dhe acidi nitrik: NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 Sipas ekuacionit të reaksionit, sasia e substancës së nitratit të amonit është e barabartë me 1 mol - v(NH 4 NO 3) = 1 mol. Pastaj, masa e nitratit të amonit llogaritet nga ekuacioni i reaksionit: m(NH4NO3) = v(NH4NO3) × M(NH4NO3); m(NH 4 NO 3) = 1×80 = 80 t Sipas ekuacionit të reaksionit, sasia e substancës së amoniakut është gjithashtu e barabartë me 1 mol - v(NH 3) = 1 mol. Pastaj, masa e amoniakut llogaritet nga ekuacioni: m(NH3) = v(NH3)×M(NH3); m(NH 3) = 1×17 = 17 t Le të bëjmë një proporcion dhe të gjejmë masën e amoniakut (praktike): 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(NH 3) = 1,06 t Le të bëjmë një proporcion të ngjashëm për të gjetur vëllimin e amoniakut: 1,06 g NH 3 – x l NH 3 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 |
| Përgjigju | Masa e amoniakut - 1,06 t, vëllimi i amoniakut - 1,4×10 m |
