3.3.1 Kovalent bog'lanish - Bu antiparallel spinlar bilan juftlashtirilmagan elektronlarni olib yuruvchi elektron bulutlarning bir-birining ustiga chiqishi natijasida hosil bo'lgan ikki markazli ikki elektronli bog'lanishdir. Qoida tariqasida, u bitta kimyoviy elementning atomlari orasida hosil bo'ladi.
Miqdoriy jihatdan u valentlik bilan tavsiflanadi. Element valentligi - bu uning atom valentlik zonasida joylashgan erkin elektronlar hisobiga ma'lum miqdordagi kimyoviy bog'lanishlar hosil qilish qobiliyatidir.
Kovalent bog'lanish faqat atomlar orasida joylashgan elektron juftligi orqali hosil bo'ladi. U bo'lingan juftlik deb ataladi. Qolgan elektron juftlari yolg'iz juftlar deb ataladi. Ular qobiqlarni to'ldiradi va bog'lashda ishtirok etmaydi. Atomlar orasidagi aloqa nafaqat bitta, balki ikkita yoki hatto uchta umumiy juftlik orqali ham amalga oshirilishi mumkin. Bunday ulanishlar deyiladi ikki barobar va t to'da - bir nechta obligatsiyalar.
3.3.1.1 Kovalent qutbsiz bog'lanish. Ikkala atomga teng ravishda tegishli bo'lgan elektron juftlarni hosil qilish orqali amalga oshiriladigan bog'lanish deyiladi kovalent qutbsiz. U elektr manfiyligi deyarli teng bo'lgan (0,4 > DEO > 0) atomlar o'rtasida paydo bo'ladi va shunga ko'ra, bir xil atom yadrolari o'rtasida elektron zichligi bir xil taqsimlanadi. Masalan, H 2, O 2, N 2, Cl 2 va boshqalar Bunday bog'lanishlarning dipol momenti nolga teng. To'yingan uglevodorodlardagi (masalan, CH 4 da) CH bog'i amalda qutbsiz hisoblanadi, chunki DEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.
3.3.1.2 Kovalent qutbli aloqa. Agar molekula ikki xil atomdan hosil bo'lsa, elektron bulutlarning (orbitallarning) qoplanish zonasi atomlardan biriga siljiydi va bunday bog'lanish deyiladi. qutbli . Bunday ulanish bilan atomlardan birining yadrosi yaqinida elektronlarni topish ehtimoli yuqori. Masalan, HCl, H 2 S, PH 3.
Polar (assimetrik) kovalent bog'lanish - elektron manfiyligi har xil bo'lgan (2 > DEO > 0,4) atomlar orasidagi bog'lanish va umumiy elektron juftining assimetrik taqsimlanishi. Qoida tariqasida, u ikkita metall bo'lmaganlar o'rtasida hosil bo'ladi.
Bunday bog'lanishning elektron zichligi ko'proq elektron manfiy atom tomon siljiydi, bu uning ustida qisman manfiy zaryad paydo bo'lishiga olib keladi (delta minus), kamroq elektron manfiy atomda esa qisman musbat zaryad ( delta plyus)
C - Cl
Elektronlarning siljish yo'nalishi ham o'q bilan ko'rsatilgan:
CCl, CO, CN, OH, CMg.
Bog'langan atomlarning elektromanfiyligidagi farq qanchalik katta bo'lsa, bog'lanishning qutbliligi va dipol momenti shunchalik katta bo'ladi. Qarama-qarshi belgili qisman zaryadlar orasida qo'shimcha tortishish kuchlari harakat qiladi. Shuning uchun bog'lanish qanchalik qutbli bo'lsa, u shunchalik kuchli bo'ladi.
Bundan tashqari qutblanish qobiliyati kovalent bog'lanish mulkka ega to'yinganlik - atomning energiya jihatidan mavjud bo'lgan atom orbitallari bo'lsa, shuncha kovalent bog'lanish hosil qilish qobiliyati. Kovalent bog'lanishning uchinchi xossasi uning orientatsiya.
3.3.2 Ion aloqasi. Uning paydo bo'lishining harakatlantiruvchi kuchi atomlarning oktet qobig'iga bir xil intilishidir. Ammo bir qator hollarda bunday "oktet" qobiq faqat elektronlar bir atomdan ikkinchisiga o'tkazilganda paydo bo'lishi mumkin. Shuning uchun, qoida tariqasida, metall va metall bo'lmaganlar o'rtasida ionli bog'lanish hosil bo'ladi.
Misol tariqasida natriy (3s 1) va ftor (2s 2 3s 5) atomlari orasidagi reaksiyani ko'rib chiqaylik. NaF birikmasidagi elektron manfiylik farqi
EO = 4,0 - 0,93 = 3,07
Natriy o'zining 3s 1 elektronini ftorga berib, Na + ioniga aylanadi va to'ldirilgan 2s 2 2p 6 qobiq bilan qoladi, bu neon atomining elektron konfiguratsiyasiga mos keladi. Aynan shu elektron konfiguratsiyani natriy tomonidan berilgan bitta elektronni qabul qilib, ftor oladi. Natijada, qarama-qarshi zaryadlangan ionlar orasida elektrostatik tortishish kuchlari paydo bo'ladi.
Ion aloqasi - ionlarning elektrostatik tortilishiga asoslangan qutbli kovalent bog'lanishning ekstremal holati. Bunday bog‘lanish bog‘langan atomlarning elektron manfiyligida katta farq bo‘lganda (EO > 2), kamroq elektron manfiy atom o‘z valentlik elektronlarini deyarli to‘liq tashlab, kationga aylanganda va boshqa, ko‘proq elektron manfiy atom birikganda sodir bo‘ladi. bu elektronlar va anionga aylanadi. Qarama-qarshi belgili ionlarning o'zaro ta'siri yo'nalishga bog'liq emas va Kulon kuchlari to'yinganlik xususiyatiga ega emas. Shuni dastidan; shu sababdan ionli bog'lanish bo'sh joy yo'q diqqat Va to'yinganlik , chunki har bir ion ma'lum miqdordagi qarshi ionlar bilan bog'langan (ionning koordinatsion raqami). Shuning uchun ionli bog’langan birikmalar molekulyar tuzilishga ega emas va ionli kristall panjaralar hosil qiluvchi qattiq moddalar bo’lib, erish va qaynash haroratlari yuqori, ular juda qutbli, ko’pincha tuzsimon, suvli eritmalarda elektr o’tkazuvchan bo’ladi. Masalan, MgS, NaCl, A 2 O 3. Sof ionli bog'langan birikmalar deyarli mavjud emas, chunki bir elektronning boshqa atomga to'liq o'tishi kuzatilmaganligi sababli har doim ma'lum miqdordagi kovalentlik mavjud; eng "ionli" moddalarda bog'lanish ionligining ulushi 90% dan oshmaydi. Misol uchun, NaFda bog'lanish polarizatsiyasi taxminan 80% ni tashkil qiladi.
Organik birikmalarda ion aloqalari juda kam uchraydi, chunki. uglerod atomi ionlarni hosil qilish uchun elektronlarni yo'qotmaydi va orttirmaydi.
Valentlik ionli birikmalardagi elementlar juda tez-tez xarakterlanadi oksidlanish darajasi , bu esa, o'z navbatida, berilgan birikmadagi element ionining zaryadiga mos keladi.
Oksidlanish holati elektron zichligini qayta taqsimlash natijasida atom egallagan shartli zaryaddir. Miqdoriy jihatdan u kamroq elektronegativ elementdan ko'proq elektronegativ elementga ko'chirilgan elektronlar soni bilan tavsiflanadi. Elektronlarini bergan elementdan musbat zaryadlangan ion, shu elektronlarni olgan elementdan manfiy ion hosil bo'ladi.
Element ichidagi eng yuqori oksidlanish darajasi (maksimal ijobiy), ABDdagi barcha valentlik elektronlaridan allaqachon voz kechgan. Va ularning soni element joylashgan guruhning soni bilan belgilanadiganligi sababli, keyin eng yuqori oksidlanish darajasi ko'pchilik elementlar uchun va teng bo'ladi guruh raqami . Haqida eng past oksidlanish darajasi (maksimal salbiy), keyin u sakkiz elektronli qobiq hosil bo'lganda, ya'ni AVZ to'liq to'ldirilgan holatda paydo bo'ladi. Uchun metall bo'lmaganlar formula bo'yicha hisoblanadi guruh raqami - 8 . Uchun metallar ga teng nol chunki ular elektronlarni qabul qila olmaydi.
Masalan, oltingugurtning AVZi quyidagi shaklga ega: 3s 2 3p 4 . Agar atom barcha elektronlardan (oltita) voz kechsa, u eng yuqori oksidlanish darajasini oladi +6 guruh raqamiga teng VI , agar barqaror qobiqni bajarish uchun ikkita zarur bo'lsa, u eng past oksidlanish holatiga ega bo'ladi. –2 ga teng Guruh raqami - 8 \u003d 6 - 8 \u003d -2.
3.3.3 Metall bog'lanish. Aksariyat metallar umumiy xarakterga ega bo'lgan va boshqa moddalarning xususiyatlaridan farq qiladigan bir qator xususiyatlarga ega. Bunday xususiyatlar nisbatan yuqori erish nuqtalari, yorug'likni aks ettirish qobiliyati, yuqori issiqlik va elektr o'tkazuvchanligi. Bu xususiyatlar metallarda maxsus turdagi o'zaro ta'sirning mavjudligi bilan izohlanadi – metall aloqa.
Davriy tizimdagi holatiga ko'ra, metall atomlari o'z yadrolari bilan juda zaif bog'langan va ulardan osongina ajralib turadigan oz sonli valent elektronlarga ega. Natijada, metallning kristall panjarasida kristall panjaraning ma'lum pozitsiyalarida lokalizatsiya qilingan musbat zaryadlangan ionlar paydo bo'ladi va ko'p sonli delokalizatsiyalangan (erkin) elektronlar musbat markazlar sohasida nisbatan erkin harakatlanadi va ular orasidagi bog'lanishni amalga oshiradi. elektrostatik tortishish tufayli barcha metall atomlari.
Bu kosmosda qat'iy yo'nalishga ega bo'lgan metall aloqalar va kovalent aloqalar o'rtasidagi muhim farqdir. Metalllardagi bog'lanish kuchlari lokalizatsiya qilinmaydi va yo'naltirilmaydi va "elektron gaz" ni hosil qiluvchi erkin elektronlar yuqori issiqlik va elektr o'tkazuvchanligini keltirib chiqaradi. Shuning uchun, bu holda bog'lanish yo'nalishi haqida gapirish mumkin emas, chunki valentlik elektronlari kristall ustida deyarli bir xil taqsimlanadi. Aynan shu narsa, masalan, metallarning plastikligini, ya'ni ionlar va atomlarning istalgan yo'nalishda siljish imkoniyatini tushuntiradi.
3.3.4 Donor-akseptor aloqasi. Ikki elektronning o'zaro ta'siridan umumiy elektron juftligi paydo bo'ladigan kovalent bog'lanish mexanizmiga qo'shimcha ravishda, shuningdek, maxsus aloqa mavjud. donor-akseptor mexanizmi . Bu kovalent bog'lanish allaqachon mavjud (yakka) elektron juftining o'tishi natijasida hosil bo'lishidadir. donor (elektron yetkazib beruvchi) donor va umumiy foydalanish uchun qabul qiluvchi (erkin atom orbitalining yetkazib beruvchisi).
Shakllanganidan keyin u kovalentdan farq qilmaydi. Donor-akseptor mexanizmi ammoniy ionini hosil qilish sxemasida yaxshi tasvirlangan (9-rasm) (yulduzchalar azot atomining tashqi sathi elektronlarini bildiradi):
9-rasm - Ammoniy ionining hosil bo'lish sxemasi
Azot atomining AVZ elektron formulasi 2s 2 2p 3, yaʼni uchta vodorod atomi (1s 1) bilan kovalent bogʻlanishga kirishuvchi uchta juftlashtirilmagan elektronga ega boʻlib, ularning har biri bitta valentlik elektronga ega. Bunda NH 3 ammiak molekulasi hosil bo'lib, unda azotning taqsimlanmagan elektron jufti saqlanib qoladi. Agar elektronlari bo'lmagan vodorod protoni (1s 0) bu molekulaga yaqinlashsa, azot o'z juft elektronlarini (donorini) shu vodorod atom orbitaliga (akseptoriga) o'tkazadi, natijada ammoniy ioni hosil bo'ladi. Unda har bir vodorod atomi azot atomiga umumiy elektron juftlik orqali bog'langan bo'lib, ulardan biri donor-akseptor mexanizmi orqali amalga oshiriladi. Shuni ta'kidlash kerakki, turli xil mexanizmlar orqali hosil bo'lgan H-N aloqalari xossalari bo'yicha hech qanday farqlarga ega emas. Bu hodisa boglanish hosil boʻlish vaqtida azot atomining 2s– va 2p– elektronlari orbitallari oʻz shaklini oʻzgartirishi bilan bogʻliq. Natijada, butunlay bir xil to'rtta orbital paydo bo'ladi.
Donorlar, odatda, ko'p sonli elektronga ega bo'lgan atomlardir, lekin kichik miqdordagi juftlashtirilmagan elektronlarga ega. II davr elementlari uchun azot atomidan tashqari kislorod (ikkita yolg'iz juft) va ftor (uch yolg'iz juft) ham shunday imkoniyatga ega. Masalan, suvli eritmalardagi vodorod ioni H + hech qachon erkin holatda bo'lmaydi, chunki gidroniy ioni H 3 O + har doim suv molekulalari H 2 O va ion H + dan hosil bo'ladi.Hidroniy ioni barcha suvli eritmalarda mavjud. , soddaligi uchun imlo H + belgisi saqlanib qolgan bo'lsa-da.
3.3.5 Vodorod aloqasi. Kuchli elektronegativ element (azot, kislorod, ftor va boshqalar) bilan bog'langan vodorod atomi umumiy elektron juftini o'ziga "tortib oladi" elektronlar etishmasligini boshdan kechiradi va samarali musbat zaryad oladi. Shuning uchun u bir xil (molekulyar aloqa) yoki boshqa molekulaning (molekulyar aloqa) boshqa elektron manfiy atomning (samarali manfiy zaryadga ega bo'lgan) elektron juftligi bilan o'zaro ta'sir o'tkazishga qodir. Natijada, mavjud vodorod aloqasi , bu nuqta bilan grafik tarzda ko'rsatilgan:
Bu bog'lanish boshqa kimyoviy bog'larga qaraganda ancha zaifdir (uning hosil bo'lish energiyasi 10 ga teng). – 40 kJ/mol) va asosan qisman elektrostatik, qisman donor-akseptor xarakterga ega.
Vodorod aloqasi biologik makromolekulalarda, H 2 O, H 2 F 2, NH 3 kabi noorganik birikmalarda juda muhim rol o'ynaydi. Masalan, H 2 O dagi O-H aloqalari kislorod atomida – ortiqcha manfiy zaryad bilan sezilarli qutbli xususiyatga ega. Vodorod atomi, aksincha, kichik musbat zaryadga ega bo'ladi + va qo'shni suv molekulasi kislorod atomining yolg'iz elektron juftlari bilan o'zaro ta'sir qilishi mumkin.
Suv molekulalari o'rtasidagi o'zaro ta'sir juda kuchli bo'lib chiqadi, hatto suv bug'ida (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 va boshqalarning dimerlari va trimerlari mavjud. Ushbu turdagi yuzaga kelishi mumkin:
chunki kislorod atomida ikkita yolg'iz elektron juft bo'ladi.
Vodorod aloqalarining mavjudligi suv, spirt, karboksilik kislotalarning yuqori qaynash nuqtalarini tushuntiradi. Vodorod aloqalari tufayli suv H 2 E (E = S, Se, Te) bilan solishtirganda shunday yuqori erish va qaynash nuqtalari bilan tavsiflanadi. Agar vodorod aloqalari bo'lmasa, suv -100 ° C da eriydi va -80 ° C da qaynaydi. Assotsiatsiyaning odatiy hollari spirtlar va organik kislotalar uchun kuzatiladi.
Vodorod aloqalari turli molekulalar o'rtasida ham, molekula ichida ham paydo bo'lishi mumkin, agar bu molekulada donor va qabul qiluvchi qobiliyatli guruhlar mavjud bo'lsa. Masalan, oqsillarning tuzilishini aniqlaydigan peptid zanjirlarining shakllanishida asosiy rol o'ynaydigan molekulyar vodorod aloqalari. H-bog'lari moddaning fizik va kimyoviy xossalariga ta'sir qiladi.
Vodorod aloqalari boshqa elementlarning atomlarini hosil qilmaydi , chunki qutb bog'lari dipollarining qarama-qarshi uchlarini elektrostatik tortishish kuchlari (O-N, N-H va boshqalar) ancha zaif va faqat kichik masofalarda ta'sir qiladi. Eng kichik atom radiusiga ega bo'lgan vodorod bunday dipollarni bir-biriga shunchalik yaqinlashishga imkon beradiki, jozibali kuchlar sezilarli bo'ladi. Katta atom radiusiga ega bo'lgan boshqa hech qanday element bunday aloqalarni hosil qila olmaydi.
3.3.6 Molekulalararo o'zaro ta'sir kuchlari (van der Vaals kuchlari). 1873 yilda golland olimi I. van der Vaals molekulalar o'rtasida tortishuvni keltirib chiqaradigan kuchlar mavjudligini taklif qildi. Bu kuchlar keyinchalik van der Vaals kuchlari deb ataldi. – molekulalararo bog'lanishning eng ko'p qirrali shakli. Van-der-Vaals bogʻining energiyasi vodorod bogʻidan kamroq va 2–20 kJ/∙mol.
Quvvatni hosil qilish usuliga qarab ular quyidagilarga bo'linadi.
1) orientatsion (dipol-dipol yoki ion-dipol) - qutbli molekulalar yoki ionlar va qutbli molekulalar o'rtasida paydo bo'ladi. Qutbli molekulalar bir-biriga yaqinlashganda, ular bir dipolning musbat tomoni ikkinchi dipolning manfiy tomoniga yo'naltirilgan bo'ladi (10-rasm).
|
10-rasm - Orientatsiyaning o'zaro ta'siri |
||||
2) induksiya (dipol - induktsiyalangan dipol yoki ion - induktsiyalangan dipol) - qutbli molekulalar yoki ionlar va qutbsiz molekulalar o'rtasida paydo bo'ladi, lekin qutblanishga qodir. Dipollar qutbsiz molekulalarga ta'sir qilib, ularni ko'rsatilgan (induktsiyalangan) dipollarga aylantirishi mumkin. (11-rasm).
|
11-rasm - Induktiv o'zaro ta'sir |
||||
3) dispersiv (induktsiyalangan dipol - induktsiyalangan dipol) - qutblanishga qodir bo'lmagan qutbsiz molekulalar orasida paydo bo'ladi. Asil gazning har qanday molekulasi yoki atomida elektr zichligi tebranishlari paydo bo'ladi, buning natijasida lahzali dipollar paydo bo'ladi, bu esa o'z navbatida qo'shni molekulalarda lahzali dipollarni keltirib chiqaradi. Bir lahzali dipollarning harakati muvofiqlashtiriladi, ularning paydo bo'lishi va parchalanishi sinxron ravishda sodir bo'ladi. Bir lahzali dipollarning o'zaro ta'siri natijasida tizimning energiyasi kamayadi (12-rasm).
|
12-rasm - Dispersiyaning o'zaro ta'siri |
|||||||
Iltimos, kimyo bo'yicha yordam bering. NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... molekulalaridagi bog‘lanish turini ko‘rsating va eng yaxshi javobni oldi.
Olga Lyabinaning javobi[guru]
1) NH3 ulanish turi kov. qutbli. bog‘ hosil bo‘lishida azotning uchta juftlashtirilmagan elektroni va bittadan vodorod ishtirok etadi. pi bog'lari mavjud emas. sp3 gibridlanishi. Molekulaning shakli piramidal (bitta orbital gibridlanishda qatnashmaydi, tetraedr piramidaga aylanadi)
CaCl2 bog'lanish turi iondir. s orbitalda ikkita kaltsiy elektroni bog'lanish hosil bo'lishida ishtirok etadi, ular ikkita xlor atomini qabul qiladi va ularning uchinchi darajasini yakunlaydi. pi bog'lari yo'q, sp gibridlanish turi. ular kosmosda 180 daraja burchak ostida joylashgan
Al2O3 bog'lanish turi iondir. alyuminiyning s va p orbitallaridan uchta elektron aloqa hosil bo'lishida ishtirok etadi, kislorod qabul qiladi va uning ikkinchi darajasini tugatadi. O=Al-O-Al=O. kislorod va alyuminiy o'rtasida pi bog'lari mavjud. sp gibridlanish turi katta ehtimol bilan.
BaS bog'lanish turi iondir. Oltingugurt ikkita bariy elektronini qabul qiladi. Ba=S - bitta pi bog'lanish. gibridlanish sp. Yassi molekula.
2) AgNO3
kumush katodda kamayadi
K Ag+ + e = Ag
suv anodda oksidlanadi
A 2H2O - 4e \u003d O2 + 4H +
Faraday qonuniga ko'ra (nima bo'lishidan qat'iy nazar) katodda chiqarilgan moddaning massasi (hajmi) eritma orqali o'tgan elektr miqdoriga proportsionaldir.
m (Ag) \u003d Men / zF * I * t \u003d 32,23 g
V (O2) \u003d Ve / F * I * t \u003d 1,67 l
dan javob 2 ta javob[guru]
Salom! Bu yerda sizning savolingizga javoblar bilan mavzular tanlovi: Iltimos, menga kimyoni hal qilishga yordam bering. NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... molekulalaridagi bog'lanish turini ko'rsating.
.
Atomlar bir-biri bilan qo‘shilib oddiy va murakkab moddalar hosil qilishini bilasiz. Bunday holda turli xil kimyoviy bog'lanishlar hosil bo'ladi: ionli, kovalent (qutbsiz va qutbli), metall va vodorod. Elementlar atomlarining eng muhim xususiyatlaridan biri ular o'rtasida qanday bog'lanish hosil bo'lishini aniqlaydi - ion yoki kovalent, - elektronegativlikdir, ya'ni. birikmadagi atomlarning elektronlarni o'ziga jalb qilish qobiliyati.
Elektromanfiylikning shartli miqdoriy bahosi nisbiy elektromanfiylik shkalasi orqali beriladi.
Davrlarda elementlarning elektron manfiyligining o'sishiga umumiy tendentsiya, guruhlarda esa - ularning pasayishi kuzatiladi. Elektromanfiylik elementlari bir qatorda joylashgan bo'lib, ular asosida turli davrlardagi elementlarning elektr manfiyligini solishtirish mumkin.
Kimyoviy bog'lanish turi elementlarning birlashtiruvchi atomlarining elektronegativlik qiymatlaridagi farq qanchalik kattaligiga bog'liq. Bog'ni tashkil etuvchi elementlarning atomlari elektromanfiyligi jihatidan qanchalik farq qilsa, kimyoviy bog'lanish shunchalik qutbli bo'ladi. Kimyoviy bog'lanish turlari o'rtasida keskin chegara chizish mumkin emas. Ko'pgina birikmalarda kimyoviy bog'lanish turi oraliq; masalan, yuqori qutbli kovalent kimyoviy bog'lanish ionli bog'ga yaqin. Cheklovchi holatlardan qaysi biri tabiatan kimyoviy bog'lanishga yaqinroq ekanligiga qarab, u ion yoki kovalent qutb bog'lanish deb ataladi.
Ion aloqasi.Elektromanfiyligi bo'yicha bir-biridan keskin farq qiluvchi atomlarning o'zaro ta'siridan ion bog'lanish hosil bo'ladi. Masalan, tipik metallar litiy (Li), natriy (Na), kaliy (K), kaltsiy (Ca), stronsiy (Sr), bor (Ba) tipik metall bo'lmaganlar, asosan, galogenlar bilan ionli bog'lanish hosil qiladi.
Ishqoriy metallar galogenidlaridan tashqari, ishqorlar va tuzlar kabi birikmalarda ion bog'lari ham hosil bo'ladi. Masalan, natriy gidroksid (NaOH) va natriy sulfatda (Na 2 SO 4) ion bog lanish faqat natriy va kislorod atomlari o rtasida mavjud (qolgan bog lanishlar kovalent qutbli).
Kovalent qutbsiz bog'lanish.Atomlar bir xil elektronegativlik bilan o'zaro ta'sirlashganda, molekulalar kovalent qutbsiz bog'lanish bilan hosil bo'ladi. Bunday bog`lanish quyidagi oddiy moddalar molekulalarida mavjud: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Ushbu gazlardagi kimyoviy bog'lanishlar umumiy elektron juftlari orqali hosil bo'ladi, ya'ni. atomlar bir-biriga yaqinlashganda sodir bo'ladigan elektron-yadroviy o'zaro ta'sir tufayli tegishli elektron bulutlari bir-birining ustiga tushganda.
Moddalarning elektron formulalarini tuzishda shuni esda tutish kerakki, har bir umumiy elektron juftligi mos keladigan elektron bulutlarining bir-birining ustiga chiqishi natijasida ortib borayotgan elektron zichligining shartli tasviridir.
kovalent qutb aloqasi.Elektromanfiylik qiymatlari farq qiladigan, ammo keskin bo'lmagan atomlarning o'zaro ta'sirida umumiy elektron juftining ko'proq elektronegativ atomga siljishi sodir bo'ladi. Bu noorganik va organik birikmalarda uchraydigan kimyoviy bog'lanishning eng keng tarqalgan turi.
Kovalent bog'lanishlar donor-akseptor mexanizmi tomonidan, masalan, gidroniy va ammoniy ionlarida hosil bo'lgan bog'lanishlarni to'liq o'z ichiga oladi.
Metall ulanish.
Nisbatan erkin elektronlarning metall ionlari bilan o'zaro ta'siri natijasida hosil bo'lgan bog'lanish metall bog'lanish deyiladi. Ushbu turdagi bog'lanish oddiy moddalar - metallar uchun xosdir.
Metall bog'lanishning hosil bo'lish jarayonining mohiyati quyidagicha: metall atomlari valentlik elektronlaridan osongina voz kechib, musbat zaryadlangan ionlarga aylanadi. Atomdan ajralgan nisbatan erkin elektronlar musbat metall ionlari orasida harakatlanadi. Ular o'rtasida metall bog'lanish paydo bo'ladi, ya'ni elektronlar, go'yo metallarning kristall panjarasining musbat ionlarini tsementlashtiradi.
Vodorod aloqasi.
Bir molekulaning vodorod atomlari va kuchli elektronegativ element atomi o'rtasida hosil bo'ladigan bog'lanish(O, N, F) boshqa molekula vodorod bog'i deyiladi.
Savol tug'ilishi mumkin: nima uchun vodorod aynan shunday o'ziga xos kimyoviy bog'lanish hosil qiladi?
Buning sababi, vodorodning atom radiusi juda kichik. Bundan tashqari, bitta elektron almashtirilganda yoki to'liq berilganda, vodorod nisbatan yuqori musbat zaryadga ega bo'ladi, buning natijasida bitta molekulaning vodorodi boshqa molekulalarning bir qismi bo'lgan qisman manfiy zaryadga ega bo'lgan elektron manfiy elementlarning atomlari bilan o'zaro ta'sir qiladi (HF, H 2 O, NH 3).
Keling, ba'zi misollarni ko'rib chiqaylik. Odatda biz suvning tarkibini H 2 O kimyoviy formulasi bilan ifodalaymiz. Biroq, bu butunlay to'g'ri emas. Suv tarkibini (H 2 O) n formulasi bilan belgilash to'g'riroq bo'ladi, bu erda n \u003d 2.3.4 va boshqalar. Bu alohida suv molekulalari vodorod aloqalari orqali o'zaro bog'langanligi bilan bog'liq.
Vodorod aloqalari odatda nuqtalar bilan belgilanadi. U ion yoki kovalent bog'lanishdan ancha zaif, lekin odatdagi molekulalararo o'zaro ta'sirdan kuchliroqdir.
Vodorod aloqalarining mavjudligi haroratning pasayishi bilan suv hajmining oshishini tushuntiradi. Buning sababi shundaki, harorat pasayganda, molekulalar kuchayadi va shuning uchun ularning "qadoqlash" zichligi pasayadi.
Organik kimyoni o'rganayotganda quyidagi savol ham tug'ildi: nima uchun spirtlarning qaynash haroratlari tegishli uglevodorodlarnikidan ancha yuqori? Bu alkogol molekulalari orasida vodorod aloqalarining ham hosil bo'lishi bilan izohlanadi.
Spirtlarning qaynash haroratining oshishi ularning molekulalarining kattalashishi tufayli ham sodir bo'ladi.
Vodorod aloqasi boshqa ko'plab organik birikmalar (fenollar, karboksilik kislotalar va boshqalar) uchun ham xarakterlidir. Organik kimyo va umumiy biologiya kurslaridan sizga ma'lumki, vodorod bog'ining mavjudligi oqsillarning ikkilamchi tuzilishini, DNK qo'sh spiralining tuzilishini, ya'ni komplementarlik hodisasini tushuntiradi.
TA'RIF
Ammiak- vodorod nitridi.
Formula - NH 3. Molar massasi - 17 g / mol.
Ammiakning fizik xossalari
Ammiak (NH 3) rangsiz gaz bo'lib, o'tkir hidli ("ammiak" hidi), havodan engilroq, suvda yaxshi eriydi (bir hajm suv 700 hajmgacha ammiakni eritadi). Konsentrlangan ammiak eritmasi 25% (massa) ammiakni o'z ichiga oladi va 0,91 g / sm 3 zichlikka ega.
Ammiak molekulasidagi atomlar orasidagi bog'lanishlar kovalentdir. AB 3 molekulasining umumiy ko'rinishi. Azot atomining barcha valentlik orbitallari gibridlanishga kiradi, shuning uchun ammiak molekulasining gibridlanish turi sp 3 dir. Ammiak AB 3 E tipidagi geometrik tuzilishga ega - trigonal piramida (1-rasm).
Guruch. 1. Ammiak molekulasining tuzilishi.
Ammiakning kimyoviy xossalari
Kimyoviy jihatdan ammiak juda faol: u ko'plab moddalar bilan reaksiyaga kirishadi. Ammiakdagi azotning oksidlanish darajasi "-3" minimal, shuning uchun ammiak faqat qaytaruvchi xususiyatni namoyon qiladi.
Ammiakni galogenlar, og'ir metallar oksidi va kislorod bilan qizdirganda azot hosil bo'ladi:
2NH 3 + 3Br 2 = N 2 + 6HBr
2NH 3 + 3CuO \u003d 3Cu + N 2 + 3H 2 O
4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O
Katalizator ishtirokida ammiak azot oksidi (II) ga oksidlanishga qodir:
4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O (katalizator - platina)
VI va VII guruhdagi metall bo'lmagan vodorod birikmalaridan farqli o'laroq, ammiak kislotali xususiyatni ko'rsatmaydi. Biroq, uning molekulasidagi vodorod atomlari hali ham metall atomlari bilan almashtirilishi mumkin. Vodorodning metall bilan to'liq almashtirilishi bilan nitridlar deb ataladigan birikmalar hosil bo'ladi, bu azotning yuqori haroratda metall bilan bevosita o'zaro ta'sirida ham olinishi mumkin.
Ammiakning asosiy xossalari azot atomida yolg‘iz juft elektronlar mavjudligi bilan bog‘liq. Ammiakning suvdagi eritmasi ishqoriydir:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -
Ammiak kislotalar bilan reaksiyaga kirishganda ammoniy tuzlari hosil bo'ladi, ular qizdirilganda parchalanadi:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
NH 4 Cl \u003d NH 3 + HCl (qizdirilganda)
Ammiak olish
Ammiak olishning sanoat va laboratoriya usullarini ajrating. Laboratoriyada ammiak ammoniy tuzlari eritmalariga ishqorlar ta'sirida qizdirilganda olinadi:
NH 4 Cl + KOH \u003d NH 3 + KCl + H 2 O
NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O
Ammoniy ionlari uchun bu reaksiya sifatli hisoblanadi.
Ammiakni qo'llash
Ammiak ishlab chiqarish butun dunyoda eng muhim texnologik jarayonlardan biridir. Dunyoda har yili 100 million tonnaga yaqin ammiak ishlab chiqariladi. Ammiakning chiqarilishi suyuq holatda yoki 25% suvli eritma - ammiakli suv shaklida amalga oshiriladi. Ammiakdan foydalanishning asosiy yo'nalishlari - azot kislotasi (keyinroq azotli mineral o'g'itlar ishlab chiqarish), ammoniy tuzlari, karbamid, urotropin, sintetik tolalar (neylon va kapron) ishlab chiqarish. Ammiak sanoat sovutgichlarida sovutgich sifatida, paxta, jun va ipakni tozalash va bo'yashda oqartiruvchi sifatida ishlatiladi.
Muammoni hal qilishga misollar
MISOL 1
| Mashq qilish | 5 t ammiakli selitra olish uchun ammiakning massasi va hajmi qancha? |
| Yechim | Ammiak va nitrat kislotadan ammiakli selitra olish reaksiya tenglamasini yozamiz: NH 3 + HNO 3 \u003d NH 4 NO 3 Reaksiya tenglamasiga ko'ra, ammoniy nitrat moddasining miqdori 1 mol - v (NH 4 NO 3) \u003d 1 mol. Keyin, reaksiya tenglamasi bo'yicha hisoblangan ammoniy selitraning massasi: m(NH 4 NO 3) = v (NH 4 NO 3) × M (NH 4 NO 3); m(NH 4 NO 3) \u003d 1 × 80 \u003d 80 t Reaksiya tenglamasiga ko'ra, ammiak moddasining miqdori ham 1 mol - v (NH 3) \u003d 1 mol. Keyin ammiakning massasi tenglama bilan hisoblanadi: m (NH 3) \u003d v (NH 3) × M (NH 3); m (NH 3) \u003d 1 × 17 \u003d 17 t Proportsiya tuzamiz va ammiakning massasini topamiz (amaliy): x g NH 3 - 5 t NH 4 NO 3 17 t NH 3 – 80 t NH 4 NO 3 x \u003d 17 × 5 / 80 \u003d 1,06 m (NH 3) \u003d 1,06 t Ammiak hajmini topish uchun biz shunga o'xshash nisbatni tuzamiz: 1,06 g NH 3 - xl NH 3 17 t NH 3 - 22,4 × 10 3 m 3 NH 3 x \u003d 22,4 × 10 3 × 1,06 / 17 \u003d 1,4 × 10 3 V (NH 3) \u003d 1,4 × 10 3 m 3 |
| Javob | Ammiak massasi - 1,06 tonna, ammiak hajmi - 1,4 × 10 m |
