|
À la suite de l'étude de ce sujet, vous apprendrez :
À la suite de l'étude de ce sujet, vous apprendrez :
Questions d'étude : |
5.1. Une liaison covalente
Une liaison chimique se forme lorsque deux atomes ou plus se réunissent si, à la suite de leur interaction, l'énergie totale du système diminue. Les configurations électroniques les plus stables des couches électroniques externes des atomes sont celles des atomes de gaz rares, constitués de deux ou huit électrons. Les couches électroniques externes des atomes d'autres éléments contiennent de un à sept électrons, c'est-à-dire sont inachevés. Lorsqu’une molécule se forme, les atomes ont tendance à acquérir une coque stable à deux ou huit électrons. Les électrons de valence des atomes participent à la formation d’une liaison chimique.
La covalence est une liaison chimique entre deux atomes, formée de paires d'électrons appartenant simultanément à ces deux atomes.
Il existe deux mécanismes pour la formation de liaisons covalentes : l'échange et le donneur-accepteur.
5.1.1. Mécanisme d'échange de formation de liaisons covalentes
Mécanisme d'échange La formation d'une liaison covalente est réalisée grâce au chevauchement de nuages d'électrons appartenant à différents atomes. Par exemple, lorsque deux atomes d’hydrogène se rapprochent, les orbitales électroniques 1s se chevauchent. En conséquence, une paire commune d'électrons apparaît, appartenant simultanément aux deux atomes. Dans ce cas, une liaison chimique est formée par des électrons ayant des spins antiparallèles, Fig. 5.1.
Riz. 5.1. Formation d'une molécule d'hydrogène à partir de deux atomes d'H
5.1.2. Mécanisme donneur-accepteur pour la formation de liaisons covalentes
Avec le mécanisme donneur-accepteur de formation de liaison covalente, la liaison est également formée à l’aide de paires d’électrons. Cependant, dans ce cas, un atome (donneur) fournit sa paire d'électrons, et l'autre atome (accepteur) participe à la formation de la liaison avec son orbitale libre. Un exemple de mise en œuvre d'une liaison donneur-accepteur est la formation de l'ion ammonium NH 4 + lors de l'interaction de l'ammoniac NH 3 avec le cation hydrogène H +.
Dans la molécule NH 3, trois paires d'électrons forment trois liaisons N – H, la quatrième paire d'électrons appartenant à l'atome d'azote est seule. Cette paire d’électrons peut former une liaison avec un ion hydrogène dont l’orbitale est inoccupée. Le résultat est l'ion ammonium NH 4 +, Fig. 5.2.
Riz. 5.2. L'apparition d'une liaison donneur-accepteur lors de la formation de l'ion ammonium
Il convient de noter que les quatre liaisons covalentes N – H existant dans l'ion NH 4 + sont équivalentes. Dans l’ion ammonium, il est impossible d’identifier une liaison formée par le mécanisme donneur-accepteur.
5.1.3. Liaison covalente polaire et non polaire
Si une liaison covalente est formée par des atomes identiques, alors la paire d'électrons est située à la même distance entre les noyaux de ces atomes. Une telle liaison covalente est dite non polaire. Des exemples de molécules avec une liaison covalente non polaire sont H2, Cl2, O2, N2, etc.
Dans le cas d’une liaison covalente polaire, la paire d’électrons partagée est déplacée vers l’atome ayant l’électronégativité la plus élevée. Ce type de liaison est réalisé dans des molécules formées par différents atomes. Une liaison covalente polaire se produit dans les molécules de HCl, HBr, CO, NO, etc. Par exemple, la formation d'une liaison covalente polaire dans une molécule de HCl peut être représentée par un diagramme, Fig. 5.3 :
Riz. 5.3. Formation d'une liaison polaire covalente dans la molécule HC1
Dans la molécule considérée, la paire d'électrons est déplacée vers l'atome de chlore, car son électronégativité (2,83) est supérieure à l'électronégativité de l'atome d'hydrogène (2,1).
5.1.4. Moment dipolaire et structure moléculaire
Une mesure de la polarité d'une liaison est son moment dipolaire μ :
µ = e l,
Où e– la charge électronique, je– la distance entre les centres des charges positives et négatives.
Le moment dipolaire est une quantité vectorielle. Les concepts de « moment dipolaire de liaison » et de « moment dipolaire moléculaire » ne coïncident que pour les molécules diatomiques. Le moment dipolaire d'une molécule est égal à la somme vectorielle des moments dipolaires de toutes les liaisons. Ainsi, le moment dipolaire d’une molécule polyatomique dépend de sa structure.
Dans une molécule linéaire de CO 2 , par exemple, chacune des liaisons C – O est polaire. Cependant, la molécule de CO 2 est généralement apolaire, puisque les moments dipolaires des liaisons s'annulent (Fig. 5.4). Le moment dipolaire de la molécule de dioxyde de carbone est m = 0.
Dans la molécule angulaire H2O, les liaisons polaires H – O sont situées à un angle de 104,5 o. La somme vectorielle des moments dipolaires de deux liaisons H – O est exprimée par la diagonale du parallélogramme (Fig. 5.4). En conséquence, le moment dipolaire de la molécule d’eau m n’est pas égal à zéro.
Riz. 5.4. Moments dipolaires des molécules CO 2 et H 2 O
5.1.5. Valence des éléments dans les composés avec des liaisons covalentes
La valence des atomes est déterminée par le nombre d'électrons non appariés participant à la formation de paires d'électrons communes avec les électrons d'autres atomes. Ayant un électron non apparié sur la couche électronique externe, les atomes d'halogène dans les molécules F 2, HCl, PBr 3 et CCl 4 sont monovalents. Les éléments du sous-groupe oxygène contiennent deux électrons non appariés dans la couche externe, donc dans des composés tels que O 2, H 2 O, H 2 S et SCl 2, ils sont divalents.
Étant donné qu'en plus des liaisons covalentes ordinaires, une liaison peut être formée dans les molécules par un mécanisme donneur-accepteur, la valence des atomes dépend également de la présence de paires d'électrons libres et d'orbitales électroniques libres. Une mesure quantitative de la valence est le nombre de liaisons chimiques par lesquelles un atome donné est connecté à d'autres atomes.
En règle générale, la valence maximale des éléments ne peut pas dépasser le numéro du groupe dans lequel ils se trouvent. L'exception concerne les éléments du sous-groupe secondaire du premier groupe Cu, Ag, Au, dont la valence en composés est supérieure à un. Les électrons de valence comprennent principalement les électrons des couches externes, cependant, pour les éléments des sous-groupes latéraux, les électrons de l'avant-dernière couche (pré-externe) participent également à la formation d'une liaison chimique.
5.1.6. Valence des éléments dans les états normaux et excités
La valence de la plupart des éléments chimiques dépend du fait que ces éléments sont dans un état normal ou excité. Configuration électronique de l'atome Li : 1s 2 2s 1. L'atome de lithium au niveau externe possède un électron non apparié, c'est-à-dire le lithium est monovalent. Une très grande dépense d'énergie est nécessaire associée à la transition de l'électron 1s vers l'orbitale 2p pour obtenir du lithium trivalent. Cette dépense énergétique est telle qu'elle n'est pas compensée par l'énergie libérée lors de la formation des liaisons chimiques. À cet égard, il n’existe pas de composés trivalents du lithium.
Configuration de la couche électronique externe des éléments du sous-groupe du béryllium ns 2. Cela signifie que dans la couche électronique externe de ces éléments dans l’orbitale de la cellule NS, il y a deux électrons avec des spins opposés. Les éléments du sous-groupe du béryllium ne contiennent pas d'électrons non appariés, leur valence à l'état normal est donc nulle. A l'état excité, la configuration électronique des éléments du sous-groupe du béryllium est ns 1 nр 1, c'est-à-dire les éléments forment des composés dans lesquels ils sont divalents.
Possibilités de Valence de l'atome de bore
Considérons la configuration électronique de l'atome de bore à l'état fondamental : 1s 2 2s 2 2p 1. L'atome de bore à l'état fondamental contient un électron non apparié (Fig. 5.5), c'est-à-dire c'est monovalent. Cependant, le bore ne se caractérise pas par la formation de composés dans lesquels il est monovalent. Lorsqu'un atome de bore est excité, un électron 2s passe à une orbitale 2p (Fig. 5.5). Un atome de bore dans un état excité possède 3 électrons non appariés et peut former des composés dans lesquels sa valence est de trois.
Riz. 5.5. États de valence de l'atome de bore dans les états normal et excité
En règle générale, l'énergie dépensée pour la transition d'un atome vers un état excité au sein d'un niveau d'énergie est plus que compensée par l'énergie libérée lors de la formation de liaisons supplémentaires.
En raison de la présence d’une orbitale 2p libre dans l’atome de bore, le bore présent dans les composés peut former une quatrième liaison covalente, agissant comme accepteur de paires d’électrons. La figure 5.6 montre comment la molécule BF interagit avec l'ion F –, entraînant la formation de l'ion –, dans lequel le bore forme quatre liaisons covalentes.
Riz. 5.6. Mécanisme donneur-accepteur pour la formation de la quatrième liaison covalente au niveau de l'atome de bore
Possibilités de valence de l'atome d'azote
Considérons la structure électronique de l'atome d'azote (Fig. 5.7).
Riz. 5.7. Répartition des électrons dans les orbitales de l'atome d'azote
D'après le diagramme présenté, il est clair que l'azote possède trois électrons non appariés, qu'il peut former trois liaisons chimiques et que sa valence est de trois. La transition de l'atome d'azote vers un état excité est impossible, car le deuxième niveau d'énergie ne contient pas d'orbitales d. Dans le même temps, l'atome d'azote peut fournir une seule paire d'électrons externes 2s 2 à un atome ayant une orbitale libre (accepteur). En conséquence, une quatrième liaison chimique de l'atome d'azote apparaît, comme c'est le cas par exemple dans l'ion ammonium (Fig. 5.2). Ainsi, la covalence maximale (le nombre de liaisons covalentes formées) d'un atome d'azote est de quatre. Dans ses composés, l'azote, contrairement aux autres éléments du cinquième groupe, ne peut être pentavalent.
Possibilités de Valence des atomes de phosphore, de soufre et d'halogène
Contrairement aux atomes d'azote, d'oxygène et de fluor, les atomes de phosphore, de soufre et de chlore situés dans la troisième période possèdent des cellules 3D libres vers lesquelles les électrons peuvent être transférés. Lorsqu’un atome de phosphore est excité (Fig. 5.8), il possède 5 électrons non appariés sur sa couche électronique externe. En conséquence, dans les composés, l’atome de phosphore peut être non seulement trivalent, mais également pentavalent.
Riz. 5.8. Distribution des électrons de valence dans les orbitales d'un atome de phosphore dans un état excité
À l’état excité, le soufre, en plus d’une valence de deux, présente également une valence de quatre et six. Dans ce cas, les électrons 3p et 3s sont appariés séquentiellement (Fig. 5.9).
Riz. 5.9. Possibilités de valence d'un atome de soufre dans un état excité
À l'état excité, pour tous les éléments du sous-groupe principal du groupe V, à l'exception du fluor, un appariement séquentiel des premières paires d'électrons p puis s est possible. En conséquence, ces éléments deviennent tri-, penta- et heptavalents (Fig. 5.10).
Riz. 5.10. Possibilités de valence des atomes de chlore, de brome et d'iode dans un état excité
5.1.7. Longueur, énergie et direction d'une liaison covalente
Des liaisons covalentes se forment généralement entre des atomes non métalliques. Les principales caractéristiques d’une liaison covalente sont la longueur, l’énergie et la direction.
Longueur de la liaison covalente
La longueur d'une liaison est la distance entre les noyaux des atomes formant cette liaison. Elle est déterminée par des méthodes physiques expérimentales. La longueur de liaison peut être estimée à l'aide de la règle d'additivité, selon laquelle la longueur de liaison dans la molécule AB est approximativement égale à la moitié de la somme des longueurs de liaison dans les molécules A 2 et B 2 :
.
De haut en bas le long des sous-groupes du système périodique d'éléments, la longueur de la liaison chimique augmente, puisque les rayons des atomes augmentent dans cette direction (tableau 5.1). À mesure que la multiplicité de la liaison augmente, sa longueur diminue.
Tableau 5.1.
Longueur de certaines liaisons chimiques
Liaison chimique |
Longueur du lien, pm |
Liaison chimique |
Longueur du lien, pm |
C-C |
|||
Énergie de communication
Une mesure de la force de liaison est l’énergie de liaison. Énergie de communication déterminé par l’énergie nécessaire pour rompre une liaison et éloigner les atomes formant cette liaison à une distance infiniment grande les uns des autres. La liaison covalente est très forte. Son énergie varie de quelques dizaines à plusieurs centaines de kJ/mol. Pour une molécule IСl 3, par exemple, la liaison E est ≈40, et pour les molécules N 2 et CO, la liaison E est ≈1 000 kJ/mol.
De haut en bas le long des sous-groupes du système périodique d'éléments, l'énergie d'une liaison chimique diminue, puisque la longueur de la liaison augmente dans cette direction (tableau 5.1). À mesure que la multiplicité de la liaison augmente, son énergie augmente (tableau 5.2).
Tableau 5.2.
Énergies de certaines liaisons chimiques
Liaison chimique |
Énergie de communication, |
Liaison chimique |
Énergie de communication, |
C-C |
|||
Saturation et directionnalité des liaisons covalentes
Les propriétés les plus importantes d’une liaison covalente sont sa saturation et sa directivité. La saturabilité peut être définie comme la capacité des atomes à former un nombre limité de liaisons covalentes. Ainsi, un atome de carbone ne peut former que quatre liaisons covalentes et un atome d’oxygène peut en former deux. Le nombre maximum de liaisons covalentes ordinaires qu'un atome peut former (à l'exclusion des liaisons formées par le mécanisme donneur-accepteur) est égal au nombre d'électrons non appariés.
Les liaisons covalentes ont une orientation spatiale, puisque le chevauchement des orbitales lors de la formation d'une liaison simple se produit le long de la ligne reliant les noyaux des atomes. La disposition spatiale des orbitales électroniques d’une molécule détermine sa géométrie. Les angles entre les liaisons chimiques sont appelés angles de liaison.
La saturation et la directionnalité d'une liaison covalente distingue cette liaison d'une liaison ionique qui, contrairement à une liaison covalente, est insaturée et non directionnelle.
Structure spatiale des molécules H 2 O et NH 3
Considérons la direction d'une liaison covalente en utilisant l'exemple des molécules H 2 O et NH 3.
La molécule H 2 O est formée d'un atome d'oxygène et de deux atomes d'hydrogène. L'atome d'oxygène possède deux électrons p non appariés, qui occupent deux orbitales situées à angle droit l'une par rapport à l'autre. Les atomes d'hydrogène ont des électrons 1s non appariés. L'angle entre les liaisons formées par les électrons p doit être proche de l'angle entre les orbitales des électrons p. Cependant, expérimentalement, il a été constaté que l'angle entre les liaisons O – H dans une molécule d'eau est de 104,50. L'augmentation de l'angle par rapport à l'angle de 90° peut s'expliquer par les forces répulsives qui agissent entre les atomes d'hydrogène, Fig. 5.11. Ainsi, la molécule H 2 O a une forme angulaire.
Trois électrons p non appariés de l'atome d'azote, dont les orbitales sont situées dans trois directions mutuellement perpendiculaires, participent à la formation de la molécule NH 3. Par conséquent, les trois liaisons N – H doivent être situées à des angles proches de 90° (Fig. 5.11). La valeur expérimentale de l'angle entre les liaisons dans la molécule NH 3 est de 107,3°. La différence entre les angles entre les liaisons et les valeurs théoriques est due, comme dans le cas de la molécule d'eau, à la répulsion mutuelle des atomes d'hydrogène. De plus, les schémas présentés ne prennent pas en compte la possibilité de participation de deux électrons dans les orbitales 2s à la formation de liaisons chimiques.
Riz. 5.11. Chevauchement des orbitales électroniques lors de la formation de liaisons chimiques dans les molécules H 2 O (a) et NH 3 (b)
Considérons la formation de la molécule BeC1 2. Un atome de béryllium dans un état excité possède deux électrons non appariés : 2s et 2p. On peut supposer que l’atome de béryllium doit former deux liaisons : une liaison formée par l’électron s et une liaison formée par l’électron p. Ces liaisons doivent avoir des énergies différentes et des longueurs différentes. La molécule BeCl 2 dans ce cas ne doit pas être linéaire, mais angulaire. L'expérience montre cependant que la molécule BeCl 2 a une structure linéaire et que les deux liaisons chimiques qu'elle contient sont équivalentes. Une situation similaire est observée lorsque l'on considère la structure des molécules BCl 3 et CCl 4 - toutes les liaisons dans ces molécules sont équivalentes. La molécule BC1 3 a une structure plate, CC1 4 a une structure tétraédrique.
Expliquer la structure de molécules telles que BeCl 2, BCl 3 et CCl 4, Pauling et Slater(USA) ont introduit le concept d'hybridation des orbitales atomiques. Ils ont proposé de remplacer plusieurs orbitales atomiques, qui ne diffèrent pas beaucoup par leur énergie, par le même nombre d'orbitales équivalentes, dites hybrides. Ces orbitales hybrides sont composées d’orbitales atomiques du fait de leur combinaison linéaire.
Selon L. Pauling, lorsque des liaisons chimiques sont formées par un atome ayant des électrons de types différents dans une couche et, par conséquent, peu différents en énergie (par exemple, s et p), il est possible de modifier la configuration des orbitales de différents types, dans lesquels se produit leur alignement en forme et en énergie. En conséquence, des orbitales hybrides se forment, ayant une forme asymétrique et très allongées d’un côté du noyau. Il est important de souligner que le modèle d'hybridation est utilisé lorsque des électrons de types différents, par exemple s et p, sont impliqués dans la formation de liaisons.
5.1.8.2. Différents types d'hybridation orbitale atomique
hybridation sp
Hybridation d'un s- et une R.- les orbitales ( sp- hybridation) est réalisé par exemple lors de la formation de chlorure de béryllium. Comme indiqué ci-dessus, dans un état excité, un atome Be possède deux électrons non appariés, dont l’un occupe l’orbitale 2s et l’autre occupe l’orbitale 2p. Lorsqu'une liaison chimique se forme, ces deux orbitales différentes se transforment en deux orbitales hybrides identiques, orientées selon un angle de 180° l'une par rapport à l'autre (Fig. 5.12). La disposition linéaire de deux orbitales hybrides correspond à leur répulsion minimale l’une par rapport à l’autre. En conséquence, la molécule BeCl 2 a une structure linéaire : les trois atomes sont situés sur la même ligne.
Riz. 5.12. Schéma du chevauchement des orbitales électroniques lors de la formation d'une molécule BeCl 2
La structure de la molécule d'acétylène ; liaisons sigma et pi
Considérons un diagramme du chevauchement des orbitales électroniques lors de la formation d'une molécule d'acétylène. Dans une molécule d’acétylène, chaque atome de carbone est dans un état hybride sp. Deux orbitales sp-hybrides sont situées à un angle de 1 800 l'une par rapport à l'autre ; ils forment une liaison σ entre les atomes de carbone et deux liaisons σ avec les atomes d'hydrogène (Fig. 5.13).
Riz. 5.13. Schéma de formation de liaisons S dans une molécule d'acétylène
Une liaison σ est une liaison formée à la suite du chevauchement d’orbitales électroniques le long d’une ligne reliant les noyaux des atomes.
Chaque atome de carbone de la molécule d'acétylène contient deux électrons p supplémentaires qui ne participent pas à la formation des liaisons σ. Les nuages d'électrons de ces électrons sont situés dans des plans mutuellement perpendiculaires et, se chevauchant, forment deux autres liaisons π entre les atomes de carbone en raison du chevauchement latéral des éléments non hybrides. R.–des nuages (Fig. 5.14).
Une liaison π est une liaison chimique covalente formée à la suite d’une augmentation de la densité électronique de part et d’autre de la ligne reliant les noyaux des atomes.
Riz. 5.14. Schéma de formation des liaisons σ - et π - dans la molécule d'acétylène.
Ainsi, dans la molécule d'acétylène, une triple liaison se forme entre les atomes de carbone, qui consiste en une liaison σ et deux liaisons π ; σ -les liaisons sont plus fortes que les liaisons π.
hybridation sp2
La structure de la molécule BCl 3 peut être expliquée en termes de épisode 2- hybridation. Un atome de bore dans un état excité sur la couche électronique externe contient un électron s et deux électrons p, c'est-à-dire trois électrons non appariés. Ces trois nuages d’électrons peuvent être convertis en trois orbitales hybrides équivalentes. La répulsion minimale de trois orbitales hybrides les unes par rapport aux autres correspond à leur localisation dans le même plan à un angle de 120 o l'une par rapport à l'autre (Fig. 5.15). Ainsi, la molécule BCl 3 a une forme plate.
Riz. 5.15. Structure plate de la molécule BCl 3
sp 3 - hybridation
Les orbitales de valence de l'atome de carbone (s, р x, р y, р z) peuvent être converties en quatre orbitales hybrides équivalentes, situées dans l'espace à un angle de 109,5 o les unes par rapport aux autres et dirigées vers les sommets du tétraèdre. , au centre duquel se trouve le noyau de l'atome de carbone (Fig. 5.16).
Riz. 5.16. Structure tétraédrique de la molécule de méthane
5.1.8.3. Hybridation impliquant des paires d'électrons solitaires
Le modèle d'hybridation peut être utilisé pour expliquer la structure de molécules qui, en plus de celles qui se lient, contiennent également des paires libres d'électrons. Dans les molécules d’eau et d’ammoniac, le nombre total de paires d’électrons de l’atome central (O et N) est de quatre. Dans le même temps, une molécule d'eau en a deux et une molécule d'ammoniac en a une seule paire d'électrons. La formation de liaisons chimiques dans ces molécules peut s’expliquer en supposant que des paires d’électrons non liants peuvent également remplir des orbitales hybrides. Les paires d'électrons solitaires occupent beaucoup plus de place dans l'espace que les paires d'électrons liées. En raison de la répulsion qui se produit entre les paires d'électrons isolés et de liaison, les angles de liaison dans les molécules d'eau et d'ammoniac diminuent, qui s'avèrent inférieurs à 109,5 o.
Riz. 5.17. sp 3 – hybridation impliquant des paires d'électrons isolés dans les molécules H 2 O (A) et NH 3 (B)
5.1.8.4. Établir le type d'hybridation et déterminer la structure des molécules
Pour établir le type d'hybridation et, par conséquent, la structure des molécules, les règles suivantes doivent être utilisées.
1. Le type d'hybridation de l'atome central, qui ne contient pas de paires d'électrons libres, est déterminé par le nombre de liaisons sigma. S'il existe deux de ces liaisons, une hybridation sp se produit, trois - une hybridation sp 2, quatre - une hybridation sp 3. Les paires d'électrons solitaires (en l'absence de liaisons formées par le mécanisme donneur-accepteur) sont absentes dans les molécules formées par des atomes de béryllium, de bore, de carbone, de silicium, c'est-à-dire dans les éléments des principaux sous-groupes II - IV.
2. Si l'atome central contient des paires d'électrons libres, alors le nombre d'orbitales hybrides et le type d'hybridation sont déterminés par la somme du nombre de liaisons sigma et du nombre de paires d'électrons libres. L'hybridation impliquant des paires d'électrons libres se produit dans des molécules formées d'atomes d'azote, de phosphore, d'oxygène, de soufre, c'est-à-dire éléments des principaux sous-groupes des groupes V et VI.
3. La forme géométrique des molécules est déterminée par le type d'hybridation de l'atome central (tableau 5.3).
Tableau 5.3.
Angles de liaison, forme géométrique des molécules en fonction du nombre d'orbitales hybrides et du type d'hybridation de l'atome central
5.2. Liaison ionique
La liaison ionique se produit par attraction électrostatique entre des ions de charges opposées. Ces ions se forment à la suite du transfert d’électrons d’un atome à un autre. Une liaison ionique se forme entre des atomes qui présentent de grandes différences d'électronégativité (généralement supérieures à 1,7 sur l'échelle de Pauling), par exemple entre les atomes de métaux alcalins et d'halogène.
Considérons l'apparition d'une liaison ionique en utilisant l'exemple de la formation de NaCl. D'après les formules électroniques des atomes Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 et Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5, il est clair que pour compléter le niveau externe, il est plus facile pour l'atome de sodium d'abandonner un électron que d'en ajouter sept, et il est plus facile pour l'atome de chlore d'en ajouter un que d'en donner sept. Dans les réactions chimiques, l’atome de sodium cède un électron et l’atome de chlore le prend. En conséquence, les coquilles électroniques des atomes de sodium et de chlore sont transformées en coquilles électroniques stables de gaz rares (la configuration électronique du cation sodium est Na + 1s 2 2s 2 2p 6, et la configuration électronique de l'anion chlore Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). L'interaction électrostatique des ions conduit à la formation d'une molécule de NaCl.
Caractéristiques de base des liaisons ioniques et propriétés des composés ioniques
1. Une liaison ionique est une liaison chimique forte. L'énergie de cette liaison est de l'ordre de 300 à 700 kJ/mol.
2. Contrairement à une liaison covalente, une liaison ionique est non directionnel, puisqu'un ion peut attirer vers lui des ions de signe opposé dans n'importe quelle direction.
3. Contrairement à une liaison covalente, une liaison ionique est insaturé, puisque l'interaction d'ions de signe opposé ne conduit pas à une compensation mutuelle complète de leurs champs de force.
4. Lors de la formation de molécules avec une liaison ionique, aucun transfert complet d'électrons ne se produit. Par conséquent, les liaisons ioniques à cent pour cent n'existent pas dans la nature. Dans la molécule NaCl, la liaison chimique n’est qu’à 80 % ionique.
5. Les composés comportant des liaisons ioniques sont des solides cristallins qui ont des points de fusion et d’ébullition élevés.
6. La plupart des composés ioniques sont solubles dans l’eau. Les solutions et les fusions de composés ioniques conduisent le courant électrique.
5.3. Connexion métallique
Les atomes métalliques au niveau d'énergie externe contiennent un petit nombre d'électrons de valence. L’énergie d’ionisation des atomes métalliques étant faible, les électrons de valence sont faiblement retenus dans ces atomes. En conséquence, des ions chargés positivement et des électrons libres apparaissent dans le réseau cristallin des métaux. Dans ce cas, les cations métalliques sont situés dans les nœuds de leur réseau cristallin et les électrons se déplacent librement dans le champ des centres positifs formant ce qu'on appelle le « gaz électronique ». La présence d’un électron chargé négativement entre deux cations provoque une interaction de chaque cation avec cet électron. Ainsi, la liaison métallique est la liaison entre les ions positifs dans les cristaux métalliques, qui se produit par l'attraction d'électrons se déplaçant librement dans le cristal.
Puisque les électrons de valence dans un métal sont répartis uniformément dans tout le cristal, une liaison métallique, comme une liaison ionique, est une liaison non directionnelle. Contrairement à une liaison covalente, une liaison métallique est une liaison insaturée. De la liaison covalente connexion métallique Il diffère également par sa durabilité. L'énergie d'une liaison métallique est environ trois à quatre fois inférieure à l'énergie d'une liaison covalente.
En raison de la grande mobilité du gaz électronique, les métaux se caractérisent par une conductivité électrique et thermique élevée.
5.4. Liaison hydrogène
Dans les molécules des composés HF, H 2 O, NH 3, il existe des liaisons hydrogène avec un élément fortement électronégatif (H – F, H – O, H – N). Entre les molécules de tels composés peuvent se former liaisons hydrogène intermoléculaires. Dans certaines molécules organiques contenant des liaisons H – O, H – N, liaisons hydrogène intramoléculaires.
Le mécanisme de formation des liaisons hydrogène est en partie électrostatique, en partie de nature donneur-accepteur. Dans ce cas, le donneur de paires d'électrons est un atome d'un élément fortement électronégatif (F, O, N), et l'accepteur sont les atomes d'hydrogène connectés à ces atomes. Comme les liaisons covalentes, les liaisons hydrogène sont caractérisées par se concentrer dans l'espace et saturabilité.
Les liaisons hydrogène sont généralement désignées par des points : H ··· F. Plus la liaison hydrogène est forte, plus l'électronégativité de l'atome partenaire est grande et plus sa taille est petite. Il est caractéristique principalement des composés fluorés, ainsi que de l'oxygène, dans une moindre mesure de l'azote et, dans une moindre mesure, du chlore et du soufre. L'énergie de la liaison hydrogène change également en conséquence (tableau 5.4).
Tableau 5.4.
Valeurs moyennes des énergies des liaisons hydrogène
Liaisons hydrogène intermoléculaires et intramoléculaires
Grâce aux liaisons hydrogène, les molécules se combinent en dimères et associés plus complexes. Par exemple, la formation d'un dimère d'acide formique peut être représentée par le diagramme suivant (Fig. 5.18).
Riz. 5.18. Formation de liaisons hydrogène intermoléculaires dans l'acide formique
De longues chaînes d'associés (H 2 O) n peuvent apparaître dans l'eau (Fig. 5.19).
Riz. 5.19. Formation d'une chaîne d'associés dans l'eau liquide grâce aux liaisons hydrogène intermoléculaires
Chaque molécule H2O peut former quatre liaisons hydrogène, mais une molécule HF ne peut en former que deux.
Les liaisons hydrogène peuvent se produire à la fois entre différentes molécules (liaison hydrogène intermoléculaire) et au sein d’une molécule (liaison hydrogène intramoléculaire). Des exemples de formation de liaisons intramoléculaires pour certaines substances organiques sont présentés sur la Fig. 5.20.
Riz. 5.20. Formation de liaisons hydrogène intramoléculaires dans des molécules de divers composés organiques
L'influence de la liaison hydrogène sur les propriétés des substances
L’indicateur le plus pratique de l’existence de liaisons hydrogène intermoléculaires est le point d’ébullition d’une substance. Le point d'ébullition plus élevé de l'eau (100 o C par rapport aux composés hydrogènes des éléments du sous-groupe oxygène (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) s'explique par la présence de liaisons hydrogène : de l'énergie supplémentaire doit être dépensée pour détruire les intermoléculaires liaisons hydrogène dans l’eau.
La liaison hydrogène peut affecter considérablement la structure et les propriétés des substances. L'existence de liaisons hydrogène intermoléculaires augmente les points de fusion et d'ébullition des substances. La présence d’une liaison hydrogène intramoléculaire provoque le repliement de la molécule d’acide désoxyribonucléique (ADN) en une double hélice dans l’eau.
Les liaisons hydrogène jouent également un rôle important dans les processus de dissolution, puisque la solubilité dépend également de la capacité d'un composé à former des liaisons hydrogène avec le solvant. En conséquence, les substances contenant des groupes OH telles que le sucre, le glucose, les alcools et les acides carboxyliques sont en règle générale très solubles dans l'eau.
5.5. Types de réseaux cristallins
Les solides ont généralement une structure cristalline. Les particules qui composent les cristaux (atomes, ions ou molécules) sont situées à des points strictement définis de l'espace, formant un réseau cristallin. Le réseau cristallin est constitué de cellules élémentaires qui conservent les caractéristiques structurelles caractéristiques d'un réseau donné. Les points où se trouvent les particules sont appelés nœuds du réseau cristallin. Selon le type de particules situées au niveau des sites du réseau et de la nature de la connexion entre elles, on distingue 4 types de réseaux cristallins.
5.5.1. Réseau cristallin atomique
Aux nœuds des réseaux cristallins atomiques se trouvent des atomes reliés les uns aux autres par des liaisons covalentes. Les substances possédant un réseau atomique comprennent le diamant, le silicium, les carbures, les siliciures, etc. Dans la structure d’un cristal atomique, il est impossible d’isoler des molécules individuelles ; le cristal entier est considéré comme une molécule géante. La structure du diamant est représentée sur la Fig. 5.21. Le diamant est constitué d’atomes de carbone dont chacun est lié à quatre atomes voisins. En raison du fait que les liaisons covalentes sont fortes, toutes les substances possédant un réseau atomique sont réfractaires, dures et peu volatiles. Ils sont légèrement solubles dans l'eau.
Riz. 5.21. Réseau cristallin de diamant
5.5.2. Réseau cristallin moléculaire
Aux nœuds des réseaux cristallins moléculaires se trouvent des molécules reliées les unes aux autres par de faibles forces intermoléculaires. Par conséquent, les substances à réseau moléculaire ont une faible dureté, elles sont fusibles, caractérisées par une volatilité importante, sont légèrement solubles dans l'eau et leurs solutions ne conduisent généralement pas le courant électrique. De nombreuses substances possédant un réseau cristallin moléculaire sont connues. Il s'agit d'hydrogène solide, de chlore, de monoxyde de carbone (IV) et d'autres substances qui sont à l'état gazeux aux températures ordinaires. La plupart des composés organiques cristallins possèdent un réseau moléculaire.
5.5.3. Réseau cristallin ionique
Les réseaux cristallins contenant des ions à leurs nœuds sont appelés ionique. Ils sont formés de substances possédant des liaisons ioniques, par exemple des halogénures de métaux alcalins. Dans les cristaux ioniques, les molécules individuelles ne peuvent pas être distinguées ; le cristal entier peut être considéré comme une seule macromolécule. Les liaisons entre les ions sont fortes, c'est pourquoi les substances dotées d'un réseau ionique ont une faible volatilité et des points de fusion et d'ébullition élevés. Le réseau cristallin du chlorure de sodium est représenté sur la figure. 5.22.
Riz. 5.22. Réseau cristallin de chlorure de sodium
Sur cette figure, les boules claires sont des ions Na +, les boules sombres sont des ions Cl –. A gauche sur la fig. La figure 5.22 montre la maille unitaire de NaCl.
5.5.4. Treillis cristallin en métal
Les métaux à l’état solide forment des réseaux cristallins métalliques. Les sites de ces réseaux contiennent des ions métalliques positifs et les électrons de valence se déplacent librement entre eux. Les électrons attirent électrostatiquement les cations, conférant ainsi une stabilité au réseau métallique. Cette structure en réseau détermine la conductivité thermique, la conductivité électrique et la plasticité élevées des métaux - lors de la déformation mécanique, il n'y a pas de rupture des liaisons ni de destruction du cristal, car les ions qui le composent semblent flotter dans un nuage de gaz électronique. En figue. La figure 5.23 montre le réseau cristallin du sodium.
Riz. 5.23. Réseau cristallin de sodium
DÉFINITION
Ammoniac- du nitrure d'hydrogène.
Formule – NH 3. Masse molaire – 17 g/mol.
Propriétés physiques de l'ammoniac
L'ammoniac (NH 3) est un gaz incolore à l'odeur âcre (l'odeur de « l'ammoniac »), plus léger que l'air, très soluble dans l'eau (un volume d'eau dissoudra jusqu'à 700 volumes d'ammoniac). La solution d'ammoniaque concentrée contient 25 % (en masse) d'ammoniaque et a une densité de 0,91 g/cm 3 .
Les liaisons entre les atomes de la molécule d'ammoniac sont covalentes. Vue générale de la molécule AB 3. Toutes les orbitales de valence de l'atome d'azote entrent en hybridation, par conséquent, le type d'hybridation de la molécule d'ammoniac est sp 3. L'ammoniac a une structure géométrique de type AB 3 E - une pyramide trigonale (Fig. 1).
Riz. 1. La structure de la molécule d'ammoniac.
Propriétés chimiques de l'ammoniac
Chimiquement, l'ammoniac est assez actif : il réagit avec de nombreuses substances. Le degré d'oxydation de l'azote dans l'ammoniac «-3» est minime, l'ammoniac ne présente donc que des propriétés réductrices.
Lorsque l'ammoniac est chauffé avec des halogènes, des oxydes de métaux lourds et de l'oxygène, de l'azote se forme :
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
En présence d'un catalyseur, l'ammoniac peut être oxydé en oxyde d'azote (II) :
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (catalyseur - platine)
Contrairement aux composés hydrogènes des non-métaux des groupes VI et VII, l'ammoniac ne présente pas de propriétés acides. Cependant, les atomes d’hydrogène de sa molécule peuvent toujours être remplacés par des atomes métalliques. Lorsque l’hydrogène est complètement remplacé par un métal, des composés appelés nitrures se forment, qui peuvent également être obtenus par interaction directe de l’azote avec le métal à haute température.
Les principales propriétés de l’ammoniac sont dues à la présence d’un doublet libre d’électrons sur l’atome d’azote. Une solution d'ammoniaque dans l'eau est alcaline :
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH —
Lorsque l'ammoniac interagit avec les acides, des sels d'ammonium se forment, qui se décomposent lorsqu'ils sont chauffés :
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
NH 4 Cl = NH 3 + HCl (lorsqu'il est chauffé)
Production d'ammoniac
Il existe des méthodes industrielles et de laboratoire pour produire de l'ammoniac. En laboratoire, l'ammoniac est obtenu par action d'alcalis sur des solutions de sels d'ammonium lorsqu'elles sont chauffées :
NH 4 Cl + KOH = NH 3 + KCl + H 2 O
NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O
Cette réaction est qualitative pour les ions ammonium.
Application d'ammoniac
La production d’ammoniac est l’un des processus technologiques les plus importants au monde. Environ 100 millions de tonnes d’ammoniac sont produites chaque année dans le monde. L'ammoniac est libéré sous forme liquide ou sous forme de solution aqueuse à 25 % - eau ammoniaquée. Les principaux domaines d'utilisation de l'ammoniac sont la production d'acide nitrique (production ultérieure d'engrais minéraux contenant de l'azote), de sels d'ammonium, d'urée, d'hexamine, de fibres synthétiques (nylon et nylon). L'ammoniac est utilisé comme réfrigérant dans les unités de réfrigération industrielle et comme agent de blanchiment dans le nettoyage et la teinture du coton, de la laine et de la soie.
Exemples de résolution de problèmes
EXEMPLE 1
| Exercice | Quelle est la masse et le volume d’ammoniac nécessaires pour produire 5 tonnes de nitrate d’ammonium ? |
| Solution | Écrivons l'équation de la réaction de production de nitrate d'ammonium à partir d'ammoniac et d'acide nitrique : NH 3 + HNO 3 = NH 4 NON 3 Selon l'équation de réaction, la quantité de nitrate d'ammonium est égale à 1 mol - v(NH 4 NO 3) = 1 mol. Ensuite, la masse de nitrate d'ammonium calculée à partir de l'équation de réaction : m(NH 4 NO 3) = v(NH 4 NO 3) × M(NH 4 NO 3) ; m(NH 4 NO 3) = 1 × 80 = 80 t Selon l'équation de réaction, la quantité de substance ammoniac est également égale à 1 mol - v(NH 3) = 1 mol. Ensuite, la masse d'ammoniac calculée par l'équation : m(NH 3) = v(NH 3)×M(NH 3); m(NH3) = 1×17 = 17t Faisons une proportion et trouvons la masse d'ammoniac (pratique) : 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 Faisons une proportion similaire pour trouver le volume d’ammoniac : 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 |
| Répondre | Masse d'ammoniac - 1,06 t, volume d'ammoniac - 1,4×10 m |
Tout d'abord, considérons la structure de la molécule d'ammoniac NH 3. Comme vous le savez déjà, au niveau d’énergie externe, les atomes d’azote contiennent cinq électrons, dont trois non appariés. Ce sont eux qui participent à la formation de trois liaisons covalentes avec trois atomes d'hydrogène lors de la formation de la molécule d'ammoniac NH 3.
Trois paires d'électrons communes sont déplacées vers l'atome d'azote le plus électronégatif, et comme la molécule d'ammoniac a la forme d'une pyramide triangulaire (Fig. 128), à la suite du déplacement des paires d'électrons, un dipôle apparaît, c'est-à-dire une molécule avec deux poteaux.
Riz. 128.
La structure de la molécule d'ammoniac
Les molécules d'ammoniac (dans l'ammoniac liquide) interagissent en se liant les unes aux autres :
Ce type particulier de liaison intermoléculaire chimique, comme vous le savez déjà, est appelé liaison hydrogène.
L'ammoniac est un gaz incolore à l'odeur âcre, presque deux fois plus légère que l'air. L'ammoniac ne doit pas être inhalé pendant de longues périodes car il est toxique. Ce gaz se liquéfie facilement à une pression normale et à une température de -33,4 °C. Lorsque l’ammoniac liquide s’évapore de l’environnement, une grande quantité de chaleur est absorbée, c’est pourquoi l’ammoniac est utilisé dans les unités de réfrigération.
L'ammoniac est très soluble dans l'eau : à 20 °C, environ 710 volumes d'ammoniac se dissolvent dans 1 volume d'eau (Fig. 129). Une solution aqueuse concentrée (25 % en poids) d'ammoniaque est appelée ammoniaque ou eau ammoniaquée, et une solution d'ammoniaque à 10 % utilisée en médecine est appelée ammoniaque. Dans une solution aqueuse d'ammoniac, un composé faible se forme - l'ammoniac hydraté NH 3 H 2 O.
Riz. 129.
« Fontaine d'ammoniac » (dissolution de l'ammoniac dans l'eau)
Si vous ajoutez quelques gouttes de phénolphtaléine à une solution d'ammoniaque, la solution deviendra cramoisie, indiquant un environnement alcalin. La réaction alcaline des solutions aqueuses d'ammoniac s'explique par la présence d'ions hydroxyde OH - :
Si une solution d'ammoniaque colorée à la phénolphtaléine est chauffée, la couleur disparaîtra (pourquoi ?).
Expérience de laboratoire n°30
Étudier les propriétés de l'ammoniac
L'ammoniac réagit avec les acides pour former des sels d'ammonium. Cette interaction peut être observée dans l'expérience suivante : approchez une tige de verre ou un verre humidifié avec une solution d'ammoniaque avec une autre tige ou un verre humidifié avec de l'acide chlorhydrique - une épaisse fumée blanche apparaîtra (Fig. 130) :
Riz. 130.
"Fumer sans feu"
Croyez donc après ce dicton qu'il n'y a pas de fumée sans feu.
Une solution aqueuse d'ammoniac et de sels d'ammonium contient un ion spécial - cation ammonium NH + 4, qui joue le rôle d'un cation métallique. L'ion ammonium est formé à la suite de la formation d'une liaison covalente entre un atome d'azote ayant une paire d'électrons libres (solitaires) et un cation hydrogène, qui passe à l'ammoniac à partir de molécules d'acide ou d'eau :
Lorsqu'un ion ammonium est formé, le donneur d'une paire d'électrons libres est l'atome d'azote de l'ammoniac et l'accepteur est le cation hydrogène d'un acide ou de l'eau.
Vous pouvez prédire vous-même une autre propriété chimique de l'ammoniac si vous faites attention à l'état d'oxydation des atomes d'azote qu'il contient, à savoir -3. Bien entendu, l'ammoniac est l'agent réducteur le plus puissant, c'est-à-dire que ses atomes d'azote ne peuvent que céder des électrons, mais pas les accepter. Ainsi, l'ammoniac peut être oxydé soit en azote libre (sans la participation d'un catalyseur) :
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O,
ou à l'oxyde d'azote (II) (en présence d'un catalyseur) :
Dans l'industrie, l'ammoniac est produit par synthèse à partir d'azote et d'hydrogène (Fig. 131).
Riz. 131.
Installation industrielle (a) et schéma de production industrielle d'ammoniac (b)
En laboratoire, l'ammoniac est obtenu par action de la chaux éteinte Ca(OH) 2 sur des sels d'ammonium, le plus souvent du chlorure d'ammonium :
Le gaz est recueilli dans un récipient renversé et se reconnaît soit à l'odeur, soit au bleuissement du papier de tournesol rouge mouillé, soit à l'apparition d'une fumée blanche lorsqu'on y introduit un bâton imbibé d'acide chlorhydrique.
L'ammoniac et ses sels sont largement utilisés dans l'industrie et la technologie, l'agriculture et la vie quotidienne. Leurs principaux domaines d'application sont présentés dans la figure 132.
Riz. 132.
Application d'ammoniac et de sels d'ammonium :
1.2 - dans les groupes frigorifiques ; 3 - production d'engrais minéraux ; 4 - production d'acide nitrique ; 5 - pour le soudage ; 6 - production d'explosifs ; 7 - en médecine et dans la vie quotidienne (ammoniac)
Nouveaux mots et concepts
- La structure de la molécule d'ammoniac.
- Liaison hydrogène.
- Propriétés de l'ammoniac : interaction avec l'eau, les acides et l'oxygène.
- Mécanisme donneur-accepteur pour la formation d’ions ammonium.
- Réception, collecte et reconnaissance de l'ammoniac.
7.11. La structure des substances avec des liaisons covalentes
Les substances dans lesquelles, parmi tous les types de liaisons chimiques, seule une liaison covalente est présente, sont divisées en deux groupes inégaux : moléculaires (très nombreuses) et non moléculaires (beaucoup moins).
Les cristaux de substances moléculaires solides sont constitués de molécules faiblement liées entre elles par les forces d'interaction intermoléculaire des molécules. De tels cristaux n’ont pas une résistance et une dureté élevées (pensez à la glace ou au sucre). Leurs points de fusion et d'ébullition sont également bas (voir tableau 22).
Tableau 22. Points de fusion et d'ébullition de certaines substances moléculaires
Substance |
Substance |
||||
| H2 | – 259 | – 253 | BR 2 | – 7 | 58 |
| N 2 | – 210 | – 196 | H2O | 0 | 100 |
| HCl | – 112 | – 85 | P4 | 44 | 257 |
| NH3 | – 78 | – 33 | C 10 H 8 (naphtalène) | 80 | 218 |
| DONC 2 | – 75 | – 10 | S8 | 119 |
Contrairement à leurs homologues moléculaires, les substances non moléculaires possédant des liaisons covalentes forment des cristaux très durs. Les cristaux de diamant (la substance la plus dure) appartiennent à ce type.
Dans un cristal de diamant (Fig. 7.5), chaque atome de carbone est relié à quatre autres atomes de carbone par de simples liaisons covalentes (hybridation sp 3). Les atomes de carbone forment une structure tridimensionnelle. Essentiellement, le cristal de diamant dans son ensemble est une molécule énorme et très puissante.
Les cristaux de silicium, largement utilisés en radioélectronique et en ingénierie électronique, ont la même structure.
Si vous remplacez la moitié des atomes de carbone du diamant par des atomes de silicium sans perturber la structure du cristal, vous obtiendrez un cristal de carbure de silicium SiC - également une substance très dure utilisée comme matériau abrasif. Le sable de quartz ordinaire (dioxyde de silicium) appartient également à ce type de substance cristalline. Le quartz est une substance très dure ; Sous le nom d'« émeri », il est également utilisé comme matériau abrasif. La structure du quartz est facilement obtenue en insérant des atomes d’oxygène entre deux atomes de silicium dans un cristal de silicium. Dans ce cas, chaque atome de silicium sera associé à quatre atomes d'oxygène, et chaque atome d'oxygène à deux atomes de silicium.
Les cristaux de diamant, de silicium, de quartz et de structures similaires sont appelés cristaux atomiques.
Un cristal atomique est un cristal constitué d'atomes d'un ou plusieurs éléments liés par des liaisons chimiques.
Une liaison chimique dans un cristal atomique peut être covalente ou métallique.
Comme vous le savez déjà, tout cristal atomique, comme un cristal ionique, est une énorme « supermolécule ». La formule développée d'une telle « supermolécule » ne peut pas être écrite - vous ne pouvez montrer que son fragment, par exemple :
Contrairement aux substances moléculaires, les substances qui forment des cristaux atomiques sont parmi les plus réfractaires (voir tableau 23.).
Tableau 23. Points de fusion et d'ébullition de certaines substances non moléculaires Avec des liaisons covalentes
Des températures de fusion aussi élevées sont tout à fait compréhensibles si l’on considère que lorsque ces substances fondent, ce ne sont pas les liaisons intermoléculaires faibles qui sont rompues, mais les liaisons chimiques fortes. Pour la même raison, de nombreuses substances qui forment des cristaux atomiques ne fondent pas lorsqu'elles sont chauffées, mais se décomposent ou se transforment immédiatement en vapeur (sublimées), par exemple le graphite se sublime à 3 700 °C.
| Silicium – Si. Les cristaux de silicium très durs et cassants ressemblent à du métal, mais il s’agit néanmoins d’un non-métal. En fonction du type de conductivité électrique, cette substance est classée parmi les semi-conducteurs, ce qui détermine son énorme importance dans le monde moderne. Le silicium est le matériau semi-conducteur le plus important. Les radios, téléviseurs, ordinateurs, téléphones modernes, montres électroniques, panneaux solaires et de nombreux autres appareils ménagers et industriels contiennent des transistors, des microcircuits et des photocellules fabriqués à partir de monocristaux de silicium de haute pureté comme éléments structurels les plus importants. Le silicium technique est utilisé dans la production d’acier et dans la métallurgie des non-ferreux. En termes de propriétés chimiques, le silicium est une substance assez inerte, il ne réagit qu'à haute température. Dioxyde de silicium – SiO 2 . Un autre nom pour cette substance est la silice. Le dioxyde de silicium se présente dans la nature sous deux formes : cristalline et amorphe. De nombreuses pierres semi-précieuses et ornementales sont des variétés de dioxyde de silicium cristallin (quartz) : cristal de roche, jaspe, calcédoine, agate. et l'opale est une forme amorphe de silice. Le quartz est très répandu dans la nature, car les dunes des déserts et les bancs de sable des rivières et des mers sont tous constitués de sable de quartz. Le quartz est une substance cristalline incolore, très dure et réfractaire. Sa dureté est inférieure à celle du diamant et du corindon, mais il est néanmoins largement utilisé comme matériau abrasif. Le sable de quartz est largement utilisé dans la construction et l’industrie des matériaux de construction. Le verre de quartz est utilisé pour fabriquer de la verrerie de laboratoire et des instruments scientifiques car il ne se fissure pas sous les changements brusques de température. En termes de propriétés chimiques, le dioxyde de silicium est un oxyde acide, mais il ne réagit avec les alcalis que lorsqu'il est fondu. À haute température, le dioxyde de silicium et le graphite sont utilisés pour produire du carbure de silicium - carborundum. Le carborundum est la deuxième substance la plus dure après le diamant ; il est également utilisé pour fabriquer des meules et du « papier de verre ». |
7.12. Polarité d'une liaison covalente. Électronégativité
Rappelez-vous que les atomes isolés de différents éléments ont des propensions différentes à abandonner et à accepter des électrons. Ces différences persistent après la formation d'une liaison covalente. Autrement dit, les atomes de certains éléments ont tendance à attirer plus fortement vers eux la paire d’électrons d’une liaison covalente que les atomes d’autres éléments.
Considérons une molécule HCl.
À l'aide de cet exemple, voyons comment estimer le déplacement du nuage de communication électronique en utilisant les énergies et les moyens d'ionisation molaire de l'électron. 1 312 kJ/mol et 1 251 kJ/mol - la différence est insignifiante, environ 5 %. 73 kJ/mol et 349 kJ/mol - ici la différence est bien plus grande : l'énergie d'affinité électronique de l'atome de chlore est presque cinq fois supérieure à celle de l'atome d'hydrogène. Nous pouvons en conclure que la paire électronique de la liaison covalente dans la molécule de chlorure d'hydrogène est largement décalée vers l'atome de chlore. En d’autres termes, les électrons de liaison passent plus de temps à proximité de l’atome de chlore qu’à proximité de l’atome d’hydrogène. Cette répartition inégale de la densité électronique entraîne une redistribution des charges électriques à l'intérieur de la molécule : des charges partielles (excédentaires) apparaissent sur les atomes ; sur l’atome d’hydrogène, il est positif et sur l’atome de chlore, il est négatif.
Dans ce cas, la liaison est dite polarisée et la liaison elle-même est appelée liaison covalente polaire.
Si la paire d'électrons d'une liaison covalente n'est déplacée vers aucun des atomes liés, c'est-à-dire que les électrons de la liaison appartiennent également aux atomes liés, alors une telle liaison est appelée liaison covalente non polaire.
La notion de « charge formelle » dans le cas d'une liaison covalente est également applicable. Seulement dans la définition, nous ne devrions pas parler d’ions, mais d’atomes. De manière générale, la définition suivante peut être donnée.
Dans les molécules dans lesquelles les liaisons covalentes ne sont formées que par un mécanisme d'échange, les charges formelles des atomes sont égales à zéro. Ainsi, dans la molécule HCl, les charges formelles sur les atomes de chlore et d’hydrogène sont nulles. Par conséquent, dans cette molécule, les charges réelles (efficaces) sur les atomes de chlore et d'hydrogène sont égales aux charges partielles (excédentaires).
Il n'est pas toujours facile de déterminer le signe de la charge partielle sur un atome de l'un ou l'autre élément d'une molécule en fonction des énergies d'ionisation molaire et de l'affinité pour l'électrode, c'est-à-dire d'estimer dans quelle direction les paires de liaisons électroniques sont décalé. Habituellement, à ces fins, une autre caractéristique énergétique d'un atome est utilisée: l'électronégativité.
Actuellement, il n’existe pas de désignation unique et généralement acceptée pour l’électronégativité. Il peut être désigné par les lettres E/O. Il n’existe pas non plus de méthode unique et généralement acceptée pour calculer l’électronégativité. De manière simplifiée, il peut être représenté comme la moitié de la somme des énergies d'ionisation molaire et de l'affinité électronique - ce fut l'une des premières façons de le calculer.
Les valeurs absolues de l'électronégativité des atomes de divers éléments sont très rarement utilisées. La plus couramment utilisée est l’électronégativité relative, notée c. Initialement, cette valeur était définie comme le rapport de l'électronégativité d'un atome d'un élément donné à l'électronégativité d'un atome de lithium. Par la suite, les méthodes de calcul ont quelque peu changé.
L'électronégativité relative est une quantité sans dimension. Ses valeurs sont données en annexe 10.
Étant donné que l'électronégativité relative dépend principalement de l'énergie d'ionisation de l'atome (l'énergie d'affinité électronique est toujours beaucoup plus faible), alors dans un système d'éléments chimiques, elle change à peu près de la même manière que l'énergie d'ionisation, c'est-à-dire qu'elle augmente en diagonale à partir du césium (0,86). au fluor (4.10). Les valeurs de l'électronégativité relative de l'hélium et du néon données dans le tableau n'ont aucune signification pratique, car ces éléments ne forment pas de composés.
À l'aide du tableau d'électronégativité, vous pouvez facilement déterminer vers lequel des deux atomes les électrons reliant ces atomes sont déplacés et, par conséquent, les signes des charges partielles apparaissant sur ces atomes.
| H2O | La connexion est polaire | |||
| H2 | Les atomes sont les mêmes | H--H | La connexion est non polaire | |
| CO2 | La connexion est polaire | |||
| Cl2 | Les atomes sont les mêmes | Cl-Cl | La connexion est non polaire | |
| H2S | La connexion est polaire |
Ainsi, dans le cas de la formation d'une liaison covalente entre des atomes d'éléments différents, une telle liaison sera toujours polaire, et dans le cas de la formation d'une liaison covalente entre des atomes d'un même élément (dans des substances simples), la la liaison est dans la plupart des cas non polaire.
Plus la différence d'électronégativité des atomes liés est grande, plus la liaison covalente entre ces atomes s'avère polaire.
| Sulfure d'hydrogène H 2 S– un gaz incolore à l’odeur caractéristique d’œufs pourris ; toxique. Il est thermiquement instable et se décompose lorsqu'il est chauffé. Le sulfure d'hydrogène est légèrement soluble dans l'eau ; sa solution aqueuse est appelée acide hydrosulfure. Le sulfure d'hydrogène provoque (catalyse) la corrosion des métaux, c'est ce gaz qui est « responsable » du noircissement de l'argent. On le trouve naturellement dans certaines eaux minérales. Au cours de la vie, certaines bactéries le forment. Le sulfure d'hydrogène est destructeur pour tous les êtres vivants. Une couche de sulfure d'hydrogène a été découverte dans les profondeurs de la mer Noire et inquiète les scientifiques : la vie des habitants marins y est constamment menacée. |
LIAISON COVALENTE POLAIRE, LIAISON COVALENTE NON POLAIRE, ÉLECTRONÉGATIVITÉ ABSOLUE, ÉLECTRONÉGATIVITÉ RELATIVE.
1. Des expériences et des calculs ultérieurs ont montré que la charge effective du silicium dans le tétrafluorure de silicium est de +1,64 e et celle du xénon dans l'hexafluorure de xénon de +2,3 e. Déterminez les valeurs des charges partielles sur les atomes de fluor dans ces composés. 2. Composez les formules développées des substances suivantes et, à l'aide des notations " " et " ", caractérisez la polarité des liaisons covalentes dans les molécules de ces composés : 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.À l'aide du tableau d'électronégativité, indiquez dans lequel des composés la liaison est la plus polaire : a) CCl 4 ou SiCl 4 ; b) H 2 S ou H 2 O; c) NF 3 ou NCl 3; d) Cl 2 O ou OF 2.
7.13. Mécanisme donneur-accepteur de formation de liens
Dans les paragraphes précédents, vous avez découvert en détail deux types de liaisons : ioniques et covalentes. Rappelons qu'une liaison ionique se forme lorsqu'un électron est complètement transféré d'un atome à un autre. Covalent - lors du partage d'électrons non appariés d'atomes liés.
De plus, il existe un autre mécanisme de formation de liaisons. Considérons cela en utilisant l'exemple de l'interaction d'une molécule d'ammoniac avec une molécule de trifluorure de bore :
En conséquence, des liaisons covalentes et ioniques apparaissent entre les atomes d’azote et de bore. Dans ce cas, l’atome d’azote est donneur paire d'électrons ("le donne" pour la formation d'une liaison), et l'atome de bore - accepteur(« l’accepte » lors de l’établissement d’une connexion). D'où le nom du mécanisme pour la formation d'une telle connexion - " donneur-accepteur".
Lorsqu’une liaison est formée à l’aide du mécanisme donneur-accepteur, une liaison covalente et une liaison ionique se forment simultanément.
Bien sûr, après la formation d'une liaison, en raison de la différence d'électronégativité des atomes liés, la polarisation de la liaison se produit et des charges partielles apparaissent, réduisant les charges effectives (réelles) des atomes.
Regardons d'autres exemples.
S'il y a une molécule de chlorure d'hydrogène hautement polaire à côté de la molécule d'ammoniac, dans laquelle il y a une charge partielle importante sur l'atome d'hydrogène, alors dans ce cas, le rôle d'accepteur de paires d'électrons sera joué par l'atome d'hydrogène. C'est 1 s-AO, bien que pas complètement vide, comme l'atome de bore de l'exemple précédent, la densité électronique dans le nuage de cette orbitale est considérablement réduite.
La structure spatiale du cation résultant est ion ammonium NH 4 est similaire à la structure de la molécule de méthane, c'est-à-dire que les quatre liaisons N-H sont exactement les mêmes.
La formation de cristaux ioniques de chlorure d'ammonium NH 4 Cl peut être observée en mélangeant du gaz ammoniac avec du chlorure d'hydrogène gazeux :
NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (cr)
Non seulement l’atome d’azote peut être un donneur de paires d’électrons. Il peut s’agir par exemple de l’atome d’oxygène d’une molécule d’eau. Une molécule d’eau va interagir avec le même chlorure d’hydrogène comme suit :
Le cation H3O résultant est appelé ion oxonium et, comme vous l’apprendrez bientôt, est d’une grande importance en chimie.
En conclusion, considérons la structure électronique de la molécule de monoxyde de carbone (monoxyde de carbone) CO :
En plus de trois liaisons covalentes (triple liaison), il contient également une liaison ionique.
Conditions de formation de liens selon le mécanisme donneur-accepteur :
1) la présence d'un doublet libre d'électrons de valence dans l'un des atomes ;
2) la présence d'une orbitale libre sur le sous-niveau de valence d'un autre atome.
Le mécanisme donneur-accepteur de formation de liens est assez répandu. Cela se produit particulièrement souvent lors de la formation de composés d-éléments. Les atomes de presque tout le monde d-les éléments ont de nombreuses orbitales de valence vides. Ce sont donc des accepteurs actifs de paires d’électrons.
MÉCANISME DONATEUR-ACCEPTEUR DE FORMATION DE LIEN, ION AMMONIUM, ION OXONIUM, CONDITIONS DE FORMATION DE LIEN PAR MÉCANISME DONATEUR-ACCEPTEUR.
1.Faire des équations de réaction et des schémas de formation
a) bromure d'ammonium NH 4 Br à partir d'ammoniac et de bromure d'hydrogène ;
b) sulfate d'ammonium (NH 4) 2 SO 4 à partir d'ammoniac et d'acide sulfurique.
2. Créer des équations de réaction et des schémas d'interaction pour a) l'eau avec le bromure d'hydrogène ; b) de l'eau avec de l'acide sulfurique.
3.Quels atomes dans les quatre réactions précédentes sont donneurs d’une paire d’électrons et lesquels sont accepteurs ? Pourquoi? Expliquez votre réponse avec des diagrammes de sous-niveaux de valence.
4. Formule développée de l'acide nitrique. Les angles entre les liaisons O – N – O sont proches de 120 o. Définir:
a) type d'hybridation de l'atome d'azote ;
b) quel AO de l'atome d'azote participe à la formation de la liaison - ;
c) quel AO de l'atome d'azote participe à la formation d'une liaison - selon le mécanisme donneur-accepteur.
À votre avis, à quoi est approximativement égal l’angle entre les liaisons H – O – N dans cette molécule ? 5.Créez la formule développée de l’ion cyanure CN (charge négative sur l’atome de carbone). On sait que les cyanures (composés contenant un tel ion) et le monoxyde de carbone CO sont des poisons puissants et que leur effet biologique est très similaire. Proposez votre explication sur la proximité de leur action biologique.
7.14. Connexion métallique. Les métaux
Une liaison covalente se forme entre des atomes dont la propension à abandonner et à gagner des électrons est similaire uniquement lorsque la taille des atomes liés est petite. Dans ce cas, la densité électronique dans la région des nuages d'électrons qui se chevauchent est importante et les atomes s'avèrent étroitement liés, comme par exemple dans la molécule HF. Si au moins un des atomes liés a un grand rayon, la formation d'une liaison covalente devient moins avantageuse, car la densité électronique dans la région des nuages d'électrons qui se chevauchent pour les gros atomes est bien inférieure à celle des petits. Un exemple d'une telle molécule avec une liaison plus faible est la molécule HI (en utilisant le tableau 21, comparez les énergies d'atomisation des molécules HF et HI).
Et pourtant entre les gros atomes ( r o > 1,1) une liaison chimique se produit, mais dans ce cas, elle est formée en raison du partage de tout (ou d'une partie) des électrons de valence de tous les atomes liés. Par exemple, dans le cas des atomes de sodium, les 3 s-électrons de ces atomes, et un seul nuage électronique se forme :
Les atomes forment un cristal avec métal communication
De cette façon, les atomes du même élément et les atomes d’éléments différents peuvent se lier les uns aux autres. Dans le premier cas, des substances simples appelées les métaux, et dans le second - des substances complexes appelées composés intermétalliques.
Parmi toutes les substances comportant des liaisons métalliques entre atomes, vous n’apprendrez les métaux qu’à l’école. Quelle est la structure spatiale des métaux ? Le cristal métallique est constitué de squelettes atomiques, restant après la socialisation des électrons de valence, et le nuage électronique d'électrons socialisés. Les noyaux atomiques forment généralement un empilement très serré et le nuage électronique occupe tout le volume libre restant du cristal.
Les principaux types d'emballages denses sont emballage cubique le plus proche(KPU) et emballage fermé hexagonal(GPU). Les noms de ces colis sont associés à la symétrie des cristaux dans lesquels ils sont réalisés. Certains métaux forment des cristaux peu compactés - cubique centré sur le corps(OTSK). Les modèles en volume et en boule et bâton de ces packages sont présentés à la figure 7.6.
L'emballage cubique serré est formé d'atomes de Cu, Al, Pb, Au et de quelques autres éléments. Emballage serré hexagonal - atomes de Be, Zn, Cd, Sc et plusieurs autres. L'emballage cubique d'atomes centré sur le corps est présent dans les cristaux de métaux alcalins, éléments des groupes VB et VIB. Certains métaux peuvent avoir des structures différentes à différentes températures. Les raisons de ces différences et les caractéristiques structurelles des métaux ne sont pas encore entièrement comprises.
Une fois fondus, les cristaux métalliques se transforment en liquides métalliques. Le type de liaison chimique entre les atomes ne change pas.
La liaison métallique n'a ni directionnalité ni saturation. À cet égard, elle est similaire à une liaison ionique.
Dans le cas des composés intermétalliques, on peut également parler de polarisabilité de la liaison métallique.
Propriétés physiques caractéristiques des métaux :
1) conductivité électrique élevée ;
2) conductivité thermique élevée ;
3) haute ductilité.
Les points de fusion des différents métaux sont très différents les uns des autres : le point de fusion le plus bas est celui du mercure (- 39 o C) et le plus élevé est celui du tungstène (3 410 o C).
| Béryllium Être- métal gris clair, léger, assez dur, mais généralement cassant. Point de fusion 1287 o C. Dans l'air, il se recouvre d'un film d'oxyde. Le béryllium est un métal assez rare, les organismes vivants en cours d'évolution n'ayant pratiquement aucun contact avec lui, il n'est donc pas surprenant qu'il soit toxique pour le monde animal. Il est utilisé dans la technologie nucléaire. Le zinc Zn est un métal mou blanc avec une teinte bleutée. Point de fusion 420 o C. Dans l'air et l'eau, il est recouvert d'une fine pellicule dense d'oxyde de zinc, qui empêche une oxydation ultérieure. En production, il est utilisé pour galvaniser des tôles, des tuyaux, des fils, protégeant le fer de la corrosion. Wolfram W. C'est le plus réfractaire de tous les métaux : le point de fusion du tungstène est de 3387°C. Typiquement, le tungstène est assez cassant, mais après un nettoyage soigneux, il devient ductile, ce qui permet d'en tirer un fil fin, à partir duquel les filaments de les ampoules sont fabriquées. Cependant, la majeure partie du tungstène produit est utilisée pour la production d'alliages durs et résistants à l'usure, capables de conserver ces propriétés lorsqu'ils sont chauffés même à 1 000 °C. |
MÉTAL, COMPOSÉ INTERMÉTALLIQUE, LIAISON MÉTALLIQUE, EMBALLAGE DENSE.
1. Pour caractériser divers emballages, la notion de « coefficient de remplissage de l'espace » est utilisée, c'est-à-dire le rapport entre le volume des atomes et le volume du cristal.
Où V un - volume d'un atome,
Z est le nombre d'atomes dans une maille unitaire,
VI- volume de la maille unitaire.
Les atomes dans ce cas sont représentés par des boules rigides de rayon R., se touchant. Volume de la balle V w = (4/3) R. 3 .
Déterminez le facteur de remplissage de l’espace pour les emballages en vrac et bcc.
2. À l'aide des valeurs des rayons métalliques (Annexe 9), calculez la taille de cellule unitaire de a) le cuivre (CPU), b) l'aluminium (CPU) et c) le césium (BCC).
Aidez-moi à résoudre la chimie s'il vous plaît. Indiquez le type de liaison dans les molécules NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... et obtenez la meilleure réponse
Réponse de Olga Lyabina[gourou]
1) Type de liaison NH3 cov. polaire. Trois électrons non appariés d'azote et un d'hydrogène participent chacun à la formation d'une liaison. Il n’y a pas de liaisons pi. hybridation sp3. La forme de la molécule est pyramidale (une orbitale ne participe pas à l'hybridation, le tétraèdre se transforme en pyramide)
Le type de liaison CaCl2 est ionique. La formation de la liaison implique deux électrons de calcium dans l'orbitale s, qui acceptent deux atomes de chlore, complétant ainsi leur troisième niveau. pas de liaisons pi, type d'hybridation sp. ils sont situés dans l'espace à un angle de 180 degrés
Le type de liaison Al2O3 est ionique. Trois électrons des orbitales s et p de l'aluminium sont impliqués dans la formation de la liaison, que l'oxygène accepte, complétant ainsi son deuxième niveau. O = Al-O-Al = O. Il existe des liaisons pi entre l'oxygène et l'aluminium. type d'hybridation sp le plus probable.
Le type de liaison BaS est ionique. deux électrons du baryum sont acceptés par le soufre. Ba=S est une liaison pi. hybridation sp. Molécule plate.
2) AgNO3
l'argent est réduit à la cathode
K Ag+ + e = Ag
l'eau s'oxyde à l'anode
A2H2O - 4e = O2 + 4H+
selon la loi de Faraday (peu importe...) la masse (volume) de la substance libérée à la cathode est proportionnelle à la quantité d'électricité traversant la solution
m(Ag) = Me/zF *I*t = 32,23 g
V(O2) = Ve/F *I*t = 1,67 l
Réponse de 2 réponses[gourou]
Bonjour! Voici une sélection de sujets avec des réponses à votre question : Aidez-moi à résoudre la chimie, s'il vous plaît. Indiquez le type de liaison dans les molécules NH3, CaCl2, Al2O3, BaS...
