Kovalens nempoláris kötésekkel rendelkező elemek. Kovalens kötés. A kovalens kötések alapvető tulajdonságai

A kémiai kötéseknek négy fő típusa van:

1. Kovalens kötés közös elektronpárok hajtják végre. ben alakul ki nemfémes atomok átfedő elektronfelhői (pályái) eredményeként. Minél nagyobb az elektronfelhők átfedése, annál erősebb kémiai kötés. A kovalens kötések lehetnek polárisak vagy nem polárisak. Kovalens nempoláris kapcsolat azonos típusú atomok között fordul elő, amelyek azonos elektronegativitással rendelkeznek. (Az elektronegativitás az atomok azon tulajdonsága, hogy magukhoz vonzzák az elektronokat). Például egy hidrogénmolekula képződését a diagram mutatja:

H . + . H = H ( : ) H H 2

vagy H . + . H = H – H

Ugyanígy keletkeznek az O 2, Cl 2, N 2, F 2 stb. molekulák.

A nem poláris kovalens kötés szimmetrikus. Egy közös (megosztott) elektronpárból alkotott elektronfelhő egyformán két atomhoz tartozik.

Poláris kovalens kapcsolat olyan atomok között fordul elő, amelyek elektronegativitása eltér, de csak kis mértékben. Ebben az esetben a megosztott elektronpár az elektronegatívabb elem felé tolódik el, például hidrogén-klorid molekula keletkezésekor a kötés elektronfelhője a klóratom felé tolódik el. Ennek az elmozdulásnak köszönhetően a klóratom részleges negatív, a hidrogénatom pedig részleges pozitív töltést kap, és a keletkező molekula poláris.

H + Cl = H Cl H → Cl HCl

Hasonló módon keletkeznek a HBr, HI, HF, H 2 O, CH 4 stb. molekulák.

Kovalens kötések vannak egyetlen(egy közös elektronpár hajtja végre), kettős(két közös elektronpárral valósítva meg), hármas(három közös elektronpárral valósítva meg). Például az etánban minden kötés egyszeres, az etilénben kettős kötés, az acetilénben pedig egy hármas kötés.

Etán: CH 3 – CH 3 Etilén: CH 2 = CH 2 Acetilén: CH ≡ CH

2. Ionos kötés olyan vegyületekben fordul elő, amelyeket az elektronegativitásban nagymértékben eltérő, azaz élesen ellentétes tulajdonságú elemek atomjai alkotnak (fémek és nemfémek atomjai). Az ionok töltött részecskék, amelyekbe az atomok elektronvesztés vagy -gyarapodás következtében válnak.

Az ellentétes töltésű ionok elektrosztatikus vonzása miatt ionos kötés jön létre. Például egy nátriumatom az elektronját feladva pozitív töltésű ionná, a klóratom pedig ezt az elektront befogadva negatív töltésű ionná alakul. A nátrium- és klórionok elektrosztatikus vonzása miatt ionos kötés:

Na + Cl Na + + Cl – Na + Cl –

A nátrium-klorid molekulák csak gőzállapotban léteznek. Szilárd (kristályos) állapotban az ionos vegyületek szabályosan elrendezett pozitív és negatív ionokból állnak. Ebben az esetben nincsenek molekulák.

Az ionos kötés a kovalens kötés szélsőséges esetének tekinthető.

3. Fém csatlakozásfémekben és ötvözetekben található. A fémionok és a megosztott elektronok közötti vonzás miatt hajtják végre (ezek vegyértékelektronok, amelyek elhagyták pályájukat, és az ionok között mozognak a fémdarabon - „elektrongáz”).

4. Hidrogén kötés egyfajta kötés, amely egy molekula részleges pozitív töltésű hidrogénatomja és egy másik vagy ugyanazon molekula elektronegatív atomja között jön létre. A hidrogénkötés lehet intermolekuláris vagy intramolekuláris. HF…HF…HF Pontokkal jelölve. Gyengébb, mint kovalens.

Az ionizációs energiára (IE), a PEI-re és a stabil molekulák összetételére vonatkozó adatok - tényleges értékeik és összehasonlításaik - mind a szabad atomok, mind a molekulákba kötött atomok esetében lehetővé teszik számunkra, hogy megértsük, hogyan alkotnak az atomok molekulákat a kovalens kötés mechanizmusán keresztül.

KOVALENS KÖTÉS- (a latin „co” és a „vales” szóból, amelyek erővel bírnak) (homeopoláris kötés), kémiai kötés két atom között, amely akkor jön létre, amikor az ezekhez az atomokhoz tartozó elektronokat megosztjuk. Az egyszerű gázok molekuláiban az atomokat kovalens kötés köti össze. Egy kötésnek nevezzük azt a kötést, amelyben egy megosztott elektronpár van; Vannak kettős és hármas kötések is.

Nézzünk meg néhány példát, hogy lássuk, hogyan határozhatjuk meg szabályaink segítségével, hogy egy atom hány kovalens kémiai kötést tud kialakítani, ha ismerjük az adott atom külső héjában lévő elektronok számát és az atommag töltését. Az atommag töltését és a külső héj elektronjainak számát kísérletileg határozzuk meg, és az elemtáblázatban szerepel.

A kovalens kötések lehetséges számának kiszámítása

Például számoljuk meg a kovalens kötések számát, amelyek nátriumot képezhetnek ( Na), alumínium (Al), foszfor (P),és klór ( Cl). Nátrium ( Na)és alumínium ( Al) A külső héjban 1, illetve 3 elektron van, és az első szabály szerint (a kovalens kötés kialakulásának mechanizmusához egy elektront használnak a külső héjban) alkothatnak: nátriumot (Na)- 1 és alumínium ( Al)- 3 kovalens kötés. A kötés kialakulása után a nátrium külső héjában lévő elektronok száma ( Na)és alumínium ( Al) egyenlő 2, illetve 6; azaz kisebb, mint az ezen atomok maximális száma (8). foszfor ( P)és klór ( Cl) A külső héjon 5, illetve 7 elektron van, és a fent említett törvények közül a második szerint 5 és 7 kovalens kötést alkothatnak. A negyedik törvénynek, a kovalens kötés kialakulásának megfelelően ezen atomok külső héján lévő elektronok száma 1-gyel nő. A hatodik törvény szerint kovalens kötés kialakulásakor a külső héjon lévő elektronok száma A kötött atomok száma nem lehet több 8-nál. Vagyis a foszfor ( P) csak 3 kötést képezhet (8-5 = 3), míg a klór ( Cl) csak egyet alkothat (8-7 = 1).

Példa: Az elemzés alapján felfedeztük, hogy egy bizonyos anyag nátriumatomokból áll (Na)és klór ( Cl). A kovalens kötések kialakulásának mechanizmusának törvényszerűségeit ismerve elmondhatjuk, hogy a nátrium ( Na) csak 1 kovalens kötést képezhet. Így feltételezhetjük, hogy minden nátriumatom ( Na) kötődik a klóratomhoz ( Cl) egy kovalens kötésen keresztül ebben az anyagban, és hogy ez az anyag egy atom molekuláiból áll NaCl. Ennek a molekulának a szerkezeti képlete: Na-Cl. Itt a kötőjel (-) kovalens kötést jelöl. Ennek a molekulának az elektronikus képlete a következőképpen mutatható be:
. .
Na:Cl:
. .
Az elektronikus képletnek megfelelően a nátriumatom külső héján ( Na) V NaCl 2 elektron van, és a klóratom külső héján ( Cl) 8 elektron van. Ebben a képletben a nátriumatomok közötti elektronok (pontok) Na)És klór (Cl) kötő elektronok. Mivel a klór PEI ( Cl) egyenlő 13 eV-tal, és a nátrium esetében (Na) egyenlő 5,14 eV, a kötő elektronpár sokkal közelebb van az atomhoz Cl mint egy atomnak Na. Ha a molekulát alkotó atomok ionizációs energiái nagyon eltérőek, akkor a kialakuló kötés poláris kovalens kötés.

Nézzünk egy másik esetet. Az elemzés alapján felfedeztük, hogy egy bizonyos anyag alumínium atomokból áll ( Al)és klóratomok ( Cl). alumíniumból ( Al) a külső héjban 3 elektron van; így 3 kovalens kémiai kötést tud kialakítani, miközben klór (Cl), mint az előző esetben, csak 1 kötést képezhet. Ezt az anyagot úgy mutatják be AlCl3, és ennek elektronikus képlete a következőképpen szemléltethető:

3.1. ábra. Elektronikus képletAlCl 3

amelynek szerkezeti képlete:
Cl - Al - Cl
Cl

Ez az elektronikus képlet azt mutatja AlCl3 a klóratomok külső héján ( Cl) 8 elektron van, míg az alumíniumatom külső héja ( Al) van belőlük 6. A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusa szerint mindkét kötőelektron (atomonként egy) a kötött atomok külső héjára kerül.

Több kovalens kötés

Azok az atomok, amelyeknek a külső héjában egynél több elektron van, nem egy, hanem több kovalens kötést is kialakíthatnak egymással. Az ilyen kapcsolatokat többszörösnek (gyakrabban többszörösei) kapcsolatokat. Ilyen kötések például a nitrogénmolekulák kötései ( N= N) és oxigén ( O=O).

Az egyes atomok összekapcsolódása során létrejövő kötést nevezzük homoatom kovalens kötés, pl Ha az atomok különbözőek, akkor a kötést ún heteroatom kovalens kötés[A "homo" és a "hetero" görög előtagok ugyanazt és mást jelentenek].

Képzeljük el, hogyan néz ki valójában egy molekula páros atomokkal. A legtöbb egyszerű molekula páros atomokkal egy hidrogénmolekula.

Kovalens kötés(a latin „co” együtt és „vales” szóból erővel) a két atomhoz tartozó elektronpár miatt valósul meg. Nemfém atomok között képződik.

A nemfémek elektronegativitása meglehetősen magas, tehát mikor kémiai kölcsönhatás két nemfémes atom esetében az elektronok teljes átvitele egyikről a másikra (mint az esetben) lehetetlen. Ebben az esetben elektron pooling szükséges a befejezéshez.

Példaként beszéljük meg a hidrogén- és klóratomok kölcsönhatását:

H 1s 1 - egy elektron

Cl 1s 2 2s 2 2 6. o 3 s 2 3 p5 - hét elektron a külső szinten

A két atom mindegyikéből hiányzik egy elektron ahhoz, hogy teljes külsővel rendelkezzen elektronhéj. És mindegyik atom egy elektront oszt ki „közös használatra”. Így az oktett szabály teljesül. Ez a legjobban a Lewis-képletekkel ábrázolható:

Kovalens kötés kialakulása

A megosztott elektronok most mindkét atomhoz tartoznak. A hidrogénatomnak két elektronja van (saját és a klóratom közös elektronja), a klóratomnak pedig nyolc elektronja van (saját és a hidrogénatom közös elektronja). Ez a két közös elektron kovalens kötést képez a hidrogén- és klóratom között. A két atom kötéséből létrejövő részecskét ún molekula.

Nem poláris kovalens kötés

Kettő között kovalens kötés is kialakulhat azonos atomok. Például:

Ez a diagram megmagyarázza, miért létezik a hidrogén és a klór kétatomos molekulákként. Két elektron párosításának és megosztásának köszönhetően mindkét atomra teljesíthető az oktett szabály.

Az egyszeres kötéseken kívül kettős vagy hármas kovalens kötés is létrejöhet, például oxigén-O 2 vagy nitrogén N 2 molekulákban. A nitrogénatomoknak öt vegyértékelektronja van, tehát további három elektronra van szükség a héj teljessé tételéhez. Ezt három elektronpár megosztásával érik el, az alábbiak szerint:

A kovalens vegyületek általában gázok, folyadékok vagy viszonylag alacsony olvadáspontú szilárd anyagok. A ritka kivételek egyike a gyémánt, amely 3500 °C felett olvad. Ezt a gyémánt szerkezete magyarázza, amely kovalens kötésű szénatomok folytonos rácsa, nem pedig egyedi molekulák gyűjteménye. Valójában minden gyémántkristály, méretétől függetlenül, egy hatalmas molekula.

Kovalens kötés akkor jön létre, ha két nemfémes atom elektronja egyesül. Az így létrejövő szerkezetet molekulának nevezzük.

Poláris kovalens kötés

A legtöbb esetben két kovalens kötésű atom van különböző Az elektronegativitás és a megosztott elektronok nem egyformán tartoznak két atomhoz. Legtöbbször közelebb vannak az egyik atomhoz, mint a másikhoz. A hidrogén-klorid molekulában például a kovalens kötést alkotó elektronok közelebb helyezkednek el a klóratomhoz, mert elektronegativitása nagyobb, mint a hidrogéné. Az elektronvonzó képesség különbsége azonban nem elég nagy ahhoz, hogy a hidrogénatomról a klóratomra való teljes elektronátvitel megtörténjen. Ezért a hidrogén- és klóratomok közötti kötés egy ionos kötés (teljes elektrontranszfer) és egy nem poláris kovalens kötés (egy elektronpár szimmetrikus elrendezése két atom között) keresztezésének tekinthető. Az atomok részleges töltését a görög δ betűvel jelöljük. Ezt a kapcsolatot hívják poláris kovalens kötést, a hidrogén-klorid molekulát pedig polárisnak mondják, vagyis van egy pozitív töltésű vége (hidrogénatom) és egy negatív töltésű vége (klóratom).

Az alábbi táblázat felsorolja a kötések fő típusait és példákat az anyagokra:

A kovalens kötés kialakulásának csere- és donor-akceptor mechanizmusa

1) Cseremechanizmus. Minden atom egy párosítatlan elektront ad egy közös elektronpárhoz.

2) Donor-akceptor mechanizmus. Az egyik atom (donor) egy elektronpárt, a másik atom (akceptor) pedig egy üres pályát biztosít ennek a párnak.

7.11. A kovalens kötéssel rendelkező anyagok szerkezete

Azokat az anyagokat, amelyekben minden típusú kémiai kötés közül csak egy kovalens van jelen, két egyenlőtlen csoportra osztják: molekuláris (nagyon sok) és nem molekuláris (sokkal kevesebb) csoportra.
Szilárd kristályok molekuláris anyagok A molekulák közötti kölcsönhatás erői által gyengén összekapcsolt molekulákból állnak. Az ilyen kristályoknak nincs nagy szilárdsága és keménysége (gondoljunk jégre vagy cukorra). Olvadáspontjuk és forráspontjuk is alacsony (lásd 22. táblázat).

22. táblázat: Egyes molekuláris anyagok olvadáspontja és forráspontja

Anyag			Anyag
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 (naftalin)	80	218
SO 2	– 75	– 10	S 8	119

Molekuláris társaikkal ellentétben a kovalens kötésekkel rendelkező, nem molekuláris anyagok nagyon kemény kristályokat képeznek. A gyémántkristályok (a legkeményebb anyag) ebbe a típusba tartoznak.
Egy gyémántkristályban (7.5. ábra) minden szénatom négy másik szénatomhoz kapcsolódik egyszerű kovalens kötésekkel (sp 3 hibridizáció). A szénatomok háromdimenziós keretet alkotnak. Lényegében az egész gyémántkristály egyetlen hatalmas és nagyon erős molekula.
A rádióelektronikában és az elektronikában széles körben használt szilíciumkristályok szerkezete megegyezik.
Ha a gyémánt szénatomjainak felét szilícium atomokra cseréli anélkül, hogy megzavarná a kristály vázszerkezetét, akkor szilícium-karbid SiC kristályt kapunk, amely szintén nagyon kemény anyag, amelyet csiszolóanyagként használnak. A közönséges kvarchomok (szilícium-dioxid) is ehhez a kristályos anyagtípushoz tartozik. A kvarc nagyon szilárd; "Smirgli" néven csiszolóanyagként is használják. A kvarcszerkezet könnyen előállítható, ha egy szilíciumkristály két szilíciumatomja közé oxigénatomokat helyezünk. Ebben az esetben minden szilíciumatom négy oxigénatommal, minden oxigénatom pedig két szilíciumatommal lesz társítva.

A gyémánt, szilícium, kvarc és hasonló szerkezetű kristályokat atomkristályoknak nevezzük.
Az atomkristály olyan kristály, amely egy vagy több elem atomjaiból áll, amelyeket kémiai kötéssel kapcsolnak össze.
Az atomkristályban lévő kémiai kötés lehet kovalens vagy fémes.
Mint már tudod, minden atomkristály, akárcsak az ionkristály, hatalmas „szupermolekula”. Egy ilyen „szupermolekula” szerkezeti képlete nem írható le - csak a töredékét tudja megmutatni, például:

A molekuláris anyagokkal ellentétben az atomkristályokat alkotó anyagok a legtûzállóbbak közé tartoznak (lásd 23. táblázat).

23. táblázat Néhány nem molekuláris anyag olvadáspontja és forráspontja Val vel kovalens kötések

Az ilyen magas olvadási hőmérséklet teljesen érthető, ha emlékezünk arra, hogy amikor ezek az anyagok megolvadnak, akkor nem a gyenge intermolekuláris kötések szakadnak meg, hanem az erős kémiai kötések. Ugyanebből az okból kifolyólag sok atomkristályt alkotó anyag nem olvad meg hevítés közben, hanem lebomlik, vagy azonnal gőzállapotba (szublimál) alakul, például a grafit 3700 o C-on szublimál.

Szilícium – Si. A nagyon kemény, törékeny szilíciumkristályok fémnek tűnnek, de ez nem fém. Az elektromos vezetőképesség típusa alapján ezt az anyagot a félvezetők közé sorolják, ami meghatározza óriási jelentőségét a modern világban. A szilícium a legfontosabb félvezető anyag. Rádiók, televíziók, számítógépek, modern telefonok, elektronikus órák, napelemekés sok más háztartási és ipari eszközben a legfontosabb szerkezeti elemek a nagy tisztaságú szilícium egykristályaiból készült tranzisztorok, mikroáramkörök és fotocellák. A műszaki szilíciumot az acélgyártásban és a színesfémkohászatban használják. Kémiai tulajdonságait tekintve a szilícium meglehetősen inert anyag, csak magas hőmérsékleten reagál.

Szilícium-dioxid – SiO 2 . Ennek az anyagnak egy másik neve szilícium-dioxid. A szilícium-dioxid a természetben két formában fordul elő: kristályos és amorf formában. Sok féldrágakő és díszkő a kristályos szilícium-dioxid (kvarc) változata: hegyikristály, jáspis, kalcedon, achát. az opál pedig a szilícium-dioxid amorf formája. A kvarc nagyon elterjedt a természetben, mivel a sivatagok dűnéi és a folyók és tengerek homokpadjai mind kvarchomok. A kvarc színtelen kristályos, nagyon kemény és tűzálló anyag. Keménysége gyengébb, mint a gyémánt és a korund, de ennek ellenére széles körben használják csiszolóanyagként. A kvarchomokot széles körben használják az építőiparban és az építőanyag-iparban. A kvarcüveget laboratóriumi üvegedények és tudományos műszerek készítésére használják, mert nem reped, ha ki vannak téve hirtelen változás hőfok. A sajátjuk szerint kémiai tulajdonságok szilícium-dioxid - savas oxid, de lúgokkal csak összeolvadáskor lép reakcióba. Magas hőmérsékleten szilícium-dioxidot és grafitot használnak szilícium-karbid - karborundum előállítására. A karborund a gyémánt után a második legkeményebb anyag, csiszolókorongokat és „csiszolópapírt” is készítenek belőle.

7.12. Kovalens kötés polaritása. Elektronegativitás

Emlékezzünk vissza, hogy a különböző elemek izolált atomjai eltérően hajlamosak az elektronok feladására és befogadására. Ezek a különbségek a kovalens kötés kialakulása után is megmaradnak. Vagyis egyes elemek atomjai erősebben vonzzák magukhoz a kovalens kötés elektronpárját, mint más elemek atomjai.

Tekintsünk egy molekulát HCl.
Ennek a példának a segítségével nézzük meg, hogyan becsülhetjük meg az elektron kommunikációs felhő elmozdulását a moláris ionizációs energiák és eszközök segítségével az elektronhoz. 1312 kJ/mol, és 1251 kJ/mol - a különbség jelentéktelen, megközelítőleg 5%. 73 kJ/mol, és 349 kJ/mol - itt sokkal nagyobb a különbség: a klóratom elektronaffinitási energiája közel ötszöröse a hidrogénatoménak. Ebből arra következtethetünk, hogy a hidrogén-klorid molekulában a kovalens kötés elektronpárja nagyrészt a klóratom felé tolódik el. Más szavakkal, a kötő elektronok több időt töltenek a klóratom közelében, mint a hidrogénatom közelében. Az elektronsűrűségnek ez az egyenetlen eloszlása az elektromos töltések újraeloszlásához vezet a molekulán belül, az atomokon részleges (többlet) töltések keletkeznek; a hidrogénatomon pozitív, a klóratomon pedig negatív.

Ebben az esetben a kötést polarizáltnak mondjuk, magát a kötést pedig poláris kovalens kötésnek nevezzük.
Ha egy kovalens kötés elektronpárja nem tolódik el egyik kötött atomhoz sem, vagyis a kötéselektronok egyformán hozzátartoznak a kötött atomokhoz, akkor az ilyen kötést nempoláris kovalens kötésnek nevezzük.
A "formális töltés" fogalma kovalens kötés esetén is alkalmazható. Csak a definícióban nem ionokról, hanem atomokról kell beszélnünk. BAN BEN általános eset a következő meghatározás adható.

Azokban a molekulákban, amelyekben kovalens kötések csak cseremechanizmussal jönnek létre, az atomok formális töltése nullával egyenlő. Így a HCl-molekulában a klór- és a hidrogénatom formális töltése nulla. Következésképpen ebben a molekulában a klór- és hidrogénatom valós (effektív) töltései megegyeznek a részleges (többlet) töltésekkel.
Nem mindig könnyű meghatározni a molekula egyik vagy másik elemének atomján a részleges töltés előjelét a moláris ionizációs energiák és az elektródhoz való affinitás alapján, vagyis megbecsülni, hogy az elektronpárok milyen irányban helyezkednek el. eltolódott. Általában erre a célra egy másik, az atomra jellemző energiát használnak - az elektronegativitást.

Jelenleg nincs egységes, általánosan elfogadott elnevezés az elektronegativitásra. E/O betűkkel jelölhetjük. Az elektronegativitás kiszámítására sem létezik egyetlen, általánosan elfogadott módszer. Leegyszerűsítve a moláris ionizációs energiák és az elektronaffinitás összegének feleként ábrázolható – ez volt az egyik első módszer a kiszámítására.
A különféle elemek atomjainak elektronegativitásának abszolút értékeit nagyon ritkán használják. A leggyakrabban használt relatív elektronegativitás, amelyet c-vel jelölünk. Kezdetben ezt az értéket úgy határozták meg, mint egy adott elem atomjának elektronegativitásának és a lítiumatom elektronegativitásának arányát. Ezt követően a számítási módszerek némileg megváltoztak.
A relatív elektronegativitás dimenzió nélküli mennyiség. Értékeit a 10. számú melléklet tartalmazza.

Mivel a relatív elektronegativitás elsősorban az atom ionizációs energiájától függ (az elektronaffinitási energia mindig sokkal kisebb), így a rendszerben kémiai elemek megközelítőleg az ionizációs energiával megegyező mértékben változik, azaz átlósan nő a céziumról (0,86) a fluorra (4,10). A táblázatban megadott hélium és neon relatív elektronegativitásának nincs gyakorlati jelentősége, mivel ezek az elemek nem képeznek vegyületeket.

Az elektronegativitás táblázat segítségével könnyen meghatározható, hogy a két atom közül melyik felé tolódnak el az ezeket az atomokat összekötő elektronok, és ezáltal az ezeken az atomokon fellépő részleges töltések előjelei.

H2O			A kapcsolat poláris
H 2	Az atomok ugyanazok	H--H	A csatlakozás nem poláris
CO2			A kapcsolat poláris
Cl2	Az atomok ugyanazok	Cl--Cl	A csatlakozás nem poláris
H2S			A kapcsolat poláris

Így a különböző elemek atomjai közötti kovalens kötés kialakulása esetén az ilyen kötés mindig poláris lesz, és ugyanazon elem atomjai közötti kovalens kötés kialakulása esetén (egyszerű anyagokban) A kötés a legtöbb esetben nem poláris.

Minél nagyobb a kötött atomok elektronegativitásbeli különbsége, annál polárisabbnak bizonyul az atomok közötti kovalens kötés.

Hidrogén-szulfid H2S– a rothadt tojásra jellemző szagú színtelen gáz; mérgező. Termikusan instabil, hevítés hatására lebomlik. A hidrogén-szulfid kevéssé oldódik vízben, ez vizes oldat hidrogén-szulfidsavnak nevezik. A hidrogén-szulfid kiváltja (katalizálja) a fémek korrózióját, ez a gáz „okolható” az ezüst elsötétüléséért.
Bizonyos ásványvizekben természetesen megtalálható. Az életfolyamat során néhány baktérium alkotja. A hidrogén-szulfid minden élőlényre pusztító. Hidrogén-szulfid réteget fedeztek fel a Fekete-tenger mélyén, és ez aggodalomra ad okot a tudósok számára: a tengeri lakosok életét állandó veszély fenyegeti.

POLÁRIS KOVALENTS KÖTÉS, NEM POLÁRIS KOVALENTS KÖTÉS, ABSZOLÚT ELEKTRONEGATIVITÁS, RELATÍV ELEKTRONEGATIVITÁS.
1. Kísérletek és későbbi számítások kimutatták, hogy a szilícium effektív töltése szilícium-tetrafluoridban +1,64 e, a xenoné a xenon-hexafluoridban +2,3 e. Határozza meg ezekben a vegyületekben a fluoratomok részleges töltéseinek értékét. 2. Állítsa össze a következő anyagok szerkezeti képleteit, és a " " és " " jelölésekkel jellemezze e vegyületek molekuláiban a kovalens kötések polaritását: a) CH 4, CCl 4, SiCl 4; b) H2O, H2S, H2Se, H2Te; c) NH3, NF3, NCl3; d) SO 2, Cl 2 O, OF 2.
3. Az elektronegativitási táblázat segítségével jelölje meg, hogy a vegyületek közül melyikben polárisabb a kötés: a) CCl 4 vagy SiCl 4 ; b) H2S vagy H20; c) NF3 vagy NC13; d) Cl 2 O vagy OF 2.

7.13. A kötés kialakulásának donor-akceptor mechanizmusa

Az előző bekezdésekben kétféle kötésről tanult részletesen: ionos és kovalens kötésről. Emlékezzünk vissza, hogy ionos kötés akkor jön létre, amikor egy elektron teljesen átkerül egyik atomról a másikra. Kovalens - ha kötött atomok párosítatlan elektronjait osztják meg.

Ezen kívül van egy másik mechanizmus is a kötés kialakulásához. Tekintsük ezt egy ammónia molekula és egy bór-trifluorid molekula kölcsönhatásának példáján:

Ennek eredményeként kovalens és ionos kötések jönnek létre a nitrogén- és a bóratom között. Ebben az esetben a nitrogénatom az donor elektronpár ("adja" a kötés kialakulásához), és a bóratom - elfogadó("elfogadja" a kapcsolat kialakítása során). Innen származik az ilyen kapcsolat kialakításának mechanizmusának neve - " adományozó-elfogadó".

Amikor a donor-akceptor mechanizmus segítségével kötés jön létre, egyidejűleg kovalens kötés és ionos kötés is létrejön.
Természetesen a kötés kialakulása után a kötött atomok elektronegativitásának különbsége miatt a kötés polarizációja következik be, és részleges töltések keletkeznek, csökkentve az atomok effektív (valós) töltéseit.

Nézzünk más példákat.

Ha az ammónia molekula mellett van egy erősen poláris hidrogén-klorid molekula, amelyben a hidrogénatomon jelentős részleges töltés van, akkor ebben az esetben az elektronpár akceptor szerepét a hidrogénatom fogja betölteni. Az 1 s-AO, bár nem teljesen üres, mint az előző példában a bóratom, ennek a pályának a felhőjében az elektronsűrűség jelentősen csökken.

A keletkező kation térszerkezete az ammónium ion Az NH 4 hasonló a metánmolekula szerkezetéhez, vagyis mind a négy N-H kötés pontosan egyforma.
Az NH 4 Cl ammónium-klorid ionos kristályok képződését ammóniagáz és hidrogén-klorid gáz keverésével figyelhetjük meg:

NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (cr)

Nem csak a nitrogénatom lehet elektronpár donor. Ez lehet például egy vízmolekula oxigénatomja. Egy vízmolekula kölcsönhatásba lép ugyanazzal a hidrogén-kloriddal az alábbiak szerint:

A keletkező H3O kationt ún oxónium-ionés amint hamarosan megtudja, nagy jelentősége van a kémiában.
Végezetül vegyük figyelembe a molekula elektronszerkezetét szén-monoxid(szén-monoxid) CO:

Három kovalens kötés (hármas kötés) mellett egy ionos kötést is tartalmaz.
A kötés kialakulásának feltételei a donor-akceptor mechanizmus szerint:
1) magányos vegyértékelektronpár jelenléte az egyik atomban;
2) egy szabad pálya jelenléte egy másik atom vegyérték-alszintjén.
A kötés kialakulásának donor-akceptor mechanizmusa meglehetősen elterjedt. Különösen gyakran a vegyületek képződése során fordul elő d-elemek. Szinte mindenki atomja d-az elemeknek sok üres vegyértékpályája van. Ezért az elektronpárok aktív akceptorai.

A KÖTÉSKÉPZÉS ADONOR-ELFOGADÓ MECHANIZMUSAI, AMMÓNIUMION, OXÓNIUM ION, AZ ADOMÁNYOZÓ-ELFOGADÓ MECHANIZMUSÚ KÖTÉSKÉPZÉS FELTÉTELEI.
1.Készítsen reakcióegyenleteket és képződési sémákat
a) ammónium-bromid NH4Br ammóniából és hidrogén-bromidból;
b) ammónium-szulfát (NH 4) 2 SO 4 ammóniából és kénsavból.
2. Készítsen reakcióegyenleteket és kölcsönhatási sémákat a) vízhez hidrogén-bromiddal; b) víz kénsavval.
3.Melyik atomok az előző négy reakcióban donorok egy elektronpárnak, és melyek akceptorok? Miért? Magyarázza meg válaszát a vegyérték-alszintek diagramjaival.
4. A salétromsav szerkezeti képlete Az O–N–O kötések közötti szögek közel 120 o. Határozza meg:
a) a nitrogénatom hibridizációjának típusa;
b) a nitrogénatom melyik AO-ja vesz részt a -kötés kialakításában;
c) a nitrogénatom melyik AO-ja vesz részt a donor-akceptor mechanizmus szerint a -kötés kialakításában.
Ön szerint mekkora a szög a H–O–N kötések között ebben a molekulában? 5.Készítse el a CN cianidion szerkezeti képletét (negatív töltés a szénatomon). Ismeretes, hogy a cianidok (ilyen iont tartalmazó vegyületek) és a szén-monoxid CO erős mérgek, biológiai hatásuk nagyon hasonló. Adjon magyarázatot biológiai hatásuk közelségére.

7.14. Fém csatlakozás. Fémek

Kovalens kötés csak akkor jön létre az atomok között, ha a kötött atomok mérete kicsi. Ebben az esetben az elektronsűrűség az átfedő elektronfelhők tartományában jelentős, és az atomok szorosan kötődnek, mint például a HF-molekulában. Ha a kötött atomok közül legalább az egyik nagy sugarú, a kovalens kötés kialakulása kevésbé előnyös, mivel az elektronsűrűség az átfedő elektronfelhők tartományában a nagy atomok esetében sokkal kisebb, mint a kicsiké. Ilyen gyengébb kötéssel rendelkező molekula például a HI-molekula (a 21. táblázat segítségével hasonlítsa össze a HF- és HI-molekulák porlasztási energiáit).

És mégis nagy atomok között ( r o > 1.1) kémiai kötés jön létre, de ebben az esetben az összes kötött atom vegyértékelektronjainak teljes (vagy egy részének) megosztása miatt jön létre. Például a nátriumatomok esetében mind a 3 s- ezen atomok elektronjai, és egyetlen elektronfelhő képződik:

Az atomok kristályt alkotnak fém kommunikáció
Ily módon ugyanannak az elemnek az atomjai és a különböző elemek atomjai is kapcsolódhatnak egymással. Az első esetben egyszerű anyagok ún fémek, a másodikban pedig - összetett anyagok ún intermetallikus vegyületek.

Az atomok között fémes kötéssel rendelkező anyagok közül csak az iskolában fogsz tanulni a fémekről. Milyen a fémek térszerkezete? A fémkristály a következőkből áll atomvázak, amely a vegyértékelektronok szocializációja és a szocializált elektronok elektronfelhője után megmaradt. Az atommagok általában nagyon szoros tömítést alkotnak, és az elektronfelhő elfoglalja a kristály teljes fennmaradó szabad térfogatát.

A sűrű csomagolás fő típusai a következők köbös legközelebbi csomagolás(KPU) és hatszögletű zárt csomagolás(GPU). Ezeknek a csomagoknak a neve a kristályok szimmetriájához kapcsolódik, amelyekben megvalósulnak. Egyes fémek lazán tömörült kristályokat képeznek - testközpontú köbös(OTSK). Ezeknek a csomagoknak a térfogati és golyós-botos modelljei a 7.6. ábrán láthatók.
A köbös tömítést Cu, Al, Pb, Au és néhány más elem atomjai alkotják. Hatszögletű zárt tömítés – Be, Zn, Cd, Sc és számos más atom. A kristályokban testközpontú köbös atomcsomagok vannak jelen alkálifémek, VB és VIB csoportok elemei. Egyes fémek különböző hőmérsékleteken eltérő szerkezetűek lehetnek. A fémek ilyen különbségeinek és szerkezeti jellemzőinek okai még mindig nem teljesen ismertek.
Amikor megolvad, fémkristályokká alakulnak fém folyadékok. Az atomok közötti kémiai kötés típusa nem változik.
A fémkötésnek nincs irányítottsága és telítettsége. Ebből a szempontból hasonló az ionos kötéshez.
Intermetallikus vegyületek esetén a fémes kötés polarizálhatóságáról is beszélhetünk.
Jellegzetes fizikai tulajdonságok fémek:
1) nagy elektromos vezetőképesség;
2) magas hővezető képesség;
3) nagy rugalmasság.

A különböző fémek olvadáspontja nagyon eltér egymástól: a legalacsonyabb olvadáspont a higannyé (- 39 o C), a legmagasabb pedig a volfrámé (3410 o C).

Berillium Be- világosszürke, könnyű, meglehetősen kemény, de általában törékeny fém. Olvadáspont 1287 o C. Levegőn oxidfilm borítja. A berillium meglehetősen ritka fém, az élő szervezetek evolúciójuk során gyakorlatilag nem érintkeztek vele, így nem meglepő, hogy mérgező az állatvilágra. A nukleáris technológiában használják.

A cink Zn egy fehér lágy fém, kékes árnyalattal. Olvadáspontja 420 o C. Levegőben és vízben vékony, sűrű film borítja cink-oxid, megakadályozva a további oxidációt. A gyártás során lemezek, csövek, vezetékek horganyzására, a vas korrózió elleni védelmére használják.
A cink számos ötvözet, például réz-nikkel és nikkel-ezüst része; Ötvözeteiből érméket vernek. cink - összetevő sárgaréz, széles körben használják a gépészetben. A cinket tartalmazó ötvözetek a tipográfiai betűtípusok öntésére szolgálnak.

Wolfram W. Az összes fém közül a legtűzállóbb: a wolfram olvadáspontja 3387 o C. A volfrám jellemzően meglehetősen törékeny, de gondos tisztítás után képlékeny lesz, ami lehetővé teszi, hogy vékony drótot húzzunk belőle, amelyből a volfrám filamentumai. izzók készülnek. Az előállított volfrám nagy részét azonban kemény és kopásálló ötvözetek előállítására használják, amelyek 1000 o C-ra hevítve is megőrzik ezeket a tulajdonságokat.

FÉM, FÉMKÖZI KÉSZÜLET, FÉM KÖTÉS, SŰRŰ CSOMAGOLÁS.
1. A különböző csomagok jellemzésére a „térkitöltési együttható” fogalmát használjuk, vagyis az atomok térfogatának és a kristály térfogatának arányát.

Ahol V a - egy atom térfogata,
Z az atomok száma az egységcellában,
V i- az egységcella térfogata.
Az atomokat ebben az esetben merev sugarú golyók képviselik R, megérintve egymást. Ball hangerő V w = (4/3) R 3 .
Határozza meg a térkitöltési tényezőt tömeges és titkosított csomagolás esetén.
2. A fémsugár értékek (9. függelék) segítségével számítsa ki a) réz (CPU), b) alumínium (CPU) és c) cézium (BCC) egységcellaméretét.

A kovalens, ionos és fémes kémiai kötések három fő típusa.

Tudjunk meg többet a kovalens kémiai kötés. Tekintsük előfordulásának mechanizmusát. Vegyük például a hidrogénmolekula kialakulását:

Egy 1s elektron által alkotott gömbszimmetrikus felhő veszi körül a szabad hidrogénatom magját. Amikor az atomok közel kerülnek egy bizonyos távolsághoz, pályáik részben átfedik egymást (lásd az ábrát), ennek eredményeként mindkét atommag középpontja között megjelenik egy molekuláris kételektron-felhő, amelynek az atommagok közötti térben van a maximális elektronsűrűsége. A negatív töltés sűrűségének növekedésével a molekulafelhő és az atommagok közötti vonzási erők erős növekedése következik be.

Tehát azt látjuk, hogy az atomok átfedő elektronfelhőiből kovalens kötés jön létre, ami energia felszabadulásával jár. Ha az érintés előtt közeledő atommagok távolsága 0,106 nm, akkor az elektronfelhők átfedése után 0,074 nm lesz. Minél nagyobb az elektronpályák átfedése, annál erősebb a kémiai kötés.

Kovalens hívott kémiai kötés, amelyet elektronpárok hoznak létre. A kovalens kötést tartalmazó vegyületeket ún homeopoláris vagy atom.

Létezik kétféle kovalens kötés: polárisÉs nem poláris.

Nem polárishoz A kovalens kötésben a közös elektronpár által alkotott elektronfelhő szimmetrikusan oszlik el mindkét atom atommagjához képest. Ilyen például a kétatomos molekulák, amelyek egy elemből állnak: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 és mások, amelyek elektronpárja mindkét atomhoz egyformán tartozik.

A sarkon Kovalens kötésben az elektronfelhő a nagyobb relatív elektronegativitású atom felé tolódik el. Például illékony molekulák szervetlen vegyületek mint például a H2S, HCl, H2O és mások.

A HCl molekula képződése a következőképpen ábrázolható:

Mert a klóratom (2,83) relatív elektronegativitása nagyobb, mint a hidrogénatomé (2,1), az elektronpár eltolódik a klóratom felé.

A kovalens kötés kialakulásának cseremechanizmusa mellett - az átfedés miatt van még donor-elfogadó kialakulásának mechanizmusa. Ez egy olyan mechanizmus, amelyben az egyik atom (donor) kételektronos felhője és egy másik atom (akceptor) szabad pályája miatt kovalens kötés jön létre. Nézzünk egy példát az ammónium NH 4 + képződésének mechanizmusára. Az ammónia molekulában a nitrogénatomnak van egy kételektronos felhője:

A hidrogénionnak szabad 1s pályája van, jelöljük ezt .

Az ammóniumion képződése során a kételektronos nitrogénfelhő közössé válik a nitrogén- és hidrogénatomokkal, ami azt jelenti, hogy molekuláris elektronfelhővé alakul. Következésképpen megjelenik egy negyedik kovalens kötés. Az ammóniumképződés folyamatát a következő diagrammal képzelheti el: