|
A téma tanulmányozásának eredményeként a következőket tanulja meg:
A téma tanulmányozásának eredményeként a következőket tanulja meg:
Tanulmányi kérdések: |
5.1. Kovalens kötés
Kémiai kötés akkor jön létre, ha két vagy több atom találkozik, ha kölcsönhatásuk következtében a rendszer összenergiája csökken. Az atomok külső elektronhéjának legstabilabb elektronikus konfigurációja a nemesgáz atomoké, amelyek két vagy nyolc elektronból állnak. Más elemek atomjainak külső elektronhéja egytől hétig terjedő elektront tartalmaz, azaz. befejezetlenek. Amikor egy molekula képződik, az atomok hajlamosak stabil, két- vagy nyolcelektronos héjat szerezni. Az atomok vegyértékelektronjai részt vesznek a kémiai kötés kialakításában.
A kovalens egy kémiai kötés két atom között, amelyet a két atomhoz egyidejűleg tartozó elektronpárok alkotnak.
A kovalens kötések kialakulásának két mechanizmusa van: csere és donor-akceptor.
5.1.1. Kovalens kötés kialakulásának cseremechanizmusa
Csere mechanizmus A kovalens kötés kialakulása a különböző atomokhoz tartozó elektronok elektronfelhőinek átfedése miatt valósul meg. Például amikor két hidrogénatom közeledik egymáshoz, az 1s elektronpályák átfedik egymást. Ennek eredményeként megjelenik egy közös elektronpár, amely egyszerre tartozik mindkét atomhoz. Ebben az esetben egy kémiai kötést antiparallel spinekkel rendelkező elektronok képeznek. 5.1.
Rizs. 5.1. Hidrogénmolekula kialakulása két H atomból
5.1.2. Donor-akceptor mechanizmus kovalens kötések kialakításához
A kovalens kötés kialakulásának donor-akceptor mechanizmusával a kötés is elektronpárok segítségével jön létre. Ebben az esetben azonban az egyik atom (donor) adja az elektronpárját, a másik atom (akceptor) pedig szabad pályájával vesz részt a kötés kialakításában. A donor-akceptor kötés megvalósítására példa az NH 4 + ammóniumion képződése az ammónia NH 3 és a H + hidrogénkation kölcsönhatása során.
Az NH 3 molekulában három elektronpár három N – H kötést hoz létre, a nitrogénatomhoz tartozó negyedik elektronpár magányos. Ez az elektronpár kötést tud kialakítani egy hidrogénionnal, amelynek nincs pályája. Az eredmény ammóniumion NH 4 +, ábra. 5.2.
Rizs. 5.2. Donor-akceptor kötés megjelenése az ammóniumion képződése során
Megjegyzendő, hogy az NH 4 + ionban lévő négy kovalens N-H kötés egyenértékű. Az ammóniumionban nem lehet azonosítani a donor-akceptor mechanizmus által létrehozott kötést.
5.1.3. Poláris és nem poláris kovalens kötés
Ha egy kovalens kötést azonos atomok alkotnak, akkor az elektronpár azonos távolságra helyezkedik el ezen atomok magjai között. Az ilyen kovalens kötést nempolárisnak nevezzük. A nem poláris kovalens kötéssel rendelkező molekulák példái a H2, Cl2, O2, N2 stb.
Poláris kovalens kötés esetén a megosztott elektronpár a nagyobb elektronegativitású atom felé tolódik el. Ez a fajta kötés különböző atomok által alkotott molekulákban valósul meg. Poláris kovalens kötés fordul elő a HCl, HBr, CO, NO stb. molekuláiban. Például egy HCl molekulában a poláris kovalens kötés kialakulása diagrammal ábrázolható, 1. ábra. 5.3:
Rizs. 5.3. Kovalens poláris kötés kialakulása a HC1 molekulában
A vizsgált molekulában az elektronpár a klóratom felé tolódik el, mivel elektronegativitása (2,83) nagyobb, mint a hidrogénatom (2,1) elektronegativitása.
5.1.4. Dipólusmomentum és molekulaszerkezet
Egy kötés polaritásának mértéke a μ dipólusmomentuma:
μ = e l,
Ahol e- elektron töltés, l– a pozitív és negatív töltések középpontjai közötti távolság.
A dipólusmomentum egy vektormennyiség. A „kötési dipólusmomentum” és a „molekula dipólusmomentum” fogalma csak a kétatomos molekulák esetében esik egybe. Egy molekula dipólusmomentuma egyenlő az összes kötés dipólusmomentumának vektorösszegével. Így egy többatomos molekula dipólusmomentuma a szerkezetétől függ.
Például egy lineáris CO 2 molekulában a C–O kötések mindegyike poláris. A CO 2 molekula azonban általában nem poláris, mivel a kötések dipólusmomentumai kioltják egymást (5.4. ábra). A szén-dioxid molekula dipólusmomentuma m = 0.
A szögletes H2O molekulában a poláris H–O kötések 104,5 o-os szöget zárnak be. Két H–O kötés dipólusmomentumának vektorösszegét a paralelogramma átlója fejezi ki (5.4. ábra). Ennek eredményeként az m vízmolekula dipólusmomentuma nem egyenlő nullával.
Rizs. 5.4. CO 2 és H 2 O molekulák dipólusmomentumai
5.1.5. Elemek vegyértéke kovalens kötésekkel rendelkező vegyületekben
Az atomok vegyértékét a párosítatlan elektronok száma határozza meg, amelyek más atomok elektronjaival közös elektronpárok kialakításában vesznek részt. Mivel a külső elektronrétegen egy párosítatlan elektron található, az F 2, HCl, PBr 3 és CCl 4 molekulák halogénatomjai egyértékűek. Az oxigén alcsoport elemei a külső rétegben két párosítatlan elektront tartalmaznak, ezért olyan vegyületekben, mint az O 2, H 2 O, H 2 S és SCl 2, kétértékűek.
Mivel a közönséges kovalens kötéseken kívül donor-akceptor mechanizmussal is létrejöhet kötés a molekulákban, az atomok vegyértéke függ a magányos elektronpárok és a szabad elektronpályák jelenlététől is. A vegyérték mennyiségi mértéke azon kémiai kötések száma, amelyeken keresztül egy adott atom más atomokhoz kapcsolódik.
Az elemek maximális vegyértéke általában nem haladhatja meg annak a csoportnak a számát, amelyben találhatók. Kivételt képeznek a Cu, Ag, Au első csoport másodlagos alcsoportjának elemei, amelyek vegyértéke a vegyületekben egynél nagyobb. A vegyértékelektronok elsősorban a külső rétegek elektronjait foglalják magukban, azonban az oldalsó alcsoportok elemeinél az utolsó előtti (külső előtti) rétegek elektronjai is részt vesznek a kémiai kötés kialakításában.
5.1.6. Elemek vegyértéke normál és gerjesztett állapotban
A legtöbb kémiai elem vegyértéke attól függ, hogy ezek az elemek normál vagy gerjesztett állapotban vannak. A Li atom elektronikus konfigurációja: 1s 2 2s 1. A külső szinten lévő lítium atomnak egy párosítatlan elektronja van, azaz. a lítium egyértékű. Nagyon nagy energiaráfordítás szükséges az 1s elektronnak a 2p pályára való átmenetéhez a háromértékű lítium előállításához. Ez az energiaráfordítás olyan nagy, hogy a kémiai kötések kialakulása során felszabaduló energia nem kompenzálja. Ebben a tekintetben nincsenek háromértékű lítiumvegyületek.
Az ns 2 berillium alcsoport elemeinek külső elektronikus rétegének konfigurálása. Ez azt jelenti, hogy ezen elemek külső elektronrétegében az ns cellapályán két ellentétes spinű elektron található. A berillium alcsoport elemei nem tartalmaznak párosítatlan elektronokat, így vegyértékük normál állapotban nulla. Gerjesztett állapotban a berillium alcsoport elemeinek elektronikus konfigurációja ns 1 nр 1, azaz. az elemek olyan vegyületeket alkotnak, amelyekben kétértékűek.
A bór atom vegyértéklehetőségei
Tekintsük a bór atom elektronkonfigurációját alapállapotban: 1s 2 2s 2 2p 1. Az alapállapotú bóratom egy párosítatlan elektront tartalmaz (5.5. ábra), i.e. ez egyértékű. A bórra azonban nem jellemző olyan vegyületek képződése, amelyekben egyértékű lenne. Ha egy bóratomot gerjesztünk, egy 2s elektron 2p pályára lép át (5.5. ábra). Egy gerjesztett állapotban lévő bóratomnak 3 párosítatlan elektronja van, és olyan vegyületeket képezhet, amelyek vegyértéke három.
Rizs. 5.5. A bór atom vegyértékállapotai normál és gerjesztett állapotban
Az egy energiaszinten belüli atom gerjesztett állapotba való átmenetére fordított energiát általában több mint kompenzálja a további kötések kialakulása során felszabaduló energia.
A bóratomban egy szabad 2p pálya jelenléte miatt a vegyületekben lévő bór egy negyedik kovalens kötést képezhet, amely elektronpár akceptorként működik. Az 5.6. ábra azt mutatja be, hogy a BF molekula hogyan lép kölcsönhatásba az F – ionnal, ami a – ion képződését eredményezi, amelyben a bór négy kovalens kötést képez.
Rizs. 5.6. Donor-akceptor mechanizmus a negyedik kovalens kötés kialakulásához a bóratomon
A nitrogénatom vegyértéklehetőségei
Tekintsük a nitrogénatom elektronszerkezetét (5.7. ábra).
Rizs. 5.7. Az elektronok eloszlása a nitrogénatom pályáin
A bemutatott diagramból jól látható, hogy a nitrogénnek három párosítatlan elektronja van, három kémiai kötést tud kialakítani, vegyértéke három. A nitrogénatom átmenete gerjesztett állapotba lehetetlen, mivel a második energiaszint nem tartalmaz d-pályákat. Ugyanakkor a nitrogénatom egy 2s 2 külső elektronokból álló magányos elektronpárt biztosíthat egy szabad pályával (akceptorral) rendelkező atomnak. Ennek eredményeként megjelenik a nitrogénatom negyedik kémiai kötése, mint például az ammóniumionban (5.2. ábra). Így egy nitrogénatom maximális kovalense (a kialakuló kovalens kötések száma) négy. A nitrogén vegyületeiben az ötödik csoport többi elemével ellentétben nem lehet ötértékű.
Foszfor-, kén- és halogénatomok vegyértéklehetőségei
A nitrogén-, oxigén- és fluoratomokkal ellentétben a harmadik periódusban elhelyezkedő foszfor-, kén- és klóratomok szabad 3d-sejtekkel rendelkeznek, amelyekbe az elektronok átjuthatnak. Amikor egy foszforatomot gerjesztünk (5.8. ábra), 5 párosítatlan elektron van a külső elektronrétegén. Ennek eredményeként a vegyületekben a foszforatom nemcsak három-, hanem ötértékű is lehet.
Rizs. 5.8. A vegyértékelektronok eloszlása a pályákon gerjesztett foszforatom esetén
Gerjesztett állapotban a kén a kettős vegyérték mellett négyes és hatos vegyértéket is mutat. Ebben az esetben a 3p és a 3s elektronok egymás után párosulnak (5.9. ábra).
Rizs. 5.9. Kénatom vegyértéklehetőségei gerjesztett állapotban
Gerjesztett állapotban az V. csoport fő alcsoportjának minden eleménél a fluor kivételével lehetséges az első p-, majd s-elektronpárok szekvenciális párosítása. Ennek eredményeként ezek az elemek három-, öt- és heptavalenssé válnak (5.10. ábra).
Rizs. 5.10. Klór, bróm és jód atomok vegyértéklehetőségei gerjesztett állapotban
5.1.7. A kovalens kötés hossza, energiája és iránya
A kovalens kötések jellemzően nemfémes atomok között jönnek létre. A kovalens kötés fő jellemzői a hosszúság, az energia és az irány.
Kovalens kötés hossza
A kötés hossza a kötést alkotó atommagok közötti távolság. Kísérleti fizikai módszerekkel határozzák meg. A kötés hossza az additív szabály segítségével becsülhető meg, amely szerint az AB molekulában a kötés hossza megközelítőleg egyenlő az A 2 és B 2 molekulák kötéshosszainak összegének felével:
.
Az elemek periodikus rendszerének alcsoportjai mentén felülről lefelé növekszik a kémiai kötés hossza, mivel az atomok sugara ebben az irányban nő (5.1. táblázat). A kötési multiplicitás növekedésével a kötés hossza csökken.
5.1. táblázat.
Egyes kémiai kötések hossza
Kémiai kötés |
Link hossza, pm |
Kémiai kötés |
Link hossza, pm |
C-C |
|||
Kommunikációs energia
A kötés erősségének mértéke a kötés energiája. Kommunikációs energia egy kötés megszakításához és a kötést alkotó atomok egymástól végtelen nagy távolságra történő eltávolításához szükséges energia határozza meg. A kovalens kötés nagyon erős. Energiája több tíztől több száz kJ/molig terjed. Egy IСl 3 molekula esetében például az Ebond ≈40, az N 2 és CO molekuláknál pedig az Ebond ≈1000 kJ/mol.
Az elemek periodikus rendszerének alcsoportjai mentén felülről lefelé a kémiai kötés energiája csökken, mivel a kötés hossza ebben az irányban nő (5.1. táblázat). A kötési multiplicitás növekedésével az energiája növekszik (5.2. táblázat).
5.2. táblázat.
Egyes kémiai kötések energiái
Kémiai kötés |
Kommunikációs energia, |
Kémiai kötés |
Kommunikációs energia, |
C-C |
|||
Kovalens kötések telítettsége és irányultsága
A kovalens kötés legfontosabb tulajdonságai a telítettsége és az irányítottsága. A telíthetőség úgy definiálható, mint az atomok azon képessége, hogy korlátozott számú kovalens kötést hozzanak létre. Így egy szénatom csak négy kovalens kötést, az oxigénatom pedig kettőt alkothat. Az atom által alkotható közönséges kovalens kötések maximális száma (a donor-akceptor mechanizmus által létrehozott kötések kivételével) megegyezik a párosítatlan elektronok számával.
A kovalens kötések térbeli orientációval rendelkeznek, mivel az egyes kötések kialakulása során a pályák átfedése az atommagokat összekötő vonal mentén történik. Egy molekula elektronpályáinak térbeli elrendezése határozza meg annak geometriáját. A kémiai kötések közötti szögeket kötésszögeknek nevezzük.
A kovalens kötés telítettsége és irányultsága megkülönbözteti ezt a kötést az ionos kötéstől, amely a kovalens kötéstől eltérően telítetlen és nem irányított.
A H 2 O és NH 3 molekulák térszerkezete
Tekintsük a kovalens kötés irányát a H 2 O és az NH 3 molekulák példáján.
A H 2 O molekula egy oxigénatomból és két hidrogénatomból áll. Az oxigénatomnak két párosítatlan p elektronja van, amelyek két egymásra merőleges pályát foglalnak el. A hidrogénatomok párosítatlan 1s elektronokkal rendelkeznek. A p-elektronok által alkotott kötések közötti szögnek közel kell lennie a p-elektronok pályái közötti szöghez. Kísérletileg azonban azt találták, hogy egy vízmolekulában az O-H kötések közötti szög 104,50. A szög növekedése a 90 o-os szöghez képest a hidrogénatomok között ható taszító erőkkel magyarázható, ábra. 5.11. Így a H 2 O molekulának szögletes alakja van.
Az NH 3 molekula kialakításában a nitrogénatom három párosítatlan p-elektronja vesz részt, amelyek pályái három, egymásra merőleges irányban helyezkednek el. Ezért a három N–H kötést egymáshoz közel 90°-os szögben kell elhelyezni (5.11. ábra). Az NH 3 molekulában a kötések közötti szög kísérleti értéke 107,3°. A kötések közötti szögek és az elméleti értékek közötti különbség – akárcsak a vízmolekulánál – a hidrogénatomok kölcsönös taszításából adódik. Ezenkívül a bemutatott sémák nem veszik figyelembe annak lehetőségét, hogy a 2s pályákon két elektron részt vegyen a kémiai kötések kialakításában.
Rizs. 5.11. Elektronikus pályák átfedése a kémiai kötések kialakulása során a H 2 O (a) és NH 3 (b) molekulákban
Tekintsük a BeC1 2 molekula kialakulását. A gerjesztett állapotban lévő berillium atomnak két párosítatlan elektronja van: 2s és 2p. Feltételezhető, hogy a berillium atomnak két kötést kell alkotnia: egy kötést az s-elektron és egy kötést a p-elektron. Ezeknek a kötéseknek különböző energiájúak és különböző hosszúságúaknak kell lenniük. A BeCl 2 molekulának ebben az esetben nem lineárisnak, hanem szögletesnek kell lennie. A tapasztalat azonban azt mutatja, hogy a BeCl 2 molekula lineáris szerkezetű, és mindkét kémiai kötés egyenértékű benne. Hasonló helyzet figyelhető meg, ha figyelembe vesszük a BCl 3 és CCl 4 molekulák szerkezetét - ezekben a molekulákban minden kötés egyenértékű. A BC1 3 molekula lapos szerkezetű, a CC1 4 tetraéderes szerkezetű.
Az olyan molekulák szerkezetének magyarázatához, mint a BeCl 2, BCl 3 és CCl 4, Pauling és Slater(USA) vezette be az atompályák hibridizációjának fogalmát. Javasolták, hogy több olyan atompályát, amelyek energiájukban nem nagyon különböznek egymástól, azonos számú ekvivalens pályával, úgynevezett hibridekkel helyettesítsenek. Ezek a hibrid pályák atomi pályákból állnak, lineáris kombinációjuk eredményeként.
L. Pauling szerint, ha kémiai kötéseket egy olyan atom hoz létre, amelynek egy rétegében különböző típusú elektronok vannak, és ezért energiájuk nem nagyon különbözik (például s és p), akkor megváltoztatható a pályák konfigurációja. különböző típusúak, amelyekben alakjuk és energiájuk igazodik. Ennek eredményeként hibrid pályák jönnek létre, amelyek aszimmetrikus alakúak, és a mag egyik oldalán erősen megnyúltak. Fontos hangsúlyozni, hogy a hibridizációs modellt akkor alkalmazzák, amikor különböző típusú elektronok, például s és p, vesznek részt a kötések kialakításában.
5.1.8.2. Az atompálya hibridizáció különböző típusai
sp hibridizáció
Az egyik hibridizálása s- és egy R- pályák ( sp- hibridizáció) például a berillium-klorid képződése során valósul meg. Mint fentebb látható, gerjesztett állapotban egy Be atomnak két párosítatlan elektronja van, amelyek közül az egyik a 2s pályát, a másik pedig a 2p pályát foglalja el. Kémiai kötés létrejöttekor ez a két különböző pálya két azonos hibrid pályává alakul, amelyek 180°-os szöget zárnak be egymással (5.12. ábra). Két hibrid pálya lineáris elrendezése megfelel minimális taszításuknak egymástól. Ennek eredményeként a BeCl 2 molekula lineáris szerkezetű - mindhárom atom ugyanazon a vonalon található.
Rizs. 5.12. Az elektronpályák átfedésének diagramja a BeCl 2 molekula kialakulása során
Az acetilén molekula szerkezete; szigma és pi kötések
Tekintsünk egy diagramot az elektronikus pályák átfedésére az acetilénmolekula kialakulása során. Az acetilén molekulában minden szénatom sp-hibrid állapotban van. Két sp-hibrid pálya 1800 -os szöget zár be egymással; a szénatomok között egy σ kötést, a hidrogénatomokkal pedig két σ kötést alkotnak (5.13. ábra).
Rizs. 5.13. Az s-kötések képződésének sémája acetilénmolekulában
A σ kötés olyan kötés, amely az atommagokat összekötő vonal mentén átfedő elektronpályák eredményeképpen jön létre.
Az acetilénmolekulában minden szénatom két további p-elektront tartalmaz, amelyek nem vesznek részt a σ kötések kialakításában. Ezen elektronok elektronfelhői egymásra merőleges síkban helyezkednek el, és egymást átfedve további két π kötést képeznek a szénatomok között a nem hibrid oldalirányú átfedése miatt. R–felhők (5.14. ábra).
A π kötés egy kovalens kémiai kötés, amely az elektronsűrűség növekedése következtében jön létre az atommagokat összekötő vonal mindkét oldalán.
Rizs. 5.14. Az acetilén molekulában a σ - és π - kötések képződésének vázlata.
Így az acetilén molekulában a szénatomok között hármas kötés jön létre, amely egy σ - kötésből és két π - kötésből áll; σ A -kötések erősebbek, mint a π-kötések.
sp2 hibridizáció
A BCl 3 molekula szerkezete azzal magyarázható sp 2- hibridizáció. A külső elektronrétegen gerjesztett állapotban lévő bóratom egy s-elektront és két p-elektront tartalmaz, azaz. három párosítatlan elektron. Ez a három elektronfelhő három egyenértékű hibrid pályává alakítható. Három hibrid orbitál egymástól való minimális taszítása megfelel annak, hogy azonos síkban, egymáshoz képest 120 o-os szögben helyezkednek el (5.15. ábra). Így a BCl 3 molekula lapos alakú.
Rizs. 5.15. A BCl 3 molekula lapos szerkezete
sp 3 - hibridizáció
A szénatom vegyértékpályái (s, р x, р y, р z) négy ekvivalens hibrid pályává alakíthatók, amelyek a térben egymással 109,5 o-os szöget zárnak be, és a tetraéder csúcsaira irányulnak. , amelynek középpontjában a szénatom magja található (5.16. ábra).
Rizs. 5.16. A metánmolekula tetraéderes szerkezete
5.1.8.3. Hibridizáció magányos elektronpárokkal
A hibridizációs modell segítségével megmagyarázható azoknak a molekuláknak a szerkezete, amelyek a kötőanyagokon kívül magányos elektronpárokat is tartalmaznak. A víz és az ammónia molekulákban a központi atom elektronpárjainak teljes száma (O és N) négy. Ugyanakkor egy vízmolekulában kettő, az ammónia molekulában pedig egy magányos elektronpár található. A kémiai kötések kialakulása ezekben a molekulákban azzal magyarázható, hogy feltételezzük, hogy a magányos elektronpárok hibrid pályákat is kitölthetnek. A magányos elektronpárok sokkal több helyet foglalnak el a térben, mint a kötő elektronpárok. Az egyedül álló és a kötő elektronpárok között fellépő taszítás következtében a víz- és ammónia molekulákban csökkennek a kötésszögek, amelyek 109,5 o-nál kisebbek.
Rizs. 5.17. sp 3 – hibridizáció magányos elektronpárok részvételével H 2 O (A) és NH 3 (B) molekulákban
5.1.8.4. A hibridizáció típusának megállapítása és a molekulák szerkezetének meghatározása
A hibridizáció típusának, következésképpen a molekulák szerkezetének megállapításához a következő szabályokat kell alkalmazni.
1. Az egyedül álló elektronpárokat nem tartalmazó központi atom hibridizációjának típusát a szigma kötések száma határozza meg. Ha két ilyen kötés van, akkor sp-hibridizáció következik be, három - sp 2 -hibridizáció, négy - sp 3 -hibridizáció. Magányos elektronpárok (a donor-akceptor mechanizmus által kialakított kötések hiányában) hiányoznak a berillium, bór, szén, szilícium atomok által alkotott molekulákban, azaz. a fő alcsoportok II - IV csoportjainak elemeiben.
2. Ha a központi atom magányos elektronpárokat tartalmaz, akkor a hibridpályák számát és a hibridizáció típusát a szigma kötések számának és a magányos elektronpárok számának összege határozza meg. A magányos elektronpárokat érintő hibridizáció a nitrogén-, foszfor-, oxigén-, kénatomok által alkotott molekulákban megy végbe, i.e. az V. és VI. csoport fő alcsoportjainak elemei.
3. A molekulák geometriai alakját a központi atom hibridizációjának típusa határozza meg (5.3. táblázat).
5.3. táblázat.
A kötésszögek, a molekulák geometriai alakja a hibridpályák számától és a központi atom hibridizációjának típusától függően
5.2. Ionos kötés
Az ionkötés az ellentétes töltésű ionok elektrosztatikus vonzása révén jön létre. Ezek az ionok az elektronok egyik atomról a másikra való átvitelének eredményeként jönnek létre. Ionos kötés jön létre olyan atomok között, amelyek elektronegativitásában nagy különbségek vannak (általában nagyobb, mint 1,7 a Pauling-skálán), például az alkálifém- és a halogénatomok között.
Tekintsük az ionos kötés létrejöttét a NaCl képződésének példáján. A Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 és Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 atomok elektronképleteiből jól látható, hogy a külső szint teljesítéséhez a nátriumatom könnyebben ad fel egy elektront. mint hozzáadni hetet, és a klóratomnak könnyebb egyet hozzáadni, mint hetet adni. A kémiai reakciókban a nátriumatom egy elektront ad fel, a klóratom pedig felveszi azt. Ennek eredményeként a nátrium- és klóratomok elektronhéjai nemesgázok stabil elektronhéjává alakulnak (a nátriumkation elektronkonfigurációja Na + 1s 2 2s 2 2p 6, a klóranion elektronkonfigurációja pedig Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Az ionok elektrosztatikus kölcsönhatása NaCl molekula kialakulásához vezet.
Az ionos kötések alapvető jellemzői és az ionos vegyületek tulajdonságai
1. Az ionos kötés erős kémiai kötés. Ennek a kötésnek az energiája 300-700 kJ/mol nagyságrendű.
2. A kovalens kötéstől eltérően az ionos kötés az nem irányított, hiszen egy ion az ellenkező előjelű ionokat bármilyen irányban magához vonzza.
3. A kovalens kötéstől eltérően az ionos kötés az telítetlen, mivel az ellentétes előjelű ionok kölcsönhatása nem vezet erőtereik teljes kölcsönös kompenzálásához.
4. Az ionos kötéssel rendelkező molekulák kialakulása során nem megy végbe az elektronok teljes átadása, ezért száz százalékos ionkötések nem léteznek a természetben. A NaCl molekulában a kémiai kötés csak 80%-ban ionos.
5. Az ionos kötésekkel rendelkező vegyületek magas olvadáspontú és forráspontú kristályos szilárd anyagok.
6. A legtöbb ionos vegyület vízben oldódik. Az ionos vegyületek oldatai és olvadékai elektromos áramot vezetnek.
5.3. Fém csatlakozás
A külső energiaszinten lévő fématomok kis számú vegyértékelektront tartalmaznak. Mivel a fématomok ionizációs energiája alacsony, a vegyértékelektronok gyengén megmaradnak ezekben az atomokban. Ennek eredményeként a fémek kristályrácsában pozitív töltésű ionok és szabad elektronok jelennek meg. Ebben az esetben a fémkationok kristályrácsuk csomópontjaiban helyezkednek el, és az elektronok szabadon mozognak a pozitív centrumok terén, amelyek az úgynevezett „elektrongázt” alkotják. Egy negatív töltésű elektron jelenléte két kation között azt okozza, hogy mindegyik kation kölcsönhatásba lép ezzel az elektronnal. A fémes kötés tehát a fémkristályokban lévő pozitív ionok közötti kötés, amely a kristályban szabadon mozgó elektronok vonzása révén jön létre.
Mivel a fémben lévő vegyértékelektronok egyenletesen oszlanak el a kristályban, a fémes kötés, akárcsak az ionos kötés, nem irányított kötés. A kovalens kötéstől eltérően a fémes kötés telítetlen kötés. Kovalens kötésből fém csatlakozás Tartósságban is különbözik. A fémes kötés energiája körülbelül három-négyszer kisebb, mint a kovalens kötés energiája.
Az elektrongáz nagy mobilitása miatt a fémeket nagy elektromos és hővezető képesség jellemzi.
5.4. Hidrogén kötés
A HF, H 2 O, NH 3 vegyületek molekuláiban erősen elektronegatív elemmel (H–F, H–O, H–N) vannak hidrogénkötések. A molekulák között ilyen vegyületek képződhetnek intermolekuláris hidrogénkötések. Egyes szerves molekulákban, amelyek H–O, H–N kötéseket tartalmaznak, intramolekuláris hidrogénkötések.
A hidrogénkötés kialakulásának mechanizmusa részben elektrosztatikus, részben donor-akceptor jellegű. Ebben az esetben az elektronpár donor egy erősen elektronegatív elem (F, O, N) atomja, az akceptor pedig az ezekhez az atomokhoz kapcsolódó hidrogénatomok. A kovalens kötésekhez hasonlóan a hidrogénkötésekre is jellemző fókusz térben és telíthetőség.
A hidrogénkötéseket általában pontokkal jelöljük: H ··· F. Minél erősebb a hidrogénkötés, annál nagyobb a partneratom elektronegativitása és annál kisebb a mérete. Elsősorban a fluorvegyületekre, valamint az oxigénre, kisebb részben a nitrogénre, még kisebb mértékben a klórra és a kénre jellemző. A hidrogénkötés energiája is ennek megfelelően változik (5.4. táblázat).
5.4. táblázat.
A hidrogénkötések energiáinak átlagértékei
Intermolekuláris és intramolekuláris hidrogénkötés
A hidrogénkötéseknek köszönhetően a molekulák dimerekké és összetettebb asszociációkká egyesülnek. Például a hangyasav-dimer képződését a következő diagrammal ábrázolhatjuk (5.18. ábra).
Rizs. 5.18. Intermolekuláris hidrogénkötések kialakulása hangyasavban
A (H 2 O) n asszociált vegyületek hosszú láncai megjelenhetnek a vízben (5.19. ábra).
Rizs. 5.19. A folyékony vízben molekulák közötti hidrogénkötések következtében asszociált láncok képződnek
Minden H2O-molekula négy hidrogénkötést tud kialakítani, de egy HF-molekula csak kettőt.
A hidrogénkötések létrejöhetnek különböző molekulák között (intermolekuláris hidrogénkötés), és egy molekulán belül (intramolekuláris hidrogénkötés). ábrán mutatunk be példákat egyes szerves anyagok intramolekuláris kötéseinek kialakítására. 5.20.
Rizs. 5.20. Intramolekuláris hidrogénkötések kialakulása különböző szerves vegyületek molekuláiban
A hidrogénkötés hatása az anyagok tulajdonságaira
Az intermolekuláris hidrogénkötések létezésének legkényelmesebb mutatója az anyag forráspontja. A víz magasabb forráspontja (100 o C az oxigén alcsoport elemeinek (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) hidrogénvegyületeihez képest) a hidrogénkötések jelenlétével magyarázható: többletenergiát kell fordítani az intermolekuláris elpusztításra. hidrogénkötések a vízben.
A hidrogénkötés jelentősen befolyásolhatja az anyagok szerkezetét és tulajdonságait. Az intermolekuláris hidrogénkötések megléte növeli az anyagok olvadáspontját és forráspontját. Az intramolekuláris hidrogénkötés jelenléte azt eredményezi, hogy a dezoxiribonukleinsav (DNS) molekula kettős hélixsé hajtódik fel vízben.
A hidrogénkötés az oldódási folyamatokban is fontos szerepet játszik, mivel az oldhatóság attól is függ, hogy a vegyület mennyire képes hidrogénkötést létrehozni az oldószerrel. Ennek eredményeként az OH-csoportokat tartalmazó anyagok, mint például a cukor, a glükóz, az alkoholok és a karbonsavak, általában jól oldódnak vízben.
5.5. A kristályrácsok fajtái
A szilárd anyagok általában kristályos szerkezetűek. A kristályokat alkotó részecskék (atomok, ionok vagy molekulák) a tér szigorúan meghatározott pontjain helyezkednek el, kristályrácsot alkotva. A kristályrács olyan elemi cellákból áll, amelyek megtartják az adott rácsra jellemző szerkezeti jellemzőket. Azokat a pontokat, ahol a részecskék találhatók, ún kristályrács csomópontok. A rácshelyeken elhelyezkedő részecskék típusától és a köztük lévő kapcsolat jellegétől függően 4 típusú kristályrácsot különböztetünk meg.
5.5.1. Atom kristályrács
Az atomi kristályrácsok csomópontjaiban kovalens kötéssel kapcsolódnak egymáshoz atomok. Az atomrácsos anyagok közé tartozik a gyémánt, a szilícium, a karbidok, a szilicidek stb. Az atomkristály szerkezetében lehetetlen elkülöníteni az egyes molekulákat, az egész kristályt egyetlen óriási molekulának tekintik. A gyémánt szerkezetét az ábra mutatja. 5.21. A gyémánt szénatomokból áll, amelyek mindegyike négy szomszédos atomhoz kapcsolódik. Mivel a kovalens kötések erősek, minden atomrácsos anyag tűzálló, kemény és kevéssé illékony. Vízben gyengén oldódnak.
Rizs. 5.21. Gyémánt kristályrács
5.5.2. Molekuláris kristályrács
A molekuláris kristályrácsok csomópontjain olyan molekulák találhatók, amelyek gyenge intermolekuláris erőkkel kapcsolódnak egymáshoz. Ezért a molekularácsos anyagok alacsony keménységűek, olvadóak, jelentős illékonysággal jellemezhetők, vízben gyengén oldódnak, és oldataik általában nem vezetnek elektromos áramot. Nagyon sok molekuláris kristályrácsos anyag ismert. Ezek szilárd hidrogén, klór, szén-monoxid (IV) és egyéb anyagok, amelyek normál hőmérsékleten gáz halmazállapotúak. A legtöbb kristályos szerves vegyületnek van molekularácsa.
5.5.3. Ionos kristályrács
A csomópontjukon ionokat tartalmazó kristályrácsokat nevezzük ión. Ionos kötésekkel rendelkező anyagok, például alkálifém-halogenidek alkotják őket. Az ionos kristályokban az egyes molekulák nem különböztethetők meg, az egész kristály egyetlen makromolekulának tekinthető. Az ionok közötti kötések erősek, ezért az ionrácsos anyagok illékonysága alacsony, olvadáspontjuk és forráspontjuk magas. A nátrium-klorid kristályrácsát az ábra mutatja. 5.22.
Rizs. 5.22. Nátrium-klorid kristályrács
Ezen az ábrán a világos golyók Na + ionok, a sötét golyók Cl – ionok. ábra bal oldalán. Az 5.22. ábra a NaCl egységcelláját mutatja.
5.5.4. Fém kristályrács
A szilárd állapotban lévő fémek fémes kristályrácsokat alkotnak. Az ilyen rácsok helyei pozitív fémionokat tartalmaznak, és a vegyértékelektronok szabadon mozognak közöttük. Az elektronok elektrosztatikusan vonzzák a kationokat, ezáltal stabilitást biztosítanak a fémrácsnak. Ez a rácsszerkezet határozza meg a fémek nagy hővezető képességét, elektromos vezetőképességét és plaszticitását - a mechanikai deformáció során nem törik fel a kötések és nem roncsolódik a kristály, mivel az azt alkotó ionok elektrongáz felhőben lebegnek. ábrán. Az 5.23. ábra a nátriumkristályrácsot mutatja.
Rizs. 5.23. Nátrium kristályrács
MEGHATÁROZÁS
Ammónia- hidrogén-nitrid.
Képlet – NH3. Moláris tömeg - 17 g/mol.
Az ammónia fizikai tulajdonságai
Az ammónia (NH 3) színtelen, szúrós szagú (az „ammónia szagú”) gáz, a levegőnél könnyebb, vízben jól oldódik (egy térfogat víz akár 700 térfogat ammóniát is felold). A tömény ammóniaoldat 25 tömeg% ammóniát tartalmaz, sűrűsége 0,91 g/cm 3 .
Az ammónia molekulában az atomok közötti kötések kovalensek. Az AB 3 molekula általános képe. A nitrogénatom minden vegyértékpályája hibridizációba lép, ezért az ammónia molekula hibridizációjának típusa sp 3. Az ammónia geometriai szerkezete AB 3 E típusú - trigonális piramis (1. ábra).
Rizs. 1. Az ammónia molekula szerkezete.
Az ammónia kémiai tulajdonságai
Kémiailag az ammónia meglehetősen aktív: sok anyaggal reagál. A „-3” ammóniában a nitrogén oxidációs foka minimális, így az ammónia csak redukáló tulajdonságokat mutat.
Ha az ammóniát halogénekkel, nehézfém-oxidokkal és oxigénnel hevítjük, nitrogén képződik:
2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr
2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O
4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H2O
Katalizátor jelenlétében az ammónia nitrogén-oxiddá (II) oxidálható:
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (katalizátor - platina)
A VI. és VII. csoportba tartozó nemfémek hidrogénvegyületeivel ellentétben az ammónia nem mutat savas tulajdonságokat. A molekulájában lévő hidrogénatomokat azonban továbbra is fématomokkal lehet helyettesíteni. Amikor a hidrogént teljesen felváltja egy fém, nitrideknek nevezett vegyületek képződnek, amelyek a nitrogén és a fém közvetlen kölcsönhatása révén is előállíthatók magas hőmérsékleten.
Az ammónia fő tulajdonságai a nitrogénatomon található magányos elektronpárnak köszönhetők. Az ammónia vizes oldata lúgos:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH —
Amikor az ammónia savakkal kölcsönhatásba lép, ammóniumsók képződnek, amelyek hevítés közben bomlanak:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
NH 4 Cl = NH 3 + HCl (hevítéskor)
Ammónia termelés
Vannak ipari és laboratóriumi módszerek az ammónia előállítására. A laboratóriumban az ammóniát lúgok hatására melegítik ammóniumsók oldataira:
NH 4 Cl + KOH = NH 3 + KCl + H 2 O
NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O
Ez a reakció az ammóniumionok esetében kvalitatív.
Ammónia alkalmazása
Az ammóniagyártás világszerte az egyik legfontosabb technológiai folyamat. Évente körülbelül 100 millió tonna ammóniát állítanak elő a világon. Az ammónia folyékony formában vagy 25% -os vizes oldat - ammóniavíz - formájában szabadul fel. Az ammónia fő felhasználási területei a salétromsav (utólagos nitrogéntartalmú ásványi műtrágyák előállítása), ammóniumsók, karbamid, hexamin, szintetikus szálak (nylon és nylon) előállítása. Az ammóniát ipari hűtőegységekben hűtőközegként, valamint fehérítőszerként használják pamut, gyapjú és selyem tisztításánál és festésében.
Példák problémamegoldásra
1. PÉLDA
| Gyakorlat | Mekkora az ammónia tömege és térfogata, amely 5 tonna ammónium-nitrát előállításához szükséges? |
| Megoldás | Írjuk fel az ammónium-nitrát ammóniából és salétromsavból történő előállításának reakcióegyenletét: NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 A reakcióegyenlet szerint az ammónium-nitrát anyag mennyisége 1 mol - v(NH 4 NO 3) = 1 mol. Ezután a reakcióegyenletből kiszámított ammónium-nitrát tömege: m(NH4NO3) = v(NH4NO3) × M(NH4NO3); m(NH 4 NO 3) = 1×80 = 80 t A reakcióegyenlet szerint az ammóniaanyag mennyisége is egyenlő 1 mol - v(NH 3) = 1 mol. Ezután az ammónia tömegét a következő egyenlettel számítjuk ki: m(NH3)=v(NH3)×M(NH3); m(NH 3) = 1 × 17 = 17 t Készítsünk arányt és keressük meg az ammónia tömegét (praktikus): 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(NH3) = 1,06 t Vegyünk hasonló arányt az ammónia térfogatának meghatározásához: 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 |
| Válasz | Ammónia tömege - 1,06 t, ammónia térfogata - 1,4×10 m |
Először is nézzük meg az NH 3 ammónia molekula szerkezetét. Mint már tudod, a külső energiaszinten a nitrogénatomok öt elektront tartalmaznak, amelyek közül három elektron párosítatlan. Ők vesznek részt három kovalens kötés kialakításában három hidrogénatommal az NH 3 ammónia molekula kialakulása során.
Három közös elektronpár tolódik el az elektronegatívabb nitrogénatom felé, és mivel az ammónia molekula háromszöggúla alakú (128. ábra), az elektronpárok elmozdulása következtében megjelenik egy dipólus, vagyis egy molekula, amelynek két molekulája van. pólusok.
Rizs. 128.
Az ammónia molekula szerkezete
Az ammónia molekulák (folyékony ammóniában) kölcsönhatásba lépnek egymással:
A kémiai intermolekuláris kötésnek ezt a különleges típusát, amint azt már tudja, hidrogénkötésnek nevezik.
Az ammónia színtelen, szúrós szagú gáz, majdnem kétszer olyan könnyű, mint a levegő. Az ammóniát nem szabad hosszú ideig belélegezni, mert mérgező. Ez a gáz normál nyomáson és -33,4 °C hőmérsékleten könnyen cseppfolyósodik. Amikor a folyékony ammónia elpárolog a környezetből, sok hő nyelődik el, ezért ammóniát használnak a hűtőberendezésekben.
Az ammónia jól oldódik vízben: 20 °C-on körülbelül 710 térfogatrész ammónia oldódik 1 térfogat vízben (129. ábra). A tömény (25 tömegszázalékos) vizes ammóniaoldatot vizes ammóniának vagy ammóniás víznek, a gyógyászatban használt 10%-os ammóniaoldatot ammóniának nevezik. Az ammónia vizes oldatában gyenge vegyület képződik - NH 3 H 2 O ammónia-hidrát.
Rizs. 129.
"Ammónia szökőkút" (ammonia feloldása vízben)
Ha néhány csepp fenolftaleint adunk egy ammóniaoldathoz, az oldat bíbor színűvé válik, ami lúgos környezetet jelez. Az ammónia vizes oldatainak lúgos reakcióját az OH - hidroxidionok jelenléte magyarázza:
Ha fenolftaleinnel színezett ammóniaoldatot hevítünk, a szín eltűnik (miért?).
Laboratóriumi kísérlet 30. sz
Az ammónia tulajdonságainak tanulmányozása
Az ammónia savakkal reagálva ammóniumsókat képez. Ez a kölcsönhatás a következő kísérletben figyelhető meg: egy ammóniaoldattal megnedvesített üvegrudat vagy üveget vigyünk egy másik, sósavval megnedvesített rúdra vagy üvegre - sűrű fehér füst jelenik meg (130. ábra):
Rizs. 130.
"Füst tűz nélkül"
Tehát higgyétek el e mondás után, hogy nincs füst tűz nélkül.
Mind az ammónia vizes oldata, mind az ammóniumsók speciális iont tartalmaznak - NH + 4 ammóniumkationt, amely fémkation szerepét tölti be. Az ammóniumion egy szabad (magányos) elektronpárral rendelkező nitrogénatom és egy hidrogénkation közötti kovalens kötés eredményeképpen jön létre, amely sav- vagy vízmolekulákból ammóniává alakul át:
Amikor ammóniumion képződik, a szabad elektronpár donorja az ammóniában lévő nitrogénatom, az akceptor pedig egy sav vagy víz hidrogénkationja.
Maga az ammónia egy másik kémiai tulajdonságát is megjósolhatja, ha odafigyel a benne lévő nitrogénatomok oxidációs állapotára, mégpedig -3-ra. Természetesen az ammónia a legerősebb redukálószer, vagyis nitrogénatomjai csak elektronokat tudnak leadni, de befogadni nem. Így az ammónia szabad nitrogénné oxidálható (katalizátor részvétele nélkül):
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O,
vagy nitrogén-oxidra (II) (katalizátor jelenlétében):
Az iparban az ammóniát nitrogénből és hidrogénből szintézissel állítják elő (131. ábra).
Rizs. 131.
Ipari létesítmény (a) és az ammónia ipari előállításának rendszere (b)
A laboratóriumban az ammóniát oltott mész Ca(OH) 2 ammóniumsók, leggyakrabban ammónium-klorid hatására állítják elő:
A gázt egy fejjel lefelé fordított edényben gyűjtik össze, és vagy szagról, vagy a nedves vörös lakmuszpapír kékségéről, vagy a sósavval megnedvesített pálcika behelyezésekor fehér füst megjelenéséről ismerik fel.
Az ammóniát és sóit széles körben használják az iparban és a technikában, a mezőgazdaságban és a mindennapi életben. Főbb alkalmazási területeiket a 132. ábra mutatja.
Rizs. 132.
Ammónia és ammóniumsók alkalmazása:
1.2 - hűtőegységekben; 3 - ásványi műtrágyák gyártása; 4 - salétromsav előállítása; 5 - forrasztáshoz; 6 - robbanóanyag gyártás; 7 - az orvostudományban és a mindennapi életben (ammónia)
Új szavak és fogalmak
- Az ammónia molekula szerkezete.
- Hidrogén kötés.
- Az ammónia tulajdonságai: kölcsönhatás vízzel, savakkal és oxigénnel.
- Donor-akceptor mechanizmus az ammóniumion képződésére.
- Az ammónia befogadása, gyűjtése és felismerése.
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.
A szilárd molekuláris anyagok kristályai olyan molekulákból állnak, amelyeket a molekulák intermolekuláris kölcsönhatásának erői gyengén kötnek össze. 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 kemény anyag; "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. A rádiók, televíziók, számítógépek, modern telefonok, elektronikus órák, napelemek és sok más háztartási és ipari eszköz nagy tisztaságú szilícium egykristályából készült tranzisztorokat, mikroáramköröket és fotocellákat tartalmaznak a legfontosabb szerkezeti elemekként. 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 üvegáru és tudományos műszerek készítésére használják, mert nem repedik meg a hirtelen hőmérséklet-változások hatására. Kémiai tulajdonságait tekintve a szilícium-dioxid savas oxid, de lúgokkal csak összeolvasztva 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. Általánosságban 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 jóval kisebb), így a kémiai elemek rendszerében megközelítőleg az ionizációs energiával megegyezően változik, vagyis a céziumtól átlósan nő (0,86) 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 vízben gyengén oldódik, vizes oldatát hidroszulfidsavnak 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 tekintsük a szén-monoxid (szén-monoxid) CO-molekula elektronszerkezetét:
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. Az alkálifémek kristályaiban, a VB és VIB csoport elemeiben testközpontú atomtömege van. 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.
A fémek jellemző fizikai tulajdonságai:
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. Olvadáspont 420 o C. Levegőben és vízben vékony, sűrű cink-oxid filmréteg borítja, amely megakadályozza a további oxidációt. A gyártás során lemezek, csövek, vezetékek horganyzására, a vas korrózió elleni védelmére használják. 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.
Kérem, segítsen megoldani a kémiát. Adja meg a kötés típusát az NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... molekulákban, és megkapta a legjobb választ
Olga Lyabina válasza[guru]
1) NH3 kötés típusú cov. poláris. A kötés kialakításában három párosítatlan nitrogénelektron és egy hidrogén vesz részt. Nincsenek pi kötések. sp3 hibridizáció. A molekula alakja piramis alakú (egy orbitális nem vesz részt a hibridizációban, a tetraéder piramissá alakul)
A CaCl2 típusú kötés ionos. A kötés kialakulásában két kalcium elektron vesz részt az s pályán, amelyek két klóratomot fogadnak be, ezzel befejezve a harmadik szintjüket. nincs pi kötés, hibridizációs típusú sp. a térben 180 fokos szögben helyezkednek el
Az Al2O3 kötéstípus ionos. Az alumínium s és p pályájáról három elektron vesz részt a kötés kialakításában, amelyet az oxigén elfogad, ezzel befejezve a második szintjét. O=Al-O-Al=O. Az oxigén és az alumínium között pi-kötések vannak. sp hibridizációs típus legvalószínűbb.
A BaS típusú kötés ionos. a bárium két elektronját elfogadja a kén. Ba=S egy pi kötés. hibridizáció sp. Lapos molekula.
2) AgNO3
az ezüst a katódon redukálódik
K Ag+ + e = Ag
a víz az anódnál oxidálódik
A 2H2O-4e = O2 + 4H+
Faraday törvénye szerint (bármilyen...) a katódon felszabaduló anyag tömege (térfogata) arányos az oldaton áthaladó elektromosság mennyiségével
m(Ag)=Me/zF*I*t=32,23 g
V(O2) = Ve/F *I*t = 1,67 l
Válasz tőle 2 válasz[guru]
Helló! Íme néhány téma a válaszokkal a kérdésére: Kérem, segítsen megoldani a kémiát. Adja meg a kötés típusát az NH3, CaCl2, Al2O3, BaS...
