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5.1. Kovalente Bindung
Eine chemische Bindung entsteht, wenn zwei oder mehr Atome zusammenkommen, wenn durch ihre Wechselwirkung die Gesamtenergie des Systems abnimmt. Die stabilsten elektronischen Konfigurationen der äußeren Elektronenhüllen von Atomen sind die von Edelgasatomen, die aus zwei oder acht Elektronen bestehen. Die äußeren Elektronenhüllen von Atomen anderer Elemente enthalten ein bis sieben Elektronen, d.h. sind unvollendet. Wenn ein Molekül gebildet wird, neigen Atome dazu, eine stabile Zwei-Elektronen- oder Acht-Elektronen-Hülle anzunehmen. Die Valenzelektronen von Atomen sind an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt.
Kovalent ist eine chemische Bindung zwischen zwei Atomen, die durch Elektronenpaare entsteht, die gleichzeitig zu diesen beiden Atomen gehören.
Es gibt zwei Mechanismen für die Bildung kovalenter Bindungen: Austausch und Donor-Akzeptor.
5.1.1. Austauschmechanismus der Bildung kovalenter Bindungen
Austauschmechanismus Die Bildung einer kovalenten Bindung erfolgt durch die Überlappung von Elektronenwolken verschiedener Atome. Nähern sich beispielsweise zwei Wasserstoffatome einander, überlappen sich die 1s-Elektronorbitale. Dadurch entsteht ein gemeinsames Elektronenpaar, das gleichzeitig zu beiden Atomen gehört. In diesem Fall wird eine chemische Bindung durch Elektronen mit antiparallelen Spins gebildet, Abb. 5.1.
Reis. 5.1. Bildung eines Wasserstoffmoleküls aus zwei H-Atomen
5.1.2. Donor-Akzeptor-Mechanismus zur Bildung kovalenter Bindungen
Beim Donor-Akzeptor-Mechanismus der kovalenten Bindungsbildung erfolgt die Bindung ebenfalls über Elektronenpaare. Allerdings stellt in diesem Fall ein Atom (Donor) sein Elektronenpaar zur Verfügung und das andere Atom (Akzeptor) ist mit seinem freien Orbital an der Bindungsbildung beteiligt. Ein Beispiel für die Umsetzung einer Donor-Akzeptor-Bindung ist die Bildung des Ammoniumions NH 4 + bei der Wechselwirkung von Ammoniak NH 3 mit dem Wasserstoffkation H +.
Im NH 3 -Molekül bilden drei Elektronenpaare drei N-H-Bindungen, das vierte zum Stickstoffatom gehörende Elektronenpaar ist einsam. Dieses Elektronenpaar kann eine Bindung mit einem Wasserstoffion eingehen, das ein unbesetztes Orbital hat. Das Ergebnis ist Ammoniumion NH 4 +, Abb. 5.2.
Reis. 5.2. Das Auftreten einer Donor-Akzeptor-Bindung während der Bildung von Ammoniumionen
Es ist zu beachten, dass die vier im NH 4 + -Ion vorhandenen kovalenten N-H-Bindungen äquivalent sind. Im Ammoniumion ist es unmöglich, eine durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildete Bindung zu identifizieren.
5.1.3. Polare und unpolare kovalente Bindung
Wenn eine kovalente Bindung von identischen Atomen gebildet wird, befindet sich das Elektronenpaar im gleichen Abstand zwischen den Kernen dieser Atome. Eine solche kovalente Bindung wird als unpolar bezeichnet. Beispiele für Moleküle mit einer unpolaren kovalenten Bindung sind H2, Cl2, O2, N2 usw.
Bei einer polaren kovalenten Bindung wird das gemeinsame Elektronenpaar zum Atom mit höherer Elektronegativität verschoben. Diese Art von Bindung wird in Molekülen realisiert, die aus verschiedenen Atomen bestehen. Eine polare kovalente Bindung kommt in Molekülen von HCl, HBr, CO, NO usw. vor. Beispielsweise kann die Bildung einer polaren kovalenten Bindung in einem HCl-Molekül durch ein Diagramm dargestellt werden, Abb. 5.3:
Reis. 5.3. Bildung einer kovalenten polaren Bindung im HC1-Molekül
Im betrachteten Molekül wird das Elektronenpaar zum Chloratom verschoben, da dessen Elektronegativität (2.83) größer ist als die Elektronegativität des Wasserstoffatoms (2.1).
5.1.4. Dipolmoment und Molekülstruktur
Ein Maß für die Polarität einer Bindung ist ihr Dipolmoment μ:
μ = e·l,
Wo e– Elektronenladung, l– der Abstand zwischen den Zentren positiver und negativer Ladungen.
Das Dipolmoment ist eine Vektorgröße. Die Konzepte „Bindungsdipolmoment“ und „Moleküldipolmoment“ stimmen nur für zweiatomige Moleküle überein. Das Dipolmoment eines Moleküls ist gleich der Vektorsumme der Dipolmomente aller Bindungen. Somit hängt das Dipolmoment eines mehratomigen Moleküls von seiner Struktur ab.
In einem linearen CO 2 -Molekül beispielsweise ist jede der CO-Bindungen polar. Allerdings ist das CO 2 -Molekül im Allgemeinen unpolar, da sich die Dipolmomente der Bindungen gegenseitig aufheben (Abb. 5.4). Das Dipolmoment des Kohlendioxidmoleküls beträgt m = 0.
Im eckigen H2O-Molekül liegen die polaren H-O-Bindungen in einem Winkel von 104,5°. Die Vektorsumme der Dipolmomente zweier HO-Bindungen wird durch die Diagonale des Parallelogramms ausgedrückt (Abb. 5.4). Dadurch ist das Dipolmoment des Wassermoleküls m ungleich Null.
Reis. 5.4. Dipolmomente von CO 2- und H 2 O-Molekülen
5.1.5. Wertigkeit von Elementen in Verbindungen mit kovalenten Bindungen
Die Wertigkeit von Atomen wird durch die Anzahl ungepaarter Elektronen bestimmt, die an der Bildung gemeinsamer Elektronenpaare mit Elektronen anderer Atome beteiligt sind. Da die Halogenatome in den Molekülen F 2, HCl, PBr 3 und CCl 4 ein ungepaartes Elektron auf der äußeren Elektronenschicht haben, sind sie einwertig. Elemente der Sauerstoffuntergruppe enthalten zwei ungepaarte Elektronen in der äußeren Schicht, daher sind sie in Verbindungen wie O 2, H 2 O, H 2 S und SCl 2 zweiwertig.
Da in Molekülen zusätzlich zu gewöhnlichen kovalenten Bindungen eine Bindung durch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet werden kann, hängt die Wertigkeit von Atomen auch vom Vorhandensein freier Elektronenpaare und freier Elektronenorbitale ab. Ein quantitatives Maß für die Wertigkeit ist die Anzahl der chemischen Bindungen, über die ein bestimmtes Atom mit anderen Atomen verbunden ist.
Die maximale Wertigkeit von Elementen darf in der Regel die Anzahl der Gruppe, in der sie sich befinden, nicht überschreiten. Eine Ausnahme bilden die Elemente der sekundären Untergruppe der ersten Gruppe Cu, Ag, Au, deren Wertigkeit in Verbindungen größer als eins ist. Zu den Valenzelektronen zählen in erster Linie die Elektronen der äußeren Schichten, bei Elementen der Nebenuntergruppen sind jedoch auch die Elektronen der vorletzten (voräußeren) Schichten an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt.
5.1.6. Wertigkeit von Elementen in normalen und angeregten Zuständen
Die Wertigkeit der meisten chemischen Elemente hängt davon ab, ob sich diese Elemente in einem normalen oder angeregten Zustand befinden. Elektronische Konfiguration des Li-Atoms: 1s 2 2s 1. Das Lithiumatom auf der äußeren Ebene hat ein ungepaartes Elektron, d.h. Lithium ist einwertig. Der Übergang des 1s-Elektrons zum 2p-Orbital erfordert einen sehr hohen Energieaufwand, um dreiwertiges Lithium zu erhalten. Dieser Energieaufwand ist so groß, dass er nicht durch die bei der Bildung chemischer Bindungen freigesetzte Energie ausgeglichen werden kann. In dieser Hinsicht gibt es keine dreiwertigen Lithiumverbindungen.
Konfiguration der äußeren elektronischen Schicht von Elementen der Beryllium-Untergruppe ns 2. Das bedeutet, dass sich in der äußeren Elektronenschicht dieser Elemente im ns-Zellorbital zwei Elektronen mit entgegengesetzten Spins befinden. Elemente der Beryllium-Untergruppe enthalten keine ungepaarten Elektronen, daher ist ihre Wertigkeit im Normalzustand Null. Im angeregten Zustand beträgt die elektronische Konfiguration der Elemente der Beryllium-Untergruppe ns 1 nр 1, d.h. Elemente bilden Verbindungen, in denen sie zweiwertig sind.
Valenzmöglichkeiten des Boratoms
Betrachten wir die elektronische Konfiguration des Boratoms im Grundzustand: 1s 2 2s 2 2p 1. Das Boratom enthält im Grundzustand ein ungepaartes Elektron (Abb. 5.5), d. h. es ist monovalent. Bor zeichnet sich jedoch nicht durch die Bildung von Verbindungen aus, in denen es einwertig ist. Wenn ein Boratom angeregt wird, geht ein 2s-Elektron in ein 2p-Orbital über (Abb. 5.5). Ein Boratom im angeregten Zustand hat drei ungepaarte Elektronen und kann Verbindungen bilden, in denen seine Wertigkeit drei ist.
Reis. 5.5. Valenzzustände des Boratoms im normalen und angeregten Zustand
Die beim Übergang eines Atoms in einen angeregten Zustand innerhalb eines Energieniveaus aufgewendete Energie wird in der Regel durch die bei der Bildung zusätzlicher Bindungen freigesetzte Energie mehr als ausgeglichen.
Aufgrund des Vorhandenseins eines freien 2p-Orbitals im Boratom kann Bor in Verbindungen eine vierte kovalente Bindung bilden und als Elektronenpaarakzeptor fungieren. Abbildung 5.6 zeigt, wie das BF-Molekül mit dem F –-Ion interagiert, was zur Bildung des –-Ions führt, in dem Bor vier kovalente Bindungen bildet.
Reis. 5.6. Donor-Akzeptor-Mechanismus zur Bildung der vierten kovalenten Bindung am Boratom
Valenzmöglichkeiten des Stickstoffatoms
Betrachten wir die elektronische Struktur des Stickstoffatoms (Abb. 5.7).
Reis. 5.7. Verteilung der Elektronen in den Orbitalen des Stickstoffatoms
Aus dem dargestellten Diagramm geht hervor, dass Stickstoff drei ungepaarte Elektronen hat, drei chemische Bindungen eingehen kann und eine Wertigkeit von drei hat. Der Übergang des Stickstoffatoms in einen angeregten Zustand ist unmöglich, da das zweite Energieniveau keine d-Orbitale enthält. Gleichzeitig kann das Stickstoffatom einem Atom mit einem freien Orbital (Akzeptor) ein einzelnes Elektronenpaar äußerer Elektronen 2s 2 zur Verfügung stellen. Dadurch entsteht eine vierte chemische Bindung des Stickstoffatoms, wie sie beispielsweise beim Ammoniumion der Fall ist (Abb. 5.2). Somit beträgt die maximale Kovalenz (die Anzahl der gebildeten kovalenten Bindungen) eines Stickstoffatoms vier. In seinen Verbindungen kann Stickstoff im Gegensatz zu anderen Elementen der fünften Gruppe nicht fünfwertig sein.
Valenzmöglichkeiten von Phosphor-, Schwefel- und Halogenatomen
Im Gegensatz zu den Atomen von Stickstoff, Sauerstoff und Fluor verfügen die Atome von Phosphor, Schwefel und Chlor in der dritten Periode über freie 3D-Zellen, auf die Elektronen übertragen werden können. Wenn ein Phosphoratom angeregt wird (Abb. 5.8), verfügt es über 5 ungepaarte Elektronen auf seiner äußeren Elektronenschicht. Dadurch kann das Phosphoratom in Verbindungen nicht nur drei-, sondern auch fünfwertig sein.
Reis. 5.8. Verteilung der Valenzelektronen in Orbitalen für ein Phosphoratom im angeregten Zustand
Im angeregten Zustand weist Schwefel neben der Wertigkeit zwei auch die Wertigkeit vier und sechs auf. In diesem Fall werden 3p- und 3s-Elektronen nacheinander gepaart (Abb. 5.9).
Reis. 5.9. Valenzmöglichkeiten eines Schwefelatoms im angeregten Zustand
Im angeregten Zustand ist für alle Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe V, außer Fluor, eine sequentielle Paarung von ersten p- und dann s-Elektronenpaaren möglich. Dadurch werden diese Elemente drei-, fünf- und siebenwertig (Abb. 5.10).
Reis. 5.10. Valenzmöglichkeiten von Chlor-, Brom- und Jodatomen im angeregten Zustand
5.1.7. Länge, Energie und Richtung einer kovalenten Bindung
Kovalente Bindungen bilden sich typischerweise zwischen Nichtmetallatomen. Die Hauptmerkmale einer kovalenten Bindung sind Länge, Energie und Richtung.
Kovalente Bindungslänge
Die Länge einer Bindung ist der Abstand zwischen den Kernen der Atome, die diese Bindung bilden. Sie wird durch experimentelle physikalische Methoden bestimmt. Die Bindungslänge lässt sich mithilfe der Additivitätsregel abschätzen, nach der die Bindungslänge im AB-Molekül ungefähr der Hälfte der Summe der Bindungslängen in den Molekülen A 2 und B 2 entspricht:
.
Von oben nach unten entlang der Nebengruppen des Periodensystems der Elemente nimmt die Länge der chemischen Bindung zu, da die Radien der Atome in dieser Richtung zunehmen (Tabelle 5.1). Mit zunehmender Bindungsmultiplizität nimmt ihre Länge ab.
Tabelle 5.1.
Länge einiger chemischer Bindungen
Chemische Bindung |
Linklänge, PM |
Chemische Bindung |
Linklänge, PM |
C – C |
|||
Kommunikationsenergie
Ein Maß für die Bindungsstärke ist die Bindungsenergie. Kommunikationsenergie wird durch die Energie bestimmt, die erforderlich ist, um eine Bindung aufzubrechen und die Atome, die diese Bindung bilden, auf eine unendlich große Entfernung voneinander zu entfernen. Die kovalente Bindung ist sehr stark. Seine Energie reicht von mehreren zehn bis mehreren hundert kJ/mol. Für ein IСl 3-Molekül beispielsweise beträgt die E-Bindung ≈40, und für N 2- und CO-Moleküle beträgt die E-Bindung ≈1000 kJ/mol.
Von oben nach unten entlang der Nebengruppen des Periodensystems der Elemente nimmt die Energie einer chemischen Bindung ab, da die Bindungslänge in dieser Richtung zunimmt (Tabelle 5.1). Mit zunehmender Bindungsmultiplizität nimmt ihre Energie zu (Tabelle 5.2).
Tabelle 5.2.
Energien einiger chemischer Bindungen
Chemische Bindung |
Kommunikationsenergie, |
Chemische Bindung |
Kommunikationsenergie, |
C – C |
|||
Sättigung und Richtung kovalenter Bindungen
Die wichtigsten Eigenschaften einer kovalenten Bindung sind ihre Sättigung und Richtungsabhängigkeit. Sättigbarkeit kann als die Fähigkeit von Atomen definiert werden, eine begrenzte Anzahl kovalenter Bindungen zu bilden. Somit kann ein Kohlenstoffatom nur vier kovalente Bindungen eingehen, und ein Sauerstoffatom kann zwei eingehen. Die maximale Anzahl gewöhnlicher kovalenter Bindungen, die ein Atom bilden kann (mit Ausnahme der durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildeten Bindungen), ist gleich der Anzahl ungepaarter Elektronen.
Kovalente Bindungen haben eine räumliche Orientierung, da die Überlappung der Orbitale bei der Bildung einer Einfachbindung entlang der Verbindungslinie der Atomkerne erfolgt. Die räumliche Anordnung der Elektronenorbitale eines Moleküls bestimmt seine Geometrie. Die Winkel zwischen chemischen Bindungen werden Bindungswinkel genannt.
Die Sättigung und Richtungsabhängigkeit einer kovalenten Bindung unterscheidet diese Bindung von einer ionischen Bindung, die im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung ungesättigt und ungerichtet ist.
Räumliche Struktur von H 2 O- und NH 3-Molekülen
Betrachten wir die Richtung einer kovalenten Bindung am Beispiel von H 2 O- und NH 3-Molekülen.
Das H 2 O-Molekül besteht aus einem Sauerstoffatom und zwei Wasserstoffatomen. Das Sauerstoffatom verfügt über zwei ungepaarte p-Elektronen, die zwei im rechten Winkel zueinander stehende Orbitale besetzen. Wasserstoffatome haben ungepaarte 1s-Elektronen. Der Winkel zwischen den durch p-Elektronen gebildeten Bindungen sollte nahe dem Winkel zwischen den Orbitalen der p-Elektronen liegen. Experimentell wurde jedoch festgestellt, dass der Winkel zwischen den O-H-Bindungen in einem Wassermolekül 104,50 beträgt. Die Vergrößerung des Winkels gegenüber dem Winkel von 90° lässt sich durch die Abstoßungskräfte erklären, die zwischen den Wasserstoffatomen wirken, Abb. 5.11. Somit hat das H 2 O-Molekül eine eckige Form.
An der Bildung des NH 3 -Moleküls sind drei ungepaarte p-Elektronen des Stickstoffatoms beteiligt, deren Orbitale in drei zueinander senkrechten Richtungen liegen. Daher sollten die drei N-H-Bindungen in einem Winkel von etwa 90° zueinander angeordnet sein (Abb. 5.11). Der experimentelle Wert des Winkels zwischen Bindungen im NH 3 -Molekül beträgt 107,3°. Der Unterschied zwischen den Winkeln zwischen den Bindungen und den theoretischen Werten ist wie beim Wassermolekül auf die gegenseitige Abstoßung der Wasserstoffatome zurückzuführen. Darüber hinaus berücksichtigen die vorgestellten Schemata nicht die Möglichkeit der Beteiligung zweier Elektronen in den 2s-Orbitalen an der Bildung chemischer Bindungen.
Reis. 5.11. Überlappung elektronischer Orbitale bei der Bildung chemischer Bindungen in H 2 O- (a) und NH 3-Molekülen (b).
Betrachten wir die Bildung des BeC1 2-Moleküls. Ein Berylliumatom im angeregten Zustand hat zwei ungepaarte Elektronen: 2s und 2p. Es kann davon ausgegangen werden, dass das Berylliumatom zwei Bindungen eingehen sollte: eine durch das s-Elektron gebildete Bindung und eine durch das p-Elektron gebildete Bindung. Diese Bindungen müssen unterschiedliche Energien und unterschiedliche Längen haben. Das BeCl 2 -Molekül sollte in diesem Fall nicht linear, sondern eckig sein. Die Erfahrung zeigt jedoch, dass das BeCl 2 -Molekül eine lineare Struktur hat und beide chemischen Bindungen darin gleichwertig sind. Eine ähnliche Situation wird beobachtet, wenn man die Struktur der BCl 3- und CCl 4-Moleküle betrachtet – alle Bindungen in diesen Molekülen sind äquivalent. Das BC1 3-Molekül hat eine flache Struktur, CC1 4 hat eine tetraedrische Struktur.
Um die Struktur von Molekülen wie BeCl 2, BCl 3 und CCl 4 zu erklären, Pauling und Slater(USA) führte das Konzept der Hybridisierung von Atomorbitalen ein. Sie schlugen vor, mehrere Atomorbitale, die sich in ihrer Energie nicht sehr unterscheiden, durch die gleiche Anzahl äquivalenter Orbitale, sogenannte Hybridorbitale, zu ersetzen. Diese Hybridorbitale setzen sich aufgrund ihrer Linearkombination aus Atomorbitalen zusammen.
Laut L. Pauling ist es möglich, die Konfiguration der Orbitale zu ändern, wenn chemische Bindungen von einem Atom gebildet werden, das Elektronen unterschiedlicher Art in einer Schicht aufweist und sich daher in ihrer Energie nicht sehr unterscheidet (z. B. s und p). unterschiedlicher Art, in denen ihre Ausrichtung in Form und Energie erfolgt. Dadurch entstehen Hybridorbitale, die eine asymmetrische Form haben und auf einer Seite des Kerns stark verlängert sind. Es ist wichtig zu betonen, dass das Hybridisierungsmodell verwendet wird, wenn Elektronen unterschiedlicher Art, beispielsweise s und p, an der Bindungsbildung beteiligt sind.
5.1.8.2. Verschiedene Arten der Atomorbitalhybridisierung
sp-Hybridisierung
Hybridisierung von einem S- und ein R- Orbitale ( sp- Hybridisierung) wird beispielsweise bei der Bildung von Berylliumchlorid realisiert. Wie oben gezeigt, verfügt ein Be-Atom im angeregten Zustand über zwei ungepaarte Elektronen, von denen eines das 2s-Orbital und das andere das 2p-Orbital besetzt. Bei der Bildung einer chemischen Bindung wandeln sich diese beiden unterschiedlichen Orbitale in zwei identische Hybridorbitale um, die in einem Winkel von 180° zueinander ausgerichtet sind (Abb. 5.12). Die lineare Anordnung zweier Hybridorbitale entspricht ihrer minimalen Abstoßung voneinander. Dadurch hat das BeCl 2 -Molekül eine lineare Struktur – alle drei Atome liegen auf derselben Linie.
Reis. 5.12. Diagramm der Überlappung der Elektronenorbitale während der Bildung eines BeCl 2 -Moleküls
Die Struktur des Acetylenmoleküls; Sigma- und Pi-Anleihen
Betrachten wir ein Diagramm der Überlappung elektronischer Orbitale während der Bildung eines Acetylenmoleküls. In einem Acetylenmolekül befindet sich jedes Kohlenstoffatom in einem sp-Hybridzustand. Zwei sp-Hybridorbitale stehen in einem Winkel von 180° zueinander; Sie bilden eine σ-Bindung zwischen Kohlenstoffatomen und zwei σ-Bindungen mit Wasserstoffatomen (Abb. 5.13).
Reis. 5.13. Schema der Bildung von S-Bindungen in einem Acetylenmolekül
Eine σ-Bindung ist eine Bindung, die durch überlappende Elektronenorbitale entlang einer Verbindungslinie zwischen Atomkernen entsteht.
Jedes Kohlenstoffatom im Acetylenmolekül enthält zwei weitere p-Elektronen, die nicht an der Bildung von σ-Bindungen beteiligt sind. Die Elektronenwolken dieser Elektronen befinden sich in zueinander senkrechten Ebenen und bilden, einander überlappend, aufgrund der seitlichen Überlappung von Nicht-Hybriden zwei weitere π-Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen R–Wolken (Abb. 5.14).
Eine π-Bindung ist eine kovalente chemische Bindung, die durch eine Zunahme der Elektronendichte auf beiden Seiten der Verbindungslinie zwischen den Atomkernen entsteht.
Reis. 5.14. Schema der Bildung von σ- und π-Bindungen im Acetylenmolekül.
Somit entsteht im Acetylenmolekül eine Dreifachbindung zwischen den Kohlenstoffatomen, die aus einer σ-Bindung und zwei π-Bindungen besteht; σ -Bindungen sind stärker als π-Bindungen.
sp2-Hybridisierung
Die Struktur des BCl 3 -Moleküls kann anhand von erklärt werden S. 2- Hybridisierung. Ein Boratom im angeregten Zustand auf der äußeren Elektronenschicht enthält ein s-Elektron und zwei p-Elektronen, d. h. drei ungepaarte Elektronen. Diese drei Elektronenwolken können in drei äquivalente Hybridorbitale umgewandelt werden. Die minimale Abstoßung dreier Hybridorbitale voneinander entspricht ihrer Lage in derselben Ebene in einem Winkel von 120° zueinander (Abb. 5.15). Somit hat das BCl 3 -Molekül eine flache Form.
Reis. 5.15. Flache Struktur des BCl 3 -Moleküls
sp 3 - Hybridisierung
Die Valenzorbitale des Kohlenstoffatoms (s, ð x, ð y, ð z) lassen sich in vier äquivalente Hybridorbitale umwandeln, die im Raum in einem Winkel von 109,5 o zueinander stehen und auf die Ecken des Tetraeders gerichtet sind , in dessen Zentrum sich der Kern des Kohlenstoffatoms befindet (Abb. 5.16).
Reis. 5.16. Tetraederstruktur des Methanmoleküls
5.1.8.3. Hybridisierung mit einsamen Elektronenpaaren
Mit dem Hybridisierungsmodell lässt sich die Struktur von Molekülen erklären, die neben bindenden auch freie Elektronenpaare enthalten. In Wasser- und Ammoniakmolekülen beträgt die Gesamtzahl der Elektronenpaare des Zentralatoms (O und N) vier. Gleichzeitig hat ein Wassermolekül zwei und ein Ammoniakmolekül ein freies Elektronenpaar. Die Bildung chemischer Bindungen in diesen Molekülen kann durch die Annahme erklärt werden, dass einzelne Elektronenpaare auch Hybridorbitale füllen können. Einzelne Elektronenpaare nehmen im Raum viel mehr Platz ein als bindende. Durch die Abstoßung zwischen freien und bindenden Elektronenpaaren verringern sich die Bindungswinkel in Wasser- und Ammoniakmolekülen, die kleiner als 109,5° werden.
Reis. 5.17. sp 3 – Hybridisierung unter Beteiligung einzelner Elektronenpaare in H 2 O (A)- und NH 3 (B)-Molekülen
5.1.8.4. Feststellung der Art der Hybridisierung und Bestimmung der Struktur von Molekülen
Um die Art der Hybridisierung und damit die Struktur von Molekülen zu bestimmen, müssen die folgenden Regeln angewendet werden.
1. Die Art der Hybridisierung des Zentralatoms, das keine freien Elektronenpaare enthält, wird durch die Anzahl der Sigma-Bindungen bestimmt. Wenn zwei solcher Bindungen vorhanden sind, kommt es zu einer sp-Hybridisierung, zu drei - sp 2 -Hybridisierung und zu vier - sp 3 -Hybridisierung. Einzelne Elektronenpaare (in Abwesenheit von durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildeten Bindungen) fehlen in Molekülen, die aus Beryllium-, Bor-, Kohlenstoff- und Siliziumatomen bestehen, d. h. in Elementen der Hauptuntergruppen II - IV Gruppen.
2. Wenn das Zentralatom einzelne Elektronenpaare enthält, werden die Anzahl der Hybridorbitale und die Art der Hybridisierung durch die Summe der Anzahl der Sigma-Bindungen und der Anzahl der einzelnen Elektronenpaare bestimmt. Die Hybridisierung mit einsamen Elektronenpaaren erfolgt in Molekülen, die aus Stickstoff-, Phosphor-, Sauerstoff- und Schwefelatomen bestehen, d. h. Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen V und VI.
3. Die geometrische Form der Moleküle wird durch die Art der Hybridisierung des Zentralatoms bestimmt (Tabelle 5.3).
Tabelle 5.3.
Bindungswinkel, geometrische Form von Molekülen in Abhängigkeit von der Anzahl der Hybridorbitale und der Art der Hybridisierung des Zentralatoms
5.2. Ionenverbindung
Die Ionenbindung erfolgt durch elektrostatische Anziehung zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen. Diese Ionen entstehen durch die Übertragung von Elektronen von einem Atom auf ein anderes. Eine Ionenbindung wird zwischen Atomen gebildet, die große Unterschiede in der Elektronegativität aufweisen (normalerweise größer als 1,7 auf der Pauling-Skala), beispielsweise zwischen Alkalimetall- und Halogenatomen.
Betrachten wir das Auftreten einer Ionenbindung am Beispiel der Bildung von NaCl. Aus den elektronischen Formeln der Atome Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 und Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 geht hervor, dass es für das Natriumatom einfacher ist, ein Elektron abzugeben, um die äußere Ebene zu vervollständigen als sieben hinzuzufügen, und es ist für das Chloratom einfacher, eins hinzuzufügen, als sieben wegzugeben. Bei chemischen Reaktionen gibt das Natriumatom ein Elektron ab und das Chloratom nimmt es auf. Dadurch werden die elektronischen Hüllen von Natrium- und Chloratomen in stabile elektronische Hüllen von Edelgasen umgewandelt (die elektronische Konfiguration des Natriumkations ist Na + 1s 2 2s 2 2p 6 und die elektronische Konfiguration des Chloranions Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Die elektrostatische Wechselwirkung von Ionen führt zur Bildung eines NaCl-Moleküls.
Grundlegende Eigenschaften ionischer Bindungen und Eigenschaften ionischer Verbindungen
1. Eine Ionenbindung ist eine starke chemische Bindung. Die Energie dieser Bindung liegt in der Größenordnung von 300 – 700 kJ/mol.
2. Im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung ist dies bei einer Ionenbindung der Fall Nichtrichtungs, da ein Ion in jede Richtung Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen anziehen kann.
3. Im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung ist dies bei einer Ionenbindung der Fall ungesättigt, da die Wechselwirkung von Ionen entgegengesetzten Vorzeichens nicht zu einer vollständigen gegenseitigen Kompensation ihrer Kraftfelder führt.
4. Bei der Bildung von Molekülen mit einer Ionenbindung findet kein vollständiger Elektronentransfer statt, daher gibt es in der Natur keine hundertprozentigen Ionenbindungen. Im NaCl-Molekül ist die chemische Bindung nur zu 80 % ionisch.
5. Verbindungen mit Ionenbindungen sind kristalline Feststoffe mit hohen Schmelz- und Siedepunkten.
6. Die meisten ionischen Verbindungen sind wasserlöslich. Lösungen und Schmelzen ionischer Verbindungen leiten elektrischen Strom.
5.3. Metallverbindung
Metallatome enthalten auf dem äußeren Energieniveau eine kleine Anzahl von Valenzelektronen. Da die Ionisierungsenergie von Metallatomen niedrig ist, werden Valenzelektronen in diesen Atomen nur schwach zurückgehalten. Dadurch entstehen im Kristallgitter von Metallen positiv geladene Ionen und freie Elektronen. In diesem Fall befinden sich Metallkationen in den Knotenpunkten ihres Kristallgitters und Elektronen bewegen sich frei im Feld positiver Zentren und bilden das sogenannte „Elektronengas“. Das Vorhandensein eines negativ geladenen Elektrons zwischen zwei Kationen führt dazu, dass jedes Kation mit diesem Elektron wechselwirkt. Unter metallischer Bindung versteht man also die Bindung zwischen positiven Ionen in Metallkristallen, die durch die Anziehung von Elektronen entsteht, die sich frei durch den Kristall bewegen.
Da die Valenzelektronen in einem Metall gleichmäßig im Kristall verteilt sind, handelt es sich bei einer metallischen Bindung ebenso wie bei einer ionischen Bindung um eine ungerichtete Bindung. Im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung ist eine Metallbindung eine ungesättigte Bindung. Aus kovalenter Bindung Metallverbindung Es unterscheidet sich auch in der Haltbarkeit. Die Energie einer metallischen Bindung ist etwa drei- bis viermal geringer als die Energie einer kovalenten Bindung.
Aufgrund der hohen Beweglichkeit des Elektronengases zeichnen sich Metalle durch eine hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit aus.
5.4. Wasserstoffverbindung
In den Molekülen der Verbindungen HF, H 2 O, NH 3 gibt es Wasserstoffbrückenbindungen mit einem stark elektronegativen Element (H–F, H–O, H–N). Zwischen den Molekülen können sich solche Verbindungen bilden intermolekulare Wasserstoffbrückenbindungen. In einigen organischen Molekülen, die H-O-, H-N-Bindungen enthalten, intramolekulare Wasserstoffbrückenbindungen.
Der Mechanismus der Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen ist teilweise elektrostatischer, teilweise Donor-Akzeptor-Natur. In diesem Fall ist der Elektronenpaardonor ein Atom eines stark elektronegativen Elements (F, O, N) und der Akzeptor sind die mit diesen Atomen verbundenen Wasserstoffatome. Wasserstoffbrücken zeichnen sich wie kovalente Bindungen aus durch Fokus im Raum und Sättigungsfähigkeit.
Wasserstoffbrückenbindungen werden normalerweise durch Punkte gekennzeichnet: H ··· F. Je stärker die Wasserstoffbindung ist, desto größer ist die Elektronegativität des Partneratoms und desto kleiner ist seine Größe. Es ist vor allem für Fluorverbindungen sowie Sauerstoff, in geringerem Maße für Stickstoff und in noch geringerem Maße für Chlor und Schwefel charakteristisch. Dementsprechend ändert sich auch die Energie der Wasserstoffbrücke (Tabelle 5.4).
Tabelle 5.4.
Durchschnittswerte der Wasserstoffbindungsenergien
Intermolekulare und intramolekulare Wasserstoffbrückenbindung
Dank Wasserstoffbrückenbindungen verbinden sich Moleküle zu Dimeren und komplexeren Assoziaten. Beispielsweise kann die Bildung eines Ameisensäuredimers durch das folgende Diagramm dargestellt werden (Abb. 5.18).
Reis. 5.18. Bildung intermolekularer Wasserstoffbrückenbindungen in Ameisensäure
In Wasser können lange Ketten von (H 2 O) n-Assoziierten auftreten (Abb. 5.19).
Reis. 5.19. Bildung einer Assoziationskette in flüssigem Wasser aufgrund intermolekularer Wasserstoffbrückenbindungen
Jedes H2O-Molekül kann vier Wasserstoffbrückenbindungen bilden, ein HF-Molekül jedoch nur zwei.
Wasserstoffbrückenbindungen können sowohl zwischen verschiedenen Molekülen (intermolekulare Wasserstoffbrückenbindung) als auch innerhalb eines Moleküls (intramolekulare Wasserstoffbrückenbindung) auftreten. Beispiele für die Bildung intramolekularer Bindungen für einige organische Substanzen sind in Abb. dargestellt. 5.20.
Reis. 5.20. Bildung intramolekularer Wasserstoffbrückenbindungen in Molekülen verschiedener organischer Verbindungen
Der Einfluss von Wasserstoffbrückenbindungen auf die Eigenschaften von Stoffen
Der bequemste Indikator für die Existenz intermolekularer Wasserstoffbrückenbindungen ist der Siedepunkt einer Substanz. Der höhere Siedepunkt von Wasser (100 o C im Vergleich zu Wasserstoffverbindungen von Elementen der Sauerstoffuntergruppe (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) erklärt sich durch das Vorhandensein von Wasserstoffbrückenbindungen: Zur Zerstörung intermolekularer Verbindungen muss zusätzliche Energie aufgewendet werden Wasserstoffbrückenbindungen im Wasser.
Wasserstoffbrückenbindungen können die Struktur und Eigenschaften von Stoffen erheblich beeinflussen. Die Existenz intermolekularer Wasserstoffbrückenbindungen erhöht den Schmelz- und Siedepunkt von Stoffen. Das Vorhandensein einer intramolekularen Wasserstoffbrücke führt dazu, dass das Desoxyribonukleinsäure (DNA)-Molekül in Wasser zu einer Doppelhelix gefaltet wird.
Wasserstoffbrückenbindungen spielen auch bei Lösungsprozessen eine wichtige Rolle, da die Löslichkeit auch von der Fähigkeit einer Verbindung abhängt, mit dem Lösungsmittel Wasserstoffbrückenbindungen zu bilden. Dadurch sind OH-Gruppen enthaltende Stoffe wie Zucker, Glucose, Alkohole und Carbonsäuren in der Regel gut wasserlöslich.
5.5. Arten von Kristallgittern
Feststoffe haben normalerweise eine kristalline Struktur. Die Teilchen, aus denen Kristalle bestehen (Atome, Ionen oder Moleküle), befinden sich an genau definierten Punkten im Raum und bilden ein Kristallgitter. Das Kristallgitter besteht aus Elementarzellen, die die für ein bestimmtes Gitter charakteristischen Strukturmerkmale beibehalten. Die Punkte, an denen sich Teilchen befinden, werden aufgerufen Kristallgitterknoten. Abhängig von der Art der an den Gitterplätzen befindlichen Teilchen und der Art der Verbindung zwischen ihnen werden 4 Arten von Kristallgittern unterschieden.
5.5.1. Atomares Kristallgitter
An den Knotenpunkten atomarer Kristallgitter befinden sich Atome, die durch kovalente Bindungen miteinander verbunden sind. Zu den Substanzen mit einem Atomgitter gehören Diamant, Silizium, Karbide, Silizide usw. In der Struktur eines Atomkristalls ist es unmöglich, einzelne Moleküle zu isolieren; der gesamte Kristall wird als ein einziges Riesenmolekül betrachtet. Die Struktur von Diamant ist in Abb. dargestellt. 5.21. Diamant besteht aus Kohlenstoffatomen, von denen jedes an vier benachbarte Atome gebunden ist. Aufgrund der starken kovalenten Bindung sind alle Stoffe mit Atomgittern feuerfest, hart und schwerflüchtig. Sie sind in Wasser schwer löslich.
Reis. 5.21. Diamantkristallgitter
5.5.2. Molekulares Kristallgitter
An den Knotenpunkten molekularer Kristallgitter befinden sich Moleküle, die durch schwache intermolekulare Kräfte miteinander verbunden sind. Daher haben Substanzen mit einem Molekülgitter eine geringe Härte, sie sind schmelzbar, zeichnen sich durch eine erhebliche Flüchtigkeit aus, sind in Wasser schwer löslich und ihre Lösungen leiten in der Regel keinen elektrischen Strom. Es sind viele Substanzen mit einem molekularen Kristallgitter bekannt. Dabei handelt es sich um festen Wasserstoff, Chlor, Kohlenmonoxid (IV) und andere Stoffe, die bei gewöhnlichen Temperaturen in gasförmigem Zustand vorliegen. Die meisten kristallinen organischen Verbindungen haben ein Molekülgitter.
5.5.3. Ionenkristallgitter
Kristallgitter, die an ihren Knoten Ionen enthalten, werden genannt ionisch. Sie werden durch Stoffe mit ionischen Bindungen gebildet, beispielsweise Alkalimetallhalogenide. In Ionenkristallen können einzelne Moleküle nicht unterschieden werden; der gesamte Kristall kann als ein Makromolekül betrachtet werden. Die Bindungen zwischen den Ionen sind stark, daher weisen Stoffe mit einem Ionengitter eine geringe Flüchtigkeit und hohe Schmelz- und Siedepunkte auf. Das Kristallgitter von Natriumchlorid ist in Abb. dargestellt. 5.22.
Reis. 5.22. Kristallgitter aus Natriumchlorid
In dieser Abbildung sind die hellen Kugeln Na + -Ionen, die dunklen Kugeln Cl – -Ionen. Links in Abb. Abbildung 5.22 zeigt die Elementarzelle von NaCl.
5.5.4. Metallkristallgitter
Metalle bilden im festen Zustand metallische Kristallgitter. Die Stellen solcher Gitter enthalten positive Metallionen und Valenzelektronen bewegen sich frei zwischen ihnen. Die Elektronen ziehen Kationen elektrostatisch an und verleihen so dem Metallgitter Stabilität. Diese Gitterstruktur bestimmt die hohe Wärmeleitfähigkeit, elektrische Leitfähigkeit und Plastizität von Metallen – bei mechanischer Verformung kommt es nicht zum Aufbrechen von Bindungen und zur Zerstörung des Kristalls, da die Ionen, aus denen er besteht, in einer Elektronengaswolke zu schweben scheinen. In Abb. Abbildung 5.23 zeigt das Natriumkristallgitter.
Reis. 5.23. Natriumkristallgitter
DEFINITION
Ammoniak- Wasserstoffnitrid.
Formel – NH 3. Molmasse – 17 g/mol.
Physikalische Eigenschaften von Ammoniak
Ammoniak (NH 3) ist ein farbloses Gas mit einem stechenden Geruch (der Geruch von „Ammoniak“), leichter als Luft und gut wasserlöslich (ein Volumenteil Wasser löst bis zu 700 Volumenteile Ammoniak). Die konzentrierte Ammoniaklösung enthält 25 % (Masse) Ammoniak und hat eine Dichte von 0,91 g/cm 3 .
Die Bindungen zwischen Atomen im Ammoniakmolekül sind kovalent. Gesamtansicht des AB 3-Moleküls. Alle Valenzorbitale des Stickstoffatoms gehen eine Hybridisierung ein, daher ist die Art der Hybridisierung des Ammoniakmoleküls sp 3. Ammoniak hat eine geometrische Struktur vom Typ AB 3 E – eine trigonale Pyramide (Abb. 1).
Reis. 1. Die Struktur des Ammoniakmoleküls.
Chemische Eigenschaften von Ammoniak
Chemisch gesehen ist Ammoniak recht aktiv: Es reagiert mit vielen Stoffen. Der Oxidationsgrad von Stickstoff in Ammoniak „-3“ ist minimal, sodass Ammoniak nur reduzierende Eigenschaften aufweist.
Beim Erhitzen von Ammoniak mit Halogenen, Schwermetalloxiden und Sauerstoff entsteht Stickstoff:
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
In Gegenwart eines Katalysators kann Ammoniak zu Stickoxid (II) oxidiert werden:
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (Katalysator - Platin)
Im Gegensatz zu Wasserstoffverbindungen von Nichtmetallen der Gruppen VI und VII weist Ammoniak keine sauren Eigenschaften auf. Allerdings können Wasserstoffatome in seinem Molekül immer noch durch Metallatome ersetzt werden. Wenn Wasserstoff vollständig durch ein Metall ersetzt wird, entstehen Verbindungen, sogenannte Nitride, die auch durch direkte Wechselwirkung von Stickstoff mit dem Metall bei hohen Temperaturen erhalten werden können.
Die Haupteigenschaften von Ammoniak beruhen auf dem Vorhandensein eines freien Elektronenpaars am Stickstoffatom. Eine Lösung von Ammoniak in Wasser ist alkalisch:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH –
Bei der Wechselwirkung von Ammoniak mit Säuren entstehen Ammoniumsalze, die sich beim Erhitzen zersetzen:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
NH 4 Cl = NH 3 + HCl (beim Erhitzen)
Ammoniakproduktion
Es gibt industrielle und Labormethoden zur Herstellung von Ammoniak. Im Labor wird Ammoniak durch Einwirkung von Alkalien auf Lösungen von Ammoniumsalzen beim Erhitzen gewonnen:
NH 4 Cl + KOH = NH 3 + KCl + H 2 O
NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O
Diese Reaktion ist für Ammoniumionen qualitativ.
Anwendung von Ammoniak
Die Ammoniakproduktion ist einer der wichtigsten technologischen Prozesse weltweit. Weltweit werden jährlich etwa 100 Millionen Tonnen Ammoniak produziert. Ammoniak wird in flüssiger Form oder in Form einer 25 %igen wässrigen Lösung – Ammoniakwasser – freigesetzt. Die Haupteinsatzgebiete von Ammoniak sind die Herstellung von Salpetersäure (spätere Herstellung stickstoffhaltiger Mineraldünger), Ammoniumsalze, Harnstoff, Hexamin, synthetische Fasern (Nylon und Nylon). Ammoniak wird als Kältemittel in industriellen Kühlanlagen und als Bleichmittel beim Reinigen und Färben von Baumwolle, Wolle und Seide verwendet.
Beispiele für Problemlösungen
BEISPIEL 1
| Übung | Welche Masse und welches Volumen an Ammoniak wird benötigt, um 5 Tonnen Ammoniumnitrat herzustellen? |
| Lösung | Schreiben wir die Gleichung für die Reaktion zur Herstellung von Ammoniumnitrat aus Ammoniak und Salpetersäure: NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 Gemäß der Reaktionsgleichung beträgt die Menge der Substanz Ammoniumnitrat 1 Mol - v(NH 4 NO 3) = 1 Mol. Dann wird die Masse an Ammoniumnitrat aus der Reaktionsgleichung berechnet: m(NH 4 NO 3) = v(NH 4 NO 3) × M(NH 4 NO 3); m(NH 4 NO 3) = 1×80 = 80 t Gemäß der Reaktionsgleichung beträgt die Menge an Ammoniak ebenfalls 1 Mol - v(NH 3) = 1 Mol. Dann wird die Ammoniakmasse durch die Gleichung berechnet: m(NH 3) = v(NH 3)×M(NH 3); m(NH 3) = 1×17 = 17 t Machen wir ein Verhältnis und ermitteln wir die Ammoniakmasse (praktisch): 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 Machen wir ein ähnliches Verhältnis, um das Ammoniakvolumen zu ermitteln: 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 |
| Antwort | Ammoniakmasse – 1,06 t, Ammoniakvolumen – 1,4×10 m |
Betrachten wir zunächst die Struktur des Ammoniakmoleküls NH 3. Wie Sie bereits wissen, enthalten Stickstoffatome auf der äußeren Energieebene fünf Elektronen, von denen drei ungepaart sind. Sie sind an der Bildung von drei kovalenten Bindungen mit drei Wasserstoffatomen bei der Bildung des Ammoniakmoleküls NH 3 beteiligt.
Drei gemeinsame Elektronenpaare werden in Richtung des elektronegativeren Stickstoffatoms verschoben, und da das Ammoniakmolekül die Form einer dreieckigen Pyramide hat (Abb. 128), entsteht durch die Verschiebung der Elektronenpaare ein Dipol, d.h. ein Molekül mit zwei Stangen.
Reis. 128.
Die Struktur des Ammoniakmoleküls
Ammoniakmoleküle (in flüssigem Ammoniak) interagieren, indem sie sich miteinander verbinden:
Diese besondere Art der chemischen intermolekularen Bindung wird, wie Sie bereits wissen, Wasserstoffbindung genannt.
Ammoniak ist ein farbloses Gas mit stechendem Geruch, fast doppelt so leicht wie Luft. Ammoniak sollte nicht über einen längeren Zeitraum eingeatmet werden, da es giftig ist. Dieses Gas verflüssigt sich leicht bei Normaldruck und einer Temperatur von -33,4 °C. Beim Verdampfen von flüssigem Ammoniak aus der Umgebung wird viel Wärme aufgenommen, weshalb Ammoniak in Kühlaggregaten eingesetzt wird.
Ammoniak ist in Wasser gut löslich: Bei 20 °C lösen sich etwa 710 Volumenteile Ammoniak in 1 Volumenteil Wasser (Abb. 129). Eine konzentrierte (25 Gew.-%ige) wässrige Ammoniaklösung wird als wässriges Ammoniak oder Ammoniakwasser bezeichnet, und eine 10 %ige Ammoniaklösung, die in der Medizin verwendet wird, wird als Ammoniak bezeichnet. In einer wässrigen Ammoniaklösung entsteht eine schwache Verbindung - Ammoniakhydrat NH 3 H 2 O.
Reis. 129.
„Ammoniakbrunnen“ (Auflösen von Ammoniak in Wasser)
Wenn Sie einer Ammoniaklösung ein paar Tropfen Phenolphthalein hinzufügen, verfärbt sich die Lösung purpurrot, was auf eine alkalische Umgebung hinweist. Die alkalische Reaktion wässriger Ammoniaklösungen wird durch das Vorhandensein von Hydroxidionen OH erklärt -:
Wenn eine mit Phenolphthalein gefärbte Ammoniaklösung erhitzt wird, verschwindet die Farbe (warum?).
Laborversuch Nr. 30
Untersuchung der Eigenschaften von Ammoniak
Ammoniak reagiert mit Säuren unter Bildung von Ammoniumsalzen. Diese Wechselwirkung kann in folgendem Experiment beobachtet werden: Bringen Sie einen mit einer Ammoniaklösung befeuchteten Glasstab oder ein Glas zu einem anderen mit Salzsäure befeuchteten Stab oder Glas – es entsteht dicker weißer Rauch (Abb. 130):
Reis. 130.
„Rauch ohne Feuer“
Glauben Sie also nach diesem Sprichwort, dass es keinen Rauch ohne Feuer gibt.
Sowohl eine wässrige Lösung von Ammoniak als auch Ammoniumsalze enthalten ein spezielles Ion – das Ammoniumkation NH + 4, das die Rolle eines Metallkations spielt. Das Ammoniumion entsteht durch die Bildung einer kovalenten Bindung zwischen einem Stickstoffatom mit einem freien (einsamen) Elektronenpaar und einem Wasserstoffkation, das aus Säure- oder Wassermolekülen in Ammoniak übergeht:
Bei der Bildung eines Ammoniumions ist der Donor eines freien Elektronenpaares das Stickstoffatom im Ammoniak und der Akzeptor das Wasserstoffkation einer Säure oder von Wasser.
Sie können eine weitere chemische Eigenschaft von Ammoniak selbst vorhersagen, wenn Sie auf die Oxidationsstufe der darin enthaltenen Stickstoffatome achten, nämlich -3. Natürlich ist Ammoniak das stärkste Reduktionsmittel, das heißt, seine Stickstoffatome können Elektronen nur abgeben, aber nicht aufnehmen. Somit kann Ammoniak entweder zu freiem Stickstoff oxidiert werden (ohne Beteiligung eines Katalysators):
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O,
oder zu Stickoxid (II) (in Gegenwart eines Katalysators):
In der Industrie wird Ammoniak durch Synthese aus Stickstoff und Wasserstoff hergestellt (Abb. 131).
Reis. 131.
Industrieanlage (a) und Schema zur industriellen Produktion von Ammoniak (b)
Im Labor wird Ammoniak durch die Einwirkung von gelöschtem Kalk Ca(OH) 2 auf Ammoniumsalze, meist Ammoniumchlorid, gewonnen:
Das Gas wird in einem auf den Kopf gestellten Gefäß gesammelt und ist entweder am Geruch oder am Blauton von nassem rotem Lackmuspapier oder am Erscheinen von weißem Rauch zu erkennen, wenn ein mit Salzsäure befeuchtetes Stäbchen eingeführt wird.
Ammoniak und seine Salze werden häufig in Industrie und Technik, Landwirtschaft und im täglichen Leben eingesetzt. Ihre Hauptanwendungsgebiete sind in Abbildung 132 dargestellt.
Reis. 132.
Anwendung von Ammoniak und Ammoniumsalzen:
1.2 - in Kühleinheiten; 3 - Herstellung von Mineraldüngern; 4 - Produktion von Salpetersäure; 5 - zum Löten; 6 - Herstellung von Sprengstoffen; 7 – in der Medizin und im Alltag (Ammoniak)
Neue Wörter und Konzepte
- Die Struktur des Ammoniakmoleküls.
- Wasserstoffverbindung.
- Eigenschaften von Ammoniak: Wechselwirkung mit Wasser, Säuren und Sauerstoff.
- Donor-Akzeptor-Mechanismus für die Bildung von Ammoniumionen.
- Ammoniak aufnehmen, sammeln und erkennen.
7.11. Die Struktur von Stoffen mit kovalenten Bindungen
Stoffe, in denen von allen Arten chemischer Bindungen nur eine kovalente vorhanden ist, werden in zwei ungleiche Gruppen eingeteilt: molekulare (sehr viele) und nichtmolekulare (viel weniger).
Kristalle fester molekularer Substanzen bestehen aus Molekülen, die durch die Kräfte der intermolekularen Wechselwirkung von Molekülen schwach miteinander verbunden sind. Solche Kristalle haben keine hohe Festigkeit und Härte (denken Sie an Eis oder Zucker). Auch ihre Schmelz- und Siedepunkte sind niedrig (siehe Tabelle 22).
Tabelle 22. Schmelz- und Siedepunkte einiger molekularer Substanzen
Substanz |
Substanz |
||||
| H 2 | – 259 | – 253 | BR 2 | – 7 | 58 |
| N 2 | – 210 | – 196 | H2O | 0 | 100 |
| HCl | – 112 | – 85 | P 4 | 44 | 257 |
| NH 3 | – 78 | – 33 | C 10 H 8 (Naphthalin) | 80 | 218 |
| SO 2 | – 75 | – 10 | S 8 | 119 |
Im Gegensatz zu ihren molekularen Gegenstücken bilden nichtmolekulare Substanzen mit kovalenten Bindungen sehr harte Kristalle. Zu dieser Art gehören Diamantkristalle (die härteste Substanz).
In einem Diamantkristall (Abb. 7.5) ist jedes Kohlenstoffatom durch einfache kovalente Bindungen mit vier anderen Kohlenstoffatomen verbunden (sp 3 -Hybridisierung). Die Kohlenstoffatome bilden ein dreidimensionales Gerüst. Im Wesentlichen ist der gesamte Diamantkristall ein riesiges und sehr starkes Molekül.
Die gleiche Struktur haben Siliziumkristalle, die in der Radioelektronik und Elektrotechnik weit verbreitet sind.
Wenn man die Hälfte der Kohlenstoffatome im Diamant durch Siliziumatome ersetzt, ohne die Gerüststruktur des Kristalls zu stören, erhält man einen Kristall aus Siliziumkarbid SiC – ebenfalls eine sehr harte Substanz, die als Schleifmaterial verwendet wird. Zu dieser Art kristalliner Substanz gehört auch gewöhnlicher Quarzsand (Siliziumdioxid). Quarz ist eine sehr harte Substanz; Unter dem Namen „Schmirgel“ wird es auch als Schleifmittel verwendet. Die Quarzstruktur lässt sich leicht erhalten, indem man in einem Siliziumkristall zwischen jeweils zwei Siliziumatomen Sauerstoffatome einfügt. In diesem Fall wird jedes Siliziumatom mit vier Sauerstoffatomen und jedes Sauerstoffatom mit zwei Siliziumatomen assoziiert.
Kristalle aus Diamant, Silizium, Quarz und ähnlichen Strukturen werden Atomkristalle genannt.
Ein Atomkristall ist ein Kristall, der aus Atomen eines oder mehrerer Elemente besteht, die durch chemische Bindungen verbunden sind.
Eine chemische Bindung in einem Atomkristall kann kovalent oder metallisch sein.
Wie Sie bereits wissen, ist jeder Atomkristall, wie auch ein Ionenkristall, ein riesiges „Supermolekül“. Die Strukturformel eines solchen „Supermoleküls“ lässt sich nicht aufschreiben – man kann nur sein Fragment zeigen, zum Beispiel:
Im Gegensatz zu molekularen Substanzen gehören Substanzen, die Atomkristalle bilden, zu den feuerfeststen (siehe Tabelle 23).
Tabelle 23. Schmelz- und Siedepunkte einiger nichtmolekularer Substanzen Mit kovalente Bindungen
Solch hohe Schmelztemperaturen sind durchaus verständlich, wenn man bedenkt, dass beim Schmelzen dieser Stoffe nicht schwache intermolekulare Bindungen, sondern starke chemische Bindungen aufgebrochen werden. Aus dem gleichen Grund schmelzen viele Stoffe, die Atomkristalle bilden, beim Erhitzen nicht, sondern zersetzen sich oder gehen sofort in einen Dampfzustand (Sublimat) über, beispielsweise sublimiert Graphit bei 3700 °C.
| Silizium – Si. Sehr harte, spröde Siliziumkristalle sehen aus wie Metall, sind aber dennoch kein Metall. Aufgrund der Art der elektrischen Leitfähigkeit wird dieser Stoff als Halbleiter eingestuft, was seine enorme Bedeutung in der modernen Welt bestimmt. Silizium ist das wichtigste Halbleitermaterial. Radios, Fernseher, Computer, moderne Telefone, elektronische Uhren, Sonnenkollektoren und viele andere Haushalts- und Industriegeräte enthalten als wichtigste Strukturelemente Transistoren, Mikroschaltungen und Fotozellen aus Einkristallen aus hochreinem Silizium. Technisches Silizium wird in der Stahlproduktion und der Nichteisenmetallurgie eingesetzt. Aufgrund seiner chemischen Eigenschaften ist Silizium ein relativ inerter Stoff, der erst bei hohen Temperaturen reagiert. Siliziumdioxid – SiO 2 . Ein anderer Name für diesen Stoff ist Kieselsäure. Siliziumdioxid kommt in der Natur in zwei Formen vor: kristallin und amorph. Viele Halbedel- und Ziersteine sind Sorten von kristallinem Siliziumdioxid (Quarz): Bergkristall, Jaspis, Chalcedon, Achat. und Opal ist eine amorphe Form von Kieselsäure. Quarz ist in der Natur sehr weit verbreitet, denn Dünen in Wüsten und Sandbänke von Flüssen und Meeren bestehen allesamt aus Quarzsand. Quarz ist eine farblose, kristalline, sehr harte und feuerfeste Substanz. Es hat eine geringere Härte als Diamant und Korund, wird aber dennoch häufig als Schleifmittel verwendet. Quarzsand wird häufig im Baugewerbe und in der Baustoffindustrie eingesetzt. Quarzglas wird zur Herstellung von Laborglaswaren und wissenschaftlichen Instrumenten verwendet, da es bei plötzlichen Temperaturschwankungen nicht bricht. Siliziumdioxid ist von seinen chemischen Eigenschaften her ein saures Oxid, reagiert jedoch nur im geschmolzenen Zustand mit Alkalien. Bei hohen Temperaturen wird aus Siliziumdioxid und Graphit Siliziumkarbid – Carborund – hergestellt. Karborund ist nach Diamant der zweithärteste Stoff und wird auch zur Herstellung von Schleifscheiben und „Schleifpapier“ verwendet. |
7.12. Polarität einer kovalenten Bindung. Elektronegativität
Denken Sie daran, dass isolierte Atome verschiedener Elemente unterschiedliche Neigungen haben, Elektronen abzugeben und aufzunehmen. Diese Unterschiede bleiben auch nach der Bildung einer kovalenten Bindung bestehen. Das heißt, Atome einiger Elemente neigen dazu, das Elektronenpaar einer kovalenten Bindung stärker an sich zu ziehen als Atome anderer Elemente.
Betrachten Sie ein Molekül HCl.
Anhand dieses Beispiels wollen wir sehen, wie wir die Verschiebung der Elektronenkommunikationswolke mithilfe molarer Ionisierungsenergien und -mittel für das Elektron abschätzen können. 1312 kJ/mol und 1251 kJ/mol – der Unterschied ist unbedeutend, etwa 5 %. 73 kJ/mol und 349 kJ/mol – hier ist der Unterschied viel größer: Die Elektronenaffinitätsenergie des Chloratoms ist fast fünfmal größer als die des Wasserstoffatoms. Daraus können wir schließen, dass das Elektronenpaar der kovalenten Bindung im Chlorwasserstoffmolekül weitgehend in Richtung des Chloratoms verschoben ist. Mit anderen Worten: Die Bindungselektronen verbringen mehr Zeit in der Nähe des Chloratoms als in der Nähe des Wasserstoffatoms. Diese ungleichmäßige Verteilung der Elektronendichte führt zu einer Umverteilung der elektrischen Ladungen im Inneren des Moleküls. Es entstehen Teilladungen (Überschuss) an den Atomen; Am Wasserstoffatom ist es positiv und am Chloratom negativ.
In diesem Fall spricht man von einer polarisierten Bindung und die Bindung selbst wird als polare kovalente Bindung bezeichnet.
Wenn das Elektronenpaar einer kovalenten Bindung zu keinem der gebundenen Atome verlagert ist, die Bindungselektronen also gleichermaßen zu den gebundenen Atomen gehören, wird eine solche Bindung als unpolare kovalente Bindung bezeichnet.
Das Konzept der „formalen Ladung“ im Fall einer kovalenten Bindung ist ebenfalls anwendbar. Nur sollte in der Definition nicht von Ionen, sondern von Atomen gesprochen werden. Im Allgemeinen kann die folgende Definition gegeben werden.
In Molekülen, in denen kovalente Bindungen nur durch einen Austauschmechanismus gebildet werden, sind die formalen Ladungen der Atome gleich Null. Somit sind im HCl-Molekül die formalen Ladungen sowohl an den Chlor- als auch an den Wasserstoffatomen Null. Folglich sind in diesem Molekül die realen (effektiven) Ladungen der Chlor- und Wasserstoffatome gleich den Teilladungen (Überschussladungen).
Es ist nicht immer einfach, anhand der molaren Ionisierungsenergien und der Affinität zur Elektrode das Vorzeichen der Teilladung eines Atoms des einen oder anderen Elements in einem Molekül zu bestimmen, also abzuschätzen, in welche Richtung die Elektronenpaare der Bindungen verlaufen verschoben. Normalerweise wird für diese Zwecke eine andere Energieeigenschaft eines Atoms verwendet – die Elektronegativität.
Derzeit gibt es keine einheitliche, allgemein anerkannte Bezeichnung für Elektronegativität. Es kann mit den Buchstaben E/O bezeichnet werden. Es gibt auch keine einheitliche, allgemein anerkannte Methode zur Berechnung der Elektronegativität. Vereinfacht lässt sie sich als halbe Summe der molaren Ionisierungsenergien und der Elektronenaffinität darstellen – dies war eine der ersten Berechnungsmethoden.
Die absoluten Werte der Elektronegativität von Atomen verschiedener Elemente werden sehr selten verwendet. Am häufigsten wird die relative Elektronegativität verwendet, die mit c bezeichnet wird. Ursprünglich wurde dieser Wert als Verhältnis der Elektronegativität eines Atoms eines bestimmten Elements zur Elektronegativität eines Lithiumatoms definiert. Anschließend änderten sich die Berechnungsmethoden etwas.
Die relative Elektronegativität ist eine dimensionslose Größe. Seine Werte sind in Anhang 10 angegeben.
Da die relative Elektronegativität in erster Linie von der Ionisierungsenergie des Atoms abhängt (die Elektronenaffinitätsenergie ist immer viel niedriger), ändert sie sich in einem System chemischer Elemente ungefähr genauso wie die Ionisierungsenergie, d. h. sie steigt diagonal von Cäsium (0,86) an. zu Fluor (4.10). Die in der Tabelle angegebenen Werte der relativen Elektronegativität von Helium und Neon haben keine praktische Bedeutung, da diese Elemente keine Verbindungen eingehen.
Anhand der Elektronegativitätstabelle können Sie leicht feststellen, zu welchem der beiden Atome die diese Atome verbindenden Elektronen verschoben sind und damit die Vorzeichen der an diesen Atomen entstehenden Teilladungen.
| H2O | Die Verbindung ist polar | |||
| H 2 | Atome sind gleich | H--H | Die Verbindung ist unpolar | |
| CO2 | Die Verbindung ist polar | |||
| Cl2 | Atome sind gleich | Cl--Cl | Die Verbindung ist unpolar | |
| H2S | Die Verbindung ist polar |
Somit wird im Falle der Bildung einer kovalenten Bindung zwischen Atomen verschiedener Elemente eine solche Bindung immer polar sein, und im Falle der Bildung einer kovalenten Bindung zwischen Atomen desselben Elements (in einfachen Substanzen) ist die Die Bindung ist in den meisten Fällen unpolar.
Je größer der Elektronegativitätsunterschied der gebundenen Atome ist, desto polarer fällt die kovalente Bindung zwischen diesen Atomen aus.
| Schwefelwasserstoff H 2 S– ein farbloses Gas mit einem charakteristischen Geruch, der für faule Eier charakteristisch ist; giftig. Es ist thermisch instabil und zersetzt sich beim Erhitzen. Schwefelwasserstoff ist in Wasser schwer löslich; seine wässrige Lösung wird Schwefelwasserstoffsäure genannt. Schwefelwasserstoff provoziert (katalysiert) die Korrosion von Metallen; dieses Gas ist „schuld“ an der Verdunkelung von Silber. Es kommt natürlicherweise in einigen Mineralwässern vor. Im Laufe des Lebens wird es von einigen Bakterien gebildet. Schwefelwasserstoff ist zerstörerisch für alle Lebewesen. In den Tiefen des Schwarzen Meeres wurde eine Schwefelwasserstoffschicht entdeckt, die Wissenschaftlern Sorgen bereitet: Das Leben der Meeresbewohner ist dort ständig bedroht. |
POLARE KOVALENTE BINDUNG, NICHTPOLARE KOVALENTE BINDUNG, ABSOLUTE ELEKTRONEGATIVITÄT, RELATIVE ELEKTRONEGATIVITÄT.
1. Experimente und anschließende Berechnungen zeigten, dass die effektive Ladung von Silizium in Siliziumtetrafluorid +1,64 e und von Xenon in Xenonhexafluorid +2,3 e beträgt. Bestimmen Sie die Werte der Teilladungen an den Fluoratomen in diesen Verbindungen. 2. Stellen Sie die Strukturformeln der folgenden Stoffe auf und charakterisieren Sie unter Verwendung der Notationen „ “ und „ “ die Polarität kovalenter Bindungen in den Molekülen dieser Verbindungen: a) CH 4, CCl 4, SiCl 4; b) H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te; c) NH 3, NF 3, NCl 3; d) SO 2, Cl 2 O, OF 2.
3. Geben Sie anhand der Elektronegativitätstabelle an, in welcher der Verbindungen die Bindung polarer ist: a) CCl 4 oder SiCl 4 ; b) H 2 S oder H 2 O; c) NF 3 oder NCl 3; d) Cl 2 O oder OF 2.
7.13. Donor-Akzeptor-Mechanismus der Bindungsbildung
In den vorherigen Absätzen haben Sie zwei Arten von Bindungen ausführlich kennengelernt: ionische und kovalente. Denken Sie daran, dass eine Ionenbindung entsteht, wenn ein Elektron vollständig von einem Atom auf ein anderes übertragen wird. Kovalent – wenn ungepaarte Elektronen gebundener Atome geteilt werden.
Darüber hinaus gibt es einen weiteren Mechanismus zur Bindungsbildung. Betrachten wir es am Beispiel der Wechselwirkung eines Ammoniakmoleküls mit einem Bortrifluoridmolekül:
Dadurch entstehen sowohl kovalente als auch ionische Bindungen zwischen den Stickstoff- und Boratomen. In diesem Fall ist das Stickstoffatom Spender Elektronenpaar („gibt“ es zur Bindungsbildung) und das Boratom - Akzeptor(„akzeptiert“ es beim Verbindungsaufbau). Daher der Name des Mechanismus zur Bildung einer solchen Verbindung: „ Spender-Akzeptor“.
Wenn eine Bindung mithilfe des Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird, werden gleichzeitig sowohl eine kovalente Bindung als auch eine ionische Bindung gebildet.
Natürlich kommt es nach der Bildung einer Bindung aufgrund der unterschiedlichen Elektronegativität der gebundenen Atome zu einer Polarisation der Bindung und es entstehen Teilladungen, wodurch die effektiven (realen) Ladungen der Atome reduziert werden.
Schauen wir uns andere Beispiele an.
Befindet sich neben dem Ammoniakmolekül ein stark polares Chlorwasserstoffmolekül, bei dem das Wasserstoffatom eine erhebliche Teilladung aufweist, übernimmt in diesem Fall das Wasserstoffatom die Rolle des Elektronenpaarakzeptors. Es ist 1 S-AO, obwohl es nicht vollständig leer ist, wie das Boratom im vorherigen Beispiel, ist die Elektronendichte in der Wolke dieses Orbitals deutlich verringert.
Die räumliche Struktur des resultierenden Kations ist Ammoniumion NH 4 ähnelt in der Struktur dem Methanmolekül, d. h. alle vier N-H-Bindungen sind exakt gleich.
Die Bildung ionischer Kristalle von Ammoniumchlorid NH 4 Cl kann durch Mischen von Ammoniakgas mit Chlorwasserstoffgas beobachtet werden:
NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (cr)
Nicht nur das Stickstoffatom kann ein Elektronenpaardonor sein. Es könnte sich beispielsweise um das Sauerstoffatom eines Wassermoleküls handeln. Ein Wassermolekül wechselwirkt mit demselben Chlorwasserstoff wie folgt:
Das resultierende H3O-Kation heißt Oxoniumion und ist, wie Sie bald erfahren werden, in der Chemie von großer Bedeutung.
Betrachten wir abschließend die elektronische Struktur des Kohlenmonoxid-CO-Moleküls:
Es enthält neben drei kovalenten Bindungen (Dreifachbindung) auch eine ionische Bindung.
Bedingungen für die Bindungsbildung nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus:
1) das Vorhandensein eines freien Valenzelektronenpaares in einem der Atome;
2) das Vorhandensein eines freien Orbitals auf der Valenzebene eines anderen Atoms.
Der Donor-Akzeptor-Mechanismus der Bindungsbildung ist weit verbreitet. Besonders häufig kommt es bei der Bildung von Verbindungen vor D-Elemente. Fast jedermanns Atome D-Elemente haben viele leere Valenzorbitale. Daher sind sie aktive Akzeptoren von Elektronenpaaren.
Donor-Akzeptor-Mechanismus der Bindungsbildung, Ammoniumion, Oxoniumion, Bedingungen für die Bindungsbildung durch Donor-Akzeptor-Mechanismus.
1. Erstellen Sie Reaktionsgleichungen und Bildungsschemata
a) Ammoniumbromid NH 4 Br aus Ammoniak und Bromwasserstoff;
b) Ammoniumsulfat (NH 4) 2 SO 4 aus Ammoniak und Schwefelsäure.
2. Erstellen Sie Reaktionsgleichungen und Wechselwirkungsschemata für a) Wasser mit Bromwasserstoff; b) Wasser mit Schwefelsäure.
3.Welche Atome in den vier vorherigen Reaktionen sind Donoren eines Elektronenpaares und welche sind Akzeptoren? Warum? Erklären Sie Ihre Antwort mit Diagrammen von Valenzunterebenen.
4. Strukturformel von Salpetersäure. Die Winkel zwischen O-N-O-Bindungen liegen nahe bei 120 °. Definieren:
a) Art der Hybridisierung des Stickstoffatoms;
b) welches AO des Stickstoffatoms an der Bildung der -Bindung beteiligt ist;
c) welches AO des Stickstoffatoms an der Bildung der -Bindung nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus beteiligt ist.
Wie groß ist Ihrer Meinung nach der Winkel zwischen den H-O-N-Bindungen in diesem Molekül ungefähr gleich? 5.Erstellen Sie die Strukturformel des Cyanidions CN (negative Ladung am Kohlenstoffatom). Es ist bekannt, dass Cyanide (Verbindungen, die ein solches Ion enthalten) und Kohlenmonoxid CO starke Gifte sind und ihre biologische Wirkung sehr ähnlich ist. Bieten Sie Ihre Erklärung für die Nähe ihrer biologischen Wirkung an.
7.14. Metallverbindung. Metalle
Eine kovalente Bindung entsteht nur dann zwischen Atomen, die in ihrer Neigung, Elektronen abzugeben und aufzunehmen, ähnlich sind, wenn die Größe der gebundenen Atome klein ist. In diesem Fall ist die Elektronendichte im Bereich überlappender Elektronenwolken von Bedeutung und die Atome erweisen sich als fest gebunden, wie beispielsweise im HF-Molekül. Wenn mindestens eines der gebundenen Atome einen großen Radius aufweist, wird die Bildung einer kovalenten Bindung weniger vorteilhaft, da die Elektronendichte im Bereich überlappender Elektronenwolken bei großen Atomen viel geringer ist als bei kleinen. Ein Beispiel für ein solches Molekül mit einer schwächeren Bindung ist das HI-Molekül (vergleichen Sie anhand von Tabelle 21 die Zerstäubungsenergien von HF- und HI-Molekülen).
Und doch zwischen großen Atomen ( R o > 1.1) Es kommt zu einer chemischen Bindung, die in diesem Fall jedoch durch die gemeinsame Nutzung aller (oder eines Teils) der Valenzelektronen aller gebundenen Atome entsteht. Im Fall von Natriumatomen beispielsweise alle 3 S-Elektronen dieser Atome, und es entsteht eine einzelne Elektronenwolke:
Atome bilden einen Kristall mit Metall Kommunikation
Auf diese Weise können sich sowohl Atome desselben Elements als auch Atome verschiedener Elemente miteinander verbinden. Im ersten Fall werden einfache Stoffe genannt Metalle, und im zweiten - komplexe Substanzen genannt intermetallische Verbindungen.
Von allen Stoffen mit metallischen Bindungen zwischen Atomen lernt man in der Schule nur etwas über Metalle. Wie ist die räumliche Struktur von Metallen? Der Metallkristall besteht aus Atomskelette, die nach der Vergesellschaftung der Valenzelektronen übrig bleibt, und die Elektronenwolke der vergesellschafteten Elektronen. Die Atomrümpfe bilden meist eine sehr dichte Packung und die Elektronenwolke nimmt das gesamte verbleibende freie Volumen des Kristalls ein.
Die wichtigsten Arten dichter Verpackungen sind kubisch dichteste Packung(KPU) und hexagonale dichte Packung(GPU). Die Namen dieser Pakete hängen mit der Symmetrie der Kristalle zusammen, in denen sie realisiert sind. Manche Metalle bilden locker gepackte Kristalle – kubisch raumzentriert(OTSK). Volumen- und Ball-and-Stick-Modelle dieser Pakete sind in Abbildung 7.6 dargestellt.
Eine kubisch dichte Packung besteht aus Atomen von Cu, Al, Pb, Au und einigen anderen Elementen. Sechseckige dichte Packung – Atome von Be, Zn, Cd, Sc und einer Reihe anderer. In Kristallen von Alkalimetallen, Elementen der VB- und VIB-Gruppen ist eine kubisch-raumzentrierte Atompackung vorhanden. Einige Metalle können bei unterschiedlichen Temperaturen unterschiedliche Strukturen aufweisen. Die Gründe für solche Unterschiede und Strukturmerkmale von Metallen sind noch nicht vollständig geklärt.
Beim Schmelzen entstehen Metallkristalle Metallflüssigkeiten. Die Art der chemischen Bindung zwischen Atomen ändert sich nicht.
Die Metallbindung weist keine Direktionalität und Sättigung auf. In dieser Hinsicht ähnelt es einer Ionenbindung.
Bei intermetallischen Verbindungen kann man auch von der Polarisierbarkeit der metallischen Bindung sprechen.
Charakteristische physikalische Eigenschaften von Metallen:
1) hohe elektrische Leitfähigkeit;
2) hohe Wärmeleitfähigkeit;
3) hohe Duktilität.
Die Schmelzpunkte verschiedener Metalle unterscheiden sich stark voneinander: Der niedrigste Schmelzpunkt liegt bei Quecksilber (- 39 °C) und der höchste bei Wolfram (3410 °C).
| Beryllium Be- hellgraues, leichtes, ziemlich hartes, aber normalerweise sprödes Metall. Schmelzpunkt 1287 °C. An der Luft wird es mit einem Oxidfilm bedeckt. Beryllium ist ein ziemlich seltenes Metall; lebende Organismen hatten im Laufe ihrer Evolution praktisch keinen Kontakt damit, daher ist es nicht verwunderlich, dass es für die Tierwelt giftig ist. Es wird in der Nukleartechnik eingesetzt. Zink Zn ist ein weißes Weichmetall mit einer bläulichen Tönung. Schmelzpunkt 420 °C. In Luft und Wasser ist es mit einem dünnen, dichten Film aus Zinkoxid bedeckt, der eine weitere Oxidation verhindert. In der Produktion wird es zum Verzinken von Blechen, Rohren und Drähten verwendet und schützt Eisen vor Korrosion. Wolfram W. Es ist das feuerfesteste aller Metalle: Der Schmelzpunkt von Wolfram liegt bei 3387 °C. Normalerweise ist Wolfram ziemlich spröde, aber nach sorgfältiger Reinigung wird es duktil, was es ermöglicht, daraus dünnen Draht zu ziehen, aus dem die Filamente entstehen Glühbirnen werden hergestellt. Der Großteil des produzierten Wolframs wird jedoch zur Herstellung harter und verschleißfester Legierungen verwendet, die diese Eigenschaften auch bei Erwärmung auf 1000 °C beibehalten können. |
METALL, INTERMETALLISCHE VERBINDUNG, METALLISCHE VERBINDUNG, DICHSTE PACKUNG.
1. Zur Charakterisierung verschiedener Pakete wird das Konzept des „Raumfüllungskoeffizienten“ verwendet, also das Verhältnis des Volumens der Atome zum Volumen des Kristalls
Wo V a - Volumen eines Atoms,
Z ist die Anzahl der Atome in einer Elementarzelle,
V i- Volumen der Elementarzelle.
Atome werden in diesem Fall durch starre Kugeln mit Radius dargestellt R, einander berühren. Ballvolumen V w = (4/3) R 3 .
Bestimmen Sie den Raumfüllfaktor für Massen- und BCC-Verpackungen.
2. Berechnen Sie anhand der Werte der Metallradien (Anhang 9) die Elementarzellengröße von a) Kupfer (CPU), b) Aluminium (CPU) und c) Cäsium (BCC).
Helfen Sie mir bitte, die Chemie zu lösen. Geben Sie die Art der Bindung in den Molekülen NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... an und erhalten Sie die beste Antwort
Antwort von Olga Lyabina[Guru]
1) NH3-Bindungstyp-Cov. Polar. An der Bindungsbildung sind jeweils drei ungepaarte Elektronen des Stickstoffs und eines des Wasserstoffs beteiligt. Es gibt keine Pi-Anleihen. sp3-Hybridisierung. Die Form des Moleküls ist pyramidenförmig (ein Orbital nimmt nicht an der Hybridisierung teil, das Tetraeder verwandelt sich in eine Pyramide)
Der CaCl2-Bindungstyp ist ionisch. An der Bindungsbildung sind zwei Calciumelektronen im s-Orbital beteiligt, die zwei Chloratome aufnehmen und so ihre dritte Ebene vervollständigen. keine Pi-Bindungen, Hybridisierungstyp sp. Sie befinden sich im Raum in einem Winkel von 180 Grad
Der Al2O3-Bindungstyp ist ionisch. An der Bildung der Bindung sind drei Elektronen aus den s- und p-Orbitalen des Aluminiums beteiligt, die der Sauerstoff aufnimmt und so seine zweite Ebene vervollständigt. O=Al-O-Al=O. Es gibt Pi-Bindungen zwischen Sauerstoff und Aluminium. sp-Hybridisierungstyp am wahrscheinlichsten.
Die Bindung vom BaS-Typ ist ionisch. Zwei Bariumelektronen werden von Schwefel aufgenommen. Ba=S ist eine Pi-Bindung. Hybridisierung sp. Flaches Molekül.
2) AgNO3
An der Kathode wird Silber reduziert
K Ag+ + e = Ag
Wasser oxidiert an der Anode
A 2H2O - 4e = O2 + 4H+
Gemäß dem Faradayschen Gesetz (was auch immer...) ist die Masse (Volumen) der an der Kathode freigesetzten Substanz proportional zur Menge an Elektrizität, die durch die Lösung fließt
m(Ag) = Me/zF *I*t = 32,23 g
V(O2) = Ve/F *I*t = 1,67 l
Antwort von 2 Antworten[Guru]
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