Yhteisten elektroniparien lukumäärä sitoutuneiden atomien välillä luonnehtii sidoksen moninkertaisuutta.
Yleisten elektroniparien lukumäärän mukaan kemialliset sidokset jaetaan yksinkertaisiin (yksittäisiin) ja moninkertaisiin - kaksois- ja kolminkertaisiin.
Yleisten elektroniparien lukumäärän mukaan kemialliset sidokset jaetaan yksinkertaisiin (tavallisiin) ja moninkertaisiin - kaksois- ja kolminkertaisiin. Jos kahden saman tai erilaisen atomin välillä kemiallinen luonne on vain yksi kovalenttinen sidos, niin sitä kutsutaan yksinkertaiseksi tai tavalliseksi sidokseksi. Sigma-sidos muodostuu kahden s - elektronin, kahden / z-elektronin sekä kahden sekalaisen s - ja p-elektronin vuorovaikutuksen seurauksena. Kuvassa Kuva 14 esittää o-sidoksia joissakin elementaarisissa ja monimutkaisissa aineissa.
Alkuaineen valenssi yhdisteissä, joissa on kovalenttinen sidos, määräytyy yhteisten elektroniparien lukumäärän mukaan, jonka alkuaineen atomi muodostaa muiden alkuaineiden atomien kanssa.
Alkuaineen valenssi yhdisteissä, joissa on kovalenttinen sidos, määräytyy yhteisten elektroniparien lukumäärän mukaan.
Yhdisteissä, joissa on kovalenttinen sidos, alkuaineen valenssi määräytyy yhteisten elektroniparien lukumäärän mukaan. Atomilla, johon elektronipari on siirtynyt, on negatiivinen valenssi ja vastakkaisella atomilla on positiivinen valenssi.
Kovalenttisen sidoksen omaavan molekyylin alkuaineen hapetusaste on yhtä suuri kuin yhteisten elektroniparien lukumäärä. Joten ammoniakkimolekyylissä typpiatomi muodostaa kolme yhteistä elektroniparia vetyatomien kanssa, joten typen valenssi on kolme.
Moniatomisilla hiukkasilla, kuten SO2, CO2, SO, SO ja C8Nv, joissa on edullista pitää p-sidoksia monikeskisinä ja delokaloituneina, yksittäisten atomien yhteisten elektroniparien lukumäärän laskeminen menettää merkityksensä ja valenssien lukumäärä ei kerro mitään atomien kovalenttisuudesta.
Yksittäisiä (tai parittomia) elektroneja atomien elektronikuorissa, joiden pariutumisen vuoksi molekyyleissä syntyy kemiallinen sidos, kutsutaan valenssiksi. Atomien vuorovaikutuksen aikana muodostuneiden yhteisten elektroniparien lukumäärä kemiallisia alkuaineita, määrittää niiden valenssin.
Valenssisidosmenetelmän mukaan, jossa kaikki kovalenttiset sidokset katsotaan kaksikeskisiksi, atomin kovalenttisuus on tietyn atomin muodostamien yhteisten elektroniparien lukumäärä.
Orgaanisissa yhdisteissä CH4, C2H4, C2H2 hiiliatomi on neliarvoinen. Monikeskushiukkasille, esimerkiksi S02, C02, S047SO, C6H6, joissa n-sidoksia kannattaa pitää monikeskisinä ja delokalisoituneina, yksittäisten atomien yhteisten elektroniparien lukumäärän laskeminen menettää merkityksensä, eikä valenssien määrä kerro. mitään atomien kovalenttisuudesta.
Yllä olevista kaavioista voidaan nähdä, että jokainen elektronipari vastaa yhtä valenssiyksikköä. Kemiallista sidosta, jonka muodostaa yhteisten elektronien pari, kutsutaan kovalenttiseksi tai atomisidokseksi. Alkuaineen valenssi yhdisteissä, joissa on kovalenttinen (atomi) sidos, määräytyy yhteisten elektroniparien lukumäärän mukaan.
Alkuaineen valenssia pidetään tällä hetkellä sen atomin kovalenttisten sidosten lukumääränä tietyssä yhdisteessä, nykyaikaiset synonyymit tälle termille ovat kovalenttisuus, yhteys. Kovalenttisessa kemiallisessa sidoksessa ilmenee kunkin alkuaineen ja sen jokaisen valenssitilan korkea kemiallinen spesifisyys: sidosenergian spesifisyys, polariteettiaste ja stereometriset ominaisuudet - sidoskulmat, niiden pituudet. Ionisidos on vähemmän spesifinen; se itse asiassa muodostuu sidokseksi vain kondensoituneissa faaseissa, pääasiassa kiinteissä aineissa, joissa ionisten aineiden kiderakenteet ovat melko tasaisia ja määräytyvät ionien varausten ja koon mukaan. Siksi on mahdotonta määrittää a priori valenssia atomin perustilassa olevien parittomien elektronien lukumäärästä, kuten joskus tehdään; valenssi määräytyy tietyn atomin ja siihen liittyvien atomien välisten yhteisten elektroniparien lukumäärän mukaan. Tässä tapauksessa jokainen a -, i - ja 6-sidos otetaan huomioon yhtäläisesti.
Sivut:
Rikki (lat. Rikki) on ei-metallinen alkuaine. Kemiallinen merkki S, sarjanumero jaksollisessa taulukossa - 16. Rikin valenssi määritettiin jo ennen atomin rakenteen tutkimista. Sen arvo määritettiin sen ominaisuuden perusteella, joka korvaa, houkuttelee tai kiinnittää tiettyjä muita atomeja tai ryhmiä. Myöhemmin tutkijat selvittivät negatiivisesti varautuneiden hiukkasten (elektronien) roolin tapahtumassa
Rikin valenssi: mitkä atomien ominaisuudet vaikuttavat sen arvoon?
Maapallolla esiintyvyyden mukaan kemiallinen alkuaine on 16. sijalla. Esiintyy kirkkaankeltaisina kiteinä tai jauheena kivissä lähellä aktiivista ja sammuneet tulivuoret. Tunnetuimpia luonnonyhdisteitä ovat sulfidit ja sulfaatit.
Elementin ja aineen ominaisuudet:
- Vahva ei-metallinen.
- Elektronegatiivisuuden (EO) tai kyvyn houkutella elektroneja itseensä kannalta rikki on toiseksi vain fluorin, hapen, typen, kloorin ja bromin jälkeen.
- Vuorovaikuttaa metallien ja ei-metallien, yksinkertaisten ja monimutkaisten aineiden kanssa.
Ominaisuuksien erot riippuvat atomin rakenteesta ja tilasta, EO:n arvojen erosta. Selvitetään, mitä valenssirikillä voi olla yhdisteissä. Niiden kemiallinen käyttäytyminen riippuu energiakuorten rakenteesta, ulkoisten elektronien lukumäärästä ja järjestelystä atomissa.
Miksi valenssi vaihtelee?
Pysyviä ovat luonnolliset rikin isotoopit, joiden massaluvut ovat 32 (yleisin), 33, 34 ja 36. Jokaisen nuklidin atomi sisältää 16 positiivisesti varautunutta protonia. Avaruudessa lähellä ydintä 16 elektronia liikkuu suurella nopeudella. Ne ovat äärettömän pieniä, negatiivisesti varautuneita. Vähemmän vetää ytimeen (enemmän vapaata) 6 ulkopartikkelia. Useat tai kaikki niistä osallistuvat erityyppisten kemiallisten sidosten muodostukseen. Nykyaikaisten käsitteiden mukaan rikin valenssi määräytyy luotujen yhteisten (sidos)elektroniparien lukumäärän perusteella. Yleensä piirustuksissa ja kaavioissa tähän prosessiin osallistuvat ulkoiset hiukkaset on kuvattu pisteinä kemiallisen merkin ympärillä.
Miten valenssi riippuu atomin rakenteesta?
Energiakaavion avulla voit näyttää tasojen ja alatasojen (s, p, d) rakenteen, josta rikin valenssikaava riippuu. Kaksi eri suunnattua nuolta symboloivat parillisia, yksi - parittomia elektroneja. Rikkiatomin ulkoavaruuden muodostavat 6 hiukkasen kiertoradat, ja 8 on välttämätön stabiiliudelle oktettisäännön mukaan. Valenssikuoren konfiguraatio näkyy kaavalla 3s23p4. Epätäydellisen kerroksen elektroneilla on suuri energiavarasto, mikä aiheuttaa koko atomin epävakaan tilan. Stabiilin saavuttamiseksi rikkiatomi vaatii kaksi negatiivista lisähiukkasta. Ne voidaan saada muodostamalla muiden alkuaineiden kanssa tai absorboimalla kaksi vapaata elektronia. Tässä tapauksessa rikillä on valenssi II (-). Sama arvo voidaan saada kaavalla: 8 - 6 = 2, jossa 6 on sen ryhmän numero, jossa elementti sijaitsee.
Mistä löytyy yhdisteitä, joissa rikin valenssi on II (-)?
Alkuaine vetää puoleensa tai poistaa kokonaan elektroneja atomeista, joiden elektronegatiivisuusarvo Polling-asteikolla on pienempi. Valenssi II (-) esiintyy metallien ja ei-metallien sulfideissa. Laaja ryhmä samankaltaisia yhdisteitä löytyy niiden koostumuksesta, jolla on valtava käytännön arvoa. Näitä ovat rikkikiisu (FeS), sfaleriitti (ZnS), galenia (PbS) ja muut aineet. Rautasulfidikiteillä on kaunis kellertävänruskea väri ja kiilto. Mineraalipyriittiä kutsutaan usein "tyhmän kullaksi". Metallien saamiseksi malmeista ne paahdetaan tai pelkistetään. Vetysulfidilla H2S on sama elektroninen rakenne kuin vedellä. H2S:n alkuperä:
- vapautuu proteiinien hajoamisen aikana (esimerkiksi kananmuna);
- purkautuu vulkaanisten kaasujen kanssa;
- kertyy luonnollisiin vesiin, öljyyn;
- vapautuu maankuoren tyhjiin.
Miksi neliarvoisen rikkioksidin kaava on SO2?
Dioksidin kaava osoittaa, että yksi rikkiatomi molekyylissä on sitoutunut kahteen happiatomiin, joista kukin tarvitsee 2 elektronia oktettiin. Tuloksena oleva sidos on luonteeltaan kovalenttinen polaarinen (hapen EO on suurempi). Tämän yhdisteen rikin valenssi on IV (+), koska rikkiatomin 4 elektronia on siirtynyt kahta happiatomia kohti. Kaava voidaan kirjoittaa seuraavasti: S2O4, mutta sääntöjen mukaan sitä on vähennettävä 2:lla. Dioksidi muodostaa veteen liuenneena heikon rikkihapon ioneja. Sen suolat - sulfiitit - ovat vahvoja pelkistäviä aineita. SO2-kaasu toimii välituotteena
Missä aineissa rikki osoittaa korkeimman valenssinsa?
Oksidi SO3 tai S2O6 on väritön neste, joka kovettuu alle 17 °C:n lämpötiloissa. SO3-yhdisteessä hapen valenssi on II (-) ja rikin valenssi on VI (+). liukenee veteen ja muodostaa vahvan kaksiemäksisen aineen rikkihappo. Suuresta roolista tuotantoprosesseissa ainetta kutsuttiin "kemianteollisuuden leipäksi". Tärkeä rooli taloudessa ja lääketieteessä kuuluu happamille suoloille - sulfaateille. Käytetään kalsiumhydraattia (kipsi), magnesiumia (epsom-suolaa tai karvasuolaa).
1, 2, 3, 4, 6 ulkoista elektronia voivat osallistua erityyppisten kemiallisten sidosten muodostumiseen. Nimetään mahdolliset rikin valenssit, koska on olemassa harvinaisia ja epästabiileja yhdisteitä: I (-), II (-), II (+), III (+), IV (+), VI (+). Alkuaine saa toisen positiivisen valenssin SO-monoksidissa. Yleisimmät arvot II (-), IV (+), VI (+) esitetään rikillä osana teollisuuden, maatalouden ja lääketieteellisen merkityksen aineryhmää. Sen yhdisteitä käytetään ilotulitteiden valmistuksessa.
Suuri ongelma on edelleen jätekaasujen talteenotto, mukaan lukien ihmisille haitalliset ja ympäristöön IV (+), VI (+) ja rikkivety. Näiden kaasumaisten jätteiden käsittelyyn ja rikkihapon ja sulfaattien saamiseksi niistä on luotu tekniikoita. Tätä tarkoitusta varten kemian yrityksiä rakennetaan metallurgisten tehtaiden viereen tai samalle alueelle. Tuloksena saasteiden määrä vähenee ja "rikkihapposateita" esiintyy vähemmän.
Kemiallinen sidos.
kemiallisen sidoksen määrittäminen;
kemiallisten sidosten tyypit;
menetelmä valenssisidoksia;
kovalenttisen sidoksen pääominaisuudet;
mekanismit kovalenttisen sidoksen muodostamiseksi;
monimutkaiset yhdisteet;
molekyyliratamenetelmä;
molekyylien välisiä vuorovaikutuksia.
KEMIALLISEN SIDOKSEN MÄÄRITTÄMINEN
kemiallinen sidos kutsutaan atomien väliseksi vuorovaikutukseksi, joka johtaa molekyylien tai ionien muodostumiseen ja atomien vahvaan pitämiseen lähellä toisiaan.
Kemiallisella sidoksella on elektroninen luonne, eli se tapahtuu valenssielektronien vuorovaikutuksen vuoksi. Riippuen valenssielektronien jakautumisesta molekyylissä, erotetaan seuraavat sidostyypit: ioninen, kovalenttinen, metallinen jne. Ionisidosta voidaan pitää luonteeltaan jyrkästi eroavien atomien välisen kovalenttisen sidoksen rajatapauksena.
KEMIALLISET SIDOSTYYPIT
Ionisidos.
Nykyaikaisen ionisidoksen teorian pääsäännökset.
Ionisidos muodostuu ominaisuuksiltaan jyrkästi toisistaan poikkeavien alkuaineiden vuorovaikutuksessa eli metallien ja ei-metallien välillä.
Kemiallisen sidoksen muodostumista selittää atomien pyrkimys saada aikaan vakaa kahdeksan elektronin ulkokuori (s 2 p 6).
Ca: 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 6 4 s 2
Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2
s 6
Cl: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 5
Cl–: 1 s 2 2 s 2 p 6 3s 2
s 6
Muodostuneet vastakkaisesti varautuneet ionit pysyvät lähellä toisiaan sähköstaattisen vetovoiman vuoksi.
Ionisidos ei ole suunnattu.
Ei ole olemassa puhdasta ionisidosta. Koska ionisaatioenergia on suurempi kuin elektronien affiniteettienergia, elektronien täydellistä siirtymää ei tapahdu edes sellaisessa atomiparissa, jonka elektronegatiivisuusero on suuri. Siksi voimme puhua sidoksen ionisuuden osuudesta. Suurin sidosionisuus esiintyy s-alkuaineiden fluorideissa ja klorideissa. Siten RbCl-, KCl-, NaCl- ja NaF-kiteissä se on vastaavasti 99, 98, 90 ja 97 %.
kovalenttisidos.
Nykyaikaisen kovalenttisten sidosten teorian pääsäännökset.
Kovalenttinen sidos muodostuu ominaisuuksiltaan samanlaisten alkuaineiden eli ei-metallien välille.
Jokainen elementti tarjoaa 1 elektronin sidosten muodostumista varten, ja elektronien spinien on oltava antirinnakkaiset.
Jos kovalenttinen sidos muodostuu saman alkuaineen atomeista, tämä sidos ei ole polaarinen, eli yhteinen elektronipari ei ole siirtynyt mihinkään atomeista. Jos kovalenttinen sidos muodostuu kahdesta eri atomista, niin yhteinen elektronipari siirtyy elektronegatiivisimpaan atomiin, tämä polaarinen kovalenttinen sidos.
Kun muodostuu kovalenttinen sidos, vuorovaikutuksessa olevien atomien elektronipilvet menevät päällekkäin, minkä seurauksena atomien väliseen tilaan ilmestyy lisääntyneen elektronitiheyden vyöhyke, joka houkuttelee vuorovaikutuksessa olevien atomien positiivisesti varautuneita ytimiä ja pitää ne lähellä toisiaan. Tämän seurauksena järjestelmän energia pienenee (kuva 14). Kuitenkin erittäin vahvalla atomien lähestymisellä ytimien hylkiminen lisääntyy. Siksi ytimien välillä on optimaalinen etäisyys ( sidoksen pituus,l jossa järjestelmällä on pienin energia. Tässä tilassa vapautuu energiaa, jota kutsutaan sitovaksi energiaksi - E St.
Riisi. Kuva 14. Kahden vetyatomin järjestelmien energian riippuvuus ytimien välisestä etäisyydestä (E on järjestelmän energia, Eb on sidosenergia, r on etäisyys ytimien välissä, l on sidoksen pituus).
Kovalenttisen sidoksen kuvaamiseen käytetään kahta menetelmää: valenssisidosmenetelmää (BC) ja molekyyliorbitaalimenetelmää (MMO).
VALENTSISIDOSTOMENETELMÄ.
VS-menetelmä perustuu seuraaviin säännöksiin:
1. Kovalenttinen kemiallinen sidos muodostuu kahdesta elektronista, joilla on vastakkaiset spinit, ja tämä elektronipari kuuluu kahteen atomiin. Tällaisten kahden elektronin kaksikeskuksen sidosten yhdistelmiä, jotka heijastavat molekyylin elektronista rakennetta, kutsutaan arvokkaita järjestelmiä.
2. Mitä vahvempi kovalenttinen sidos on, sitä enemmän vuorovaikutuksessa olevat elektronipilvet menevät päällekkäin.
Valenssikaavioiden visuaaliseen esittämiseen käytetään yleensä seuraavaa menetelmää: ulomman elektronikerroksen elektronit on merkitty atomin kemiallisen symbolin ympärillä olevilla pisteillä. Kahden atomin yhteiset elektronit on esitetty niiden kemiallisten symbolien väliin sijoitetuilla pisteillä; kaksois- tai kolmoissidos on merkitty kahdella tai kolmella yhteisen pisteen parilla:
N:1s2 2s 2
s 3
;
C: 1s2 2s 2 s 4
Yllä olevista kaavioista voidaan nähdä, että jokainen elektronipari, joka sitoo kaksi atomia, vastaa yhtä viivaa, joka kuvaa kovalenttista sidosta rakennekaavoissa:
Tietyn alkuaineen atomin muiden atomien kanssa sitovien yhteisten elektroniparien lukumäärää eli toisin sanoen atomin muodostamien kovalenttisten sidosten lukumäärää kutsutaan ns. kovalenttisuus VS-menetelmän mukaan. Joten vedyn kovalentti on 1, typen - 3.
Sen mukaan, miten sähköiset pilvet menevät päällekkäin, yhteyksiä on kahdenlaisia: - yhteys ja - yhteys.
- yhteys syntyy, kun kaksi elektronipilveä limittyvät atomiytimiä yhdistävää akselia pitkin.
Riisi. 15. Koulutussuunnitelma - yhteydet.
- sidos muodostuu, kun elektronipilvet menevät päällekkäin vuorovaikutuksessa olevien atomien ytimiä yhdistävän linjan molemmilla puolilla.
Riisi. 16. Koulutussuunnitelma - yhteydet.
KOVALENTTISIDOKSEN PÄÄOMINAISUUDET.
1. Liiman pituus, ℓ. Tämä on vuorovaikutuksessa olevien atomien ytimien välinen vähimmäisetäisyys, joka vastaa järjestelmän vakaiinta tilaa.
2. Sidosenergia, E min - tämä on energiamäärä, joka on käytettävä kemiallisen sidoksen katkaisemiseen ja atomien poistamiseen vuorovaikutuksesta.
3. sidoksen dipolimomentti, 
,=qℓ. Dipolimomentti toimii molekyylin polariteetin kvantitatiivisena mittana. Ei-polaaristen molekyylien dipolimomentti on 0, ei-polaaristen molekyylien se ei ole 0. Moniatomisen molekyylin dipolimomentti on yhtä suuri kuin yksittäisten sidosten dipolien vektorisumma:
4. Kovalenttiselle sidokselle on tunnusomaista orientaatio. Kovalenttisen sidoksen suuntauksen määrää vuorovaikutuksessa olevien atomien elektronipilvien maksimaalinen päällekkäisyys avaruudessa, mikä johtaa vahvimpien sidosten muodostumiseen.
Koska nämä -sidokset ovat tiukasti avaruudessa orientoituneita, molekyylin koostumuksesta riippuen ne voivat olla tietyssä kulmassa toisiinsa nähden - tällaista kulmaa kutsutaan valenssikulmaksi.
Diatomisilla molekyyleillä on lineaarinen rakenne. Polyatomisilla molekyyleillä on monimutkaisempi konfiguraatio. Tarkastellaan eri molekyylien geometriaa käyttämällä esimerkkiä hydridien muodostumisesta.
1. Ryhmä VI, pääalaryhmä (paitsi happi), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.
S1 s 2 2 s 2 r 6 3 s 2 r 4
Vedyn osalta elektroni, jossa on s-AO, osallistuu sidoksen muodostumiseen, rikillä 3p y ja 3p z. H2S-molekyylillä on tasomainen rakenne, jossa sidosten välinen kulma on 90 0 . .
Kuva 17. H2E-molekyylin rakenne
2. V-ryhmän alkuaineiden hydridit, pääalaryhmä: PH 3, AsH 3, SbH 3.
R 1 s 2 2 s 2 R 6 3 s 2 R 3 .
Sidosten muodostumiseen osallistuvat: vedyssä s-AO, fosforissa - p y, p x ja p z AO.
PH 3 -molekyylillä on trigonaalisen pyramidin muoto (jalustassa on kolmio).
Kuva 18. EN 3 -molekyylin rakenne
5. Kyllästyvyys kovalenttinen sidos on kovalenttisten sidosten lukumäärä, jonka atomi voi muodostaa. Se on rajoitettu, koska Alkuaineella on rajoitettu määrä valenssielektroneja. Kovalenttisten sidosten enimmäismäärää, jonka tietty atomi voi muodostaa perus- tai virittyneessä tilassa, kutsutaan sen kovalenttisuus.
Esimerkki: vety on yksiarvoinen, happi on kaksiarvoinen, typpi on kolmiarvoinen jne.
Jotkut atomit voivat lisätä kovalenttisuuttaan viritetyssä tilassa elektronien parien erottumisen vuoksi.
Esimerkki. Ole 0 1s 2 2s 2
Viritetyssä tilassa olevalla berylliumatomilla on yksi valenssielektroni 2p-AO:ssa ja yksi elektroni 2s-AO:ssa, eli kovalentti Be 0 = 0 ja kovalentti Be * = 2. Vuorovaikutuksen aikana orbitaalien hybridisaatio tapahtuu.
Hybridisaatio- tämä on eri AO:n energian kohdistus sekoittumisen seurauksena ennen kemiallista vuorovaikutusta. Hybridisaatio on ehdollinen tekniikka, jonka avulla voidaan ennustaa molekyylin rakenne käyttämällä AO:iden yhdistelmää. Ne AO:t, joiden energiat ovat lähellä, voivat osallistua hybridisaatioon.
Jokainen hybridisaatiotyyppi vastaa molekyylien tiettyä geometristä muotoa.
Pääalaryhmän II ryhmän alkuaineiden hydridien tapauksessa kaksi identtistä sp-hybridiorbitaalia osallistuu sidoksen muodostumiseen. Tämän tyyppistä sidosta kutsutaan sp-hybridisaatioksi.
Kuva 19. VeH2.sp-hybridisaatiomolekyyli.
sp-hybridiorbitaalit ovat muodoltaan epäsymmetrisiä, AO:n pitkänomaiset osat, joiden sidoskulma on 180 o, on suunnattu vetyä kohti. Siksi BeH2-molekyylillä on lineaarinen rakenne (kuvio).
Tarkastellaan pääalaryhmän ryhmän III alkuaineiden hydridimolekyylien rakennetta käyttämällä esimerkkiä BH 3 -molekyylin muodostumisesta.
B 0 1s 2 2s 2 s 1
Kovalenssi B 0 = 1, kovalentti B * = 3.
Sidosten muodostumiseen osallistuu kolme sp-hybridiorbitaalia, jotka muodostuvat elektronitiheyden s-AO ja kahden p-AO uudelleenjakautumisen seurauksena. Tämän tyyppistä yhteyttä kutsutaan sp 2 -hybridisaatioksi. Sidoskulma sp 2 -hybridisaatiossa on 120 0, joten BH3-molekyylillä on litteä kolmiorakenne.
Kuva 20. BH3-molekyyli. sp 2 - Hybridisaatio.
Tarkastellaan CH 4 -molekyylin muodostumisen esimerkkiä käyttäen pääalaryhmän ryhmän IV alkuaineiden hydridimolekyylien rakennetta.
C 0 1 s 2 2s 2 s 2
Kovalenssi C 0 = 2, Kovalenssi C * = 4.
Hiilessä neljä sp-hybridiorbitaalia osallistuu kemiallisen sidoksen muodostumiseen, joka muodostuu elektronitiheyksien uudelleenjakautumisen seurauksena s-AO:n ja kolmen p-AO:n välillä. CH 4 -molekyylin muoto on tetraedri, sidoskulma on 109 o 28`.
Riisi. 21. Molekyyli CH4.sp3-hybridisaatio.
Poikkeuksia yleissääntö ovat H20- ja NH3-molekyylejä.
Vesimolekyylissä sidosten väliset kulmat ovat 104,5 o. Toisin kuin tämän ryhmän muiden alkuaineiden hydrideillä, vedellä on erityisiä ominaisuuksia, se on polaarista, diamagneettista. Kaikki tämä selittyy sillä, että vesimolekyylissä sidostyyppi on sp 3 . Eli neljä sp-hybridiorbitaalia osallistuu kemiallisen sidoksen muodostumiseen. Kaksi orbitaalia sisältää kumpikin yhden elektronin, nämä orbitaalit ovat vuorovaikutuksessa vedyn kanssa, kaksi muuta orbitaalia sisältävät parin elektroneja. Näiden kahden kiertoradan läsnäolo selittää veden ainutlaatuiset ominaisuudet.
Ammoniakkimolekyylissä sidosten väliset kulmat ovat noin 107,3 o, eli ammoniakkimolekyylin muoto on tetraedri, sidostyyppi on sp 3 . Neljä hybridi sp 3 -orbitaalia osallistuu sidoksen muodostumiseen typpimolekyylissä. Kolme orbitaalia sisältää kukin yhden elektronin, nämä orbitaalit liittyvät vetyyn, neljäs AO sisältää jakamattoman elektroniparin, joka määrittää ammoniakkimolekyylin ainutlaatuisuuden.
KOVALENTTISIDOSTEN MUODOSTUSMEKANISMIT.
MVS mahdollistaa kolmen kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismin erottamisen: vaihto, luovuttaja-akseptori ja datiivi.
vaihtomekanismi. Se sisältää ne tapaukset, joissa muodostuu kemiallinen sidos, kun kumpikin kahdesta sitoutuneesta atomista allokoi yhden elektronin sosialisaatioon, ikään kuin vaihtaessaan niitä. Kahden atomin ytimien sitomiseksi elektronien on oltava ytimien välisessä tilassa. Tätä molekyylin aluetta kutsutaan sitoutumisalueeksi (alue, jossa elektronipari todennäköisimmin pysyy molekyylissä). Jotta parittomien elektronien vaihto atomeissa tapahtuisi, atomikiertoratojen päällekkäisyys on välttämätöntä (kuva 10.11). Tämä on vaihtomekanismin toiminta kovalenttisen kemiallisen sidoksen muodostamiseksi. Atomiradat voivat mennä päällekkäin vain, jos niillä on samat symmetriaominaisuudet ytimien välisen akselin suhteen (kuvat 10, 11, 22).
Riisi. 22. AO-päällekkäisyys, joka ei johda kemiallisen sidoksen muodostumiseen.
Luovuttaja-akseptori ja datiivimekanismit.
Luovuttaja-akseptorimekanismi liittyy yksittäisen elektroniparin siirtoon yhdestä atomista toisen atomin vapaalle atomikiertoradalle. Esimerkiksi ionin muodostuminen -:
Tyhjä p-AO booriatomissa BF 3 -molekyylissä hyväksyy elektroniparin fluoridi-ionista (luovuttaja). Tuloksena olevassa anionissa neljä B-F-kovalenttista sidosta vastaavat pituutta ja energiaa. Alkuperäisessä molekyylissä kaikki kolme B-F-sidosta muodostuivat vaihtomekanismilla.
Atomit, joiden ulkokuori koostuu vain s- tai p-elektroneista, voivat olla joko luovuttajia tai vastaanottajia yksittäiselle elektroniparille. Atomit, joilla on valenssielektroneja myös d-AO:ssa, voivat toimia samanaikaisesti sekä luovuttajina että vastaanottajina. Näiden kahden mekanismin erottamiseksi otettiin käyttöön sidoksen muodostumisen datiivimekanismin käsitteet.
Yksinkertaisin esimerkki datiivimekanismista on kahden klooriatomin vuorovaikutus.
Kaksi klooriatomia kloorimolekyylissä muodostavat kovalenttisen vaihtosidoksen yhdistämällä parittomat 3p-elektroninsa. Lisäksi Cl-1-atomi siirtää yksinäisen elektroniparin 3p 5 - AO Cl-2-atomiin tyhjään 3d-AO:han ja Cl-2-atomi siirtää saman elektroniparin vapaalle 3d-AO:lle. Cl-1-atomi kukin atomi suorittaa samanaikaisesti akseptorin ja luovuttajan tehtäviä. Tämä on datiivimekanismi. Datiivimekanismin toiminta lisää sidoksen vahvuutta, joten kloorimolekyyli on vahvempi kuin fluorimolekyyli.
Monimutkaiset liitännät.
Luovuttaja-akseptorimekanismin periaatteen mukaan valtava monimutkainen luokka kemialliset yhdisteet- monimutkaiset yhdisteet.
Kompleksiyhdisteet ovat yhdisteitä, joiden koostumuksessa on kompleksisia ioneja, jotka voivat esiintyä sekä kiteisessä muodossa että liuoksessa, mukaan lukien keskusioni tai atomi, joka liittyy negatiivisesti varautuneisiin ioneihin tai neutraaleihin molekyyleihin luovuttaja-akseptorimekanismin muodostamien kovalenttisten sidosten kautta.
Monimutkaisten yhdisteiden rakenne Wernerin mukaan.
Monimutkaiset yhdisteet koostuvat sisäpallosta (kompleksi-ioni) ja ulkopallosta. Yhteys sisäpallon ionien välillä tapahtuu luovuttaja-akseptorimekanismin mukaisesti. Akseptoreita kutsutaan kompleksinmuodostajiksi, ne voivat usein olla positiivisia metalli-ioneja (lukuun ottamatta IA-ryhmän metalleja), joilla on vapaita orbitaaleja. Kyky kompleksinmuodostukseen kasvaa ionin varauksen kasvaessa ja sen koon pienentyessä.
Elektroniparin luovuttajia kutsutaan ligandeiksi tai addendeiksi. Ligandit ovat neutraaleja molekyylejä tai negatiivisesti varautuneita ioneja. Ligandien lukumäärä määräytyy kompleksinmuodostajan koordinaatioluvulla, joka on yleensä yhtä suuri kuin kompleksinmuodostavan ionin kaksinkertainen valenssi. Ligandit ovat joko yksihampaisia tai monihampaisia. Ligandin hampaisto määräytyy niiden koordinaatiokohtien lukumäärän mukaan, jotka ligandi miehittää kompleksinmuodostajan koordinaatioalueella. Esimerkiksi F- - yksihampainen ligandi, S2032- - kaksihampainen ligandi. Sisäpallon varaus on yhtä suuri kuin sen muodostavien ionien varausten algebrallinen summa. Jos sisäpallolla on negatiivinen varaus, se on anioninen kompleksi; jos se on positiivinen, se on kationinen kompleksi. Kationisia komplekseja kutsutaan venäjäksi kompleksoivan ionin nimellä, anionisissa komplekseissa kompleksinmuodostajaa kutsutaan latinaksi lisättynä -liitteenä - klo. Yhteys ulko- ja sisäpallon välillä kompleksisessa yhdisteessä on ioninen.
Esimerkki: K 2 - kaliumtetrahydroksosinkaatti, anioninen kompleksi.
2- - sisäpallo
2K+ - ulkopallo
Zn 2+ - kompleksinmuodostaja
OH - ligandit
koordinointinumero - 4
ulko- ja sisäpallon välinen yhteys on ioninen:
K 2 \u003d 2K + + 2-.
Zn 2+ -ionin ja hydroksyyliryhmien välinen sidos on kovalenttinen, muodostuu luovuttaja-akseptorimekanismista: OH - - luovuttajat, Zn 2+ - akseptori.
Zn 0: … 3d 10 4s 2
Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0
Monimutkaisten yhdisteiden tyypit:
1. Ammoniakki - ammoniakkimolekyylin ligandit.
Cl2 - tetraamiinikupari(II)kloridi. Ammoniakkia saadaan vaikuttamalla ammoniakki yhdisteisiin, jotka sisältävät kompleksinmuodostajaa.
2. Hydroksoyhdisteet - OH - ligandit.
Na on natriumtetrahydroksoaluminaatti. Hydroksokomplekseja saadaan vaikuttamalla ylimäärä alkalia metallihydroksideihin, joilla on amfoteerisia ominaisuuksia.
3. Vesikompleksit - vesimolekyylin ligandit.
Cl3 on heksaakvakromi(III)kloridi. Vesikompleksit saadaan vedettömien suolojen vuorovaikutuksella veden kanssa.
4. Happokompleksit - happojen - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - ja muiden ligandianionit.
K 4 - kaliumheksasyanoferraatti (II). Saatu ligandia sisältävän suolan ylimäärän vuorovaikutuksella kompleksinmuodostajaa sisältävän suolan kanssa.
MOLEKULAARINEN ORBITAL MENETELMÄ.
MVS selittää melko hyvin monien molekyylien muodostumisen ja rakenteen, mutta tämä menetelmä ei ole universaali. Esimerkiksi valenssisidosmenetelmä ei anna tyydyttävää selitystä ionin olemassaololle 
, vaikka 1800-luvun lopulla vahvistettiin melko vahvan molekyylisen vetyionin olemassaolo 
: sidoksen katkaisuenergia on tässä 2,65 eV. Tässä tapauksessa ei kuitenkaan voida muodostaa elektroniparia, koska ionin koostumus 
vain yksi elektroni on mukana.
Molecular orbital method (MMO) mahdollistaa joukon ristiriitoja, joita ei voida selittää valenssisidosmenetelmällä.
IMO:n perusmääräykset.
Kun kaksi atomiorbitaalia ovat vuorovaikutuksessa, muodostuu kaksi molekyyliorbitaalia. Vastaavasti, kun n-atomiorbitaalit ovat vuorovaikutuksessa, muodostuu n-molekyyliorbitaaleja.
Molekyylissä olevat elektronit kuuluvat yhtäläisesti kaikkiin molekyylin ytimiin.
Muodostuneesta kahdesta molekyyliradasta toisella on pienempi energia kuin alkuperäisellä, on sitoutuva molekyylirata, toisella on korkeampi energia kuin alkuperäisellä, se on sitovaa molekyyliorbitaalia.
MMO:t käyttävät energiakaavioita ilman mittakaavaa.
Kun energian alatasoja täytetään elektroneilla, käytetään samoja sääntöjä kuin atomikiertoradalle:
minimienergian periaate, ts. alitasot, joilla on alhaisempi energia, täytetään ensin;
Paulin periaate: kullakin energian alatasolla ei voi olla enempää kuin kaksi elektronia, joilla on antirinnakkaisspin;
Hundin sääntö: energia-alatasot täytetään siten, että kokonaispyöritys on maksimi.
Viestinnän moninaisuus. Viestinnän moninaisuus IMO:ssa määritetään kaavalla:
kun K p = 0, sidosta ei muodostu.
Esimerkkejä.
1. Voiko H2-molekyyli olla olemassa?
Riisi. 23. Kaavio vetymolekyylin H 2 muodostumisesta.
Johtopäätös: H2-molekyyli on olemassa, koska sidoksen moninkertaisuus Kp\u003e 0.
2. Voiko He 2 -molekyyli olla olemassa?
Riisi. 24. Heliummolekyylin He 2 muodostumiskaavio.
Johtopäätös: He 2 -molekyyliä ei ole olemassa, koska sidoskerroin Kp = 0.
3. Voiko hiukkanen H 2 + olla olemassa?
Riisi. 25. Kaavio H2+-hiukkasen muodostumisesta.
H2+-hiukkanen voi olla olemassa, koska sidoksen monikertaisuus Kp > 0.
4. Voiko O 2 -molekyyliä olla olemassa?
Riisi. 26. Kaavio 02-molekyylin muodostumisesta.
O2-molekyyli on olemassa. Kuvasta 26 seuraa, että happimolekyylissä on kaksi paritonta elektronia. Näiden kahden elektronin ansiosta happimolekyyli on paramagneettinen.
Siten molekyyliorbitaalien menetelmä selittää molekyylien magneettiset ominaisuudet.
MOLEKULIEN VÄLINEN VUOROVAIKUTUS.
Kaikki molekyylien väliset vuorovaikutukset voidaan jakaa kahteen ryhmään: yleismaailmallinen ja erityisiä. Universaalit esiintyvät kaikissa molekyyleissä poikkeuksetta. Näitä vuorovaikutuksia kutsutaan usein yhteyttä tai van der Waalsin voimia. Vaikka nämä voimat ovat heikkoja (energia ei ylitä kahdeksaa kJ/mol), ne aiheuttavat useimpien aineiden siirtymisen kaasumaisesta tilasta nestemäiseen tilaan, kaasujen adsorptioon kiinteiden aineiden pinnoilla ja muihin ilmiöihin. Näiden voimien luonne on sähköstaattinen.
Vuorovaikutuksen tärkeimmät voimat:
1). Dipoli - dipoli (orientaatio) -vuorovaikutus olemassa polaaristen molekyylien välillä.
Orientatiivinen vuorovaikutus on sitä suurempi, mitä suuremmat ovat dipolimomentit, sitä pienempi on molekyylien välinen etäisyys ja mitä alhaisempi lämpötila. Siksi mitä suurempi tämän vuorovaikutuksen energia on, sitä korkeampi on lämpötila, johon aine on lämmitettävä, jotta se kiehuisi.
2). Induktiivinen vuorovaikutus tapahtuu, kun aineen polaariset ja ei-polaariset molekyylit ovat kosketuksissa. Dipoli indusoituu ei-polaarisessa molekyylissä polaarisen molekyylin kanssa tapahtuvan vuorovaikutuksen seurauksena.
Cl + - Cl - … Al + Cl - 3
Tämän vuorovaikutuksen energia kasvaa, kun molekyylien polarisoituvuus kasvaa, eli molekyylien kyky muodostaa dipoli sähkökentän vaikutuksesta. Induktiivisen vuorovaikutuksen energia on paljon pienempi kuin dipoli-dipoli-vuorovaikutuksen energia.
3). Dispersion vuorovaikutus- tämä on ei-polaaristen molekyylien vuorovaikutus, joka johtuu hetkellisistä dipoleista, jotka syntyvät atomien elektronitiheyden vaihteluista.
Sarjassa samantyyppisiä aineita dispersion vuorovaikutus kasvaa näiden aineiden molekyylien muodostavien atomien koon kasvaessa.
4) torjuvia voimia johtuvat molekyylien elektronipilvien vuorovaikutuksesta ja ilmaantuvat, kun niitä lähestytään edelleen.
Spesifiset molekyylien väliset vuorovaikutukset sisältävät kaiken tyyppiset luovuttaja-akseptorivuorovaikutukset, toisin sanoen ne, jotka liittyvät elektronien siirtoon molekyylistä toiseen. Tuloksena olevalla molekyylien välisellä sidoksella on kaikki kovalenttiselle sidokselle ominaiset piirteet: kylläisyys ja suuntaus.
Kemiallista sidosta, jonka muodostaa positiivisesti polarisoitunut vety, joka on osa polaarista ryhmää tai molekyyliä, ja toisen tai saman molekyylin elektronegatiivinen atomi, kutsutaan vetysidokseksi. Esimerkiksi vesimolekyylejä voidaan esittää seuraavasti:
Kiinteät viivat ovat polaarisia kovalenttisia sidoksia vesimolekyylien sisällä vety- ja happiatomien välillä; pisteet osoittavat vetysidoksia. Syy vetysidosten muodostumiseen on se, että vetyatomit ovat käytännössä vailla elektronikuoria: niiden ainoat elektronit ovat siirtyneet molekyyliensä happiatomeihin. Tämän ansiosta protonit, toisin kuin muut kationit, voivat lähestyä viereisten molekyylien happiatomien ytimiä ilman, että ne kokevat hylkimistä happiatomien elektronikuorista.
Vetysidokselle on tunnusomaista sitoutumisenergia 10-40 kJ/mol. Tämä energia kuitenkin riittää aiheuttamaan molekyylien yhdistyminen nuo. niiden yhdistyminen dimeereiksi tai polymeereiksi, jotka joissakin tapauksissa eivät ole vain aineen nestemäisessä tilassa, vaan myös säilyvät, kun ne muuttuvat höyryksi.
Esimerkiksi fluorivety kaasufaasissa esiintyy dimeerinä.
Monimutkaisissa orgaanisissa molekyyleissä on sekä molekyylien välisiä vetysidoksia että molekyylinsisäisiä vetysidoksia.
Molekyylit, joissa on molekyylinsisäisiä vetysidoksia, eivät voi päästä molekyylien välisiin vetysidoksiin. Siksi aineet, joissa on tällaisia sidoksia, eivät muodosta assosiaatioita, ovat haihtuvampia, niillä on alhaisemmat viskositeetit, sulamis- ja kiehumispisteet kuin niiden isomeerit, jotka pystyvät muodostamaan molekyylien välisiä vetysidoksia.
Vaihtoehto 1.
1. Atomin ytimen varauksessa +8 on kemiallisen alkuaineen atomeja:
B. Happi.
2. Yhteisten elektroniparien lukumäärä kloorimolekyylissä:
Kello kolmelta.
3. Kovalenttinen polaarinen sidos on aineen molekyylissä, jonka kaava on:
B. CO2.
4. Typen hapettumisaste useissa aineissa, joiden kaavat ovat N2-NO-NO2-HNO3:
A. Nousee 0:sta +5:een.
5. Rakennekaava Jaksollisen järjestelmän ryhmän VI pääalaryhmän alkuaineen E vetyyhdiste:
V. N-E-N.
6. Kemiallisen reaktion H2S + C12 = 2HC1 + S yhtälö vastaa kloorin konversiokaaviota:
A.Cl0->Cl-1
7. Aineella X muutossarjassa С02→X→Са(НСО3)2→CO2 on kaava:
B. CaCO3.
8. Kloridianionin reagenssi on kationi:
B. Ag+.
D. H2SO4 ja MgO.
10. Typpioksidi (IV) muodostuu aineiden vuorovaikutuksessa, joiden kaavat ovat:
B. HNO3(kons.) ja Ag.
2P + 3Zn = Zn3P2
Zn3P2 + 3H2O + 4O2 = 3Zn(OH)2 + P2O5
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
2H3PO4 + 6Na = 2Na3P04 + 3H2
Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓+ 3NaNO3
Zn3P2-3 + 3H2O + 4O20 = 3Zn(OH)2 + P2+5O5-2
O2 0 → 2O -2 +2 e, hapetin
P -3 → P +5 - 8 e, pelkistävä aine
Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3NaNO3
3Na+ + PO4 3-+ 3Ag+ + 3NO3- = Ag3PO4↓+ 3Na+ + 3NO3-
PO4 3-+ 3Ag+= Ag3PO4↓
14. Laske kloorivedyn massa (kg), joka saadaan saattamalla 4,48 m3 klooria reagoimaan vedyn ylimäärän kanssa.
n(Cl2) = 4480 dm3 / 22,4 dm3 / mol = 200 mol
n (HCl) = 2n (Cl2) = 400 mol
m (HCl) \u003d 400 mol * 36,5 g / mol \u003d 14600 g = 14,6 kg
15. Nimeä kemiallinen alkuaine, jonka ytimessä on isotooppi, jonka ytimessä ei ole neutroneja.
vety
Vaihtoehto 2.
OSA A. Monivalintatestit
1. Atomin ytimen +17 varauksessa on kemiallisen alkuaineen atomeja:
G. Chlorine.
2. Yhteisten elektroniparien lukumäärä vetymolekyylissä:
A. 1.
3. Aineen molekyylissä on kovalenttinen ei-polaarinen sidos, jonka kaava on:
A. N2.
4. Fosforin hapetusaste useissa aineissa, joiden kaavat ovat Ca3P2-P-P2O3-P2O5:
B. Nousee arvosta -3 arvoon +5.
5. Jaksollisen järjestelmän ryhmän V pääalaryhmän alkuaineen E vetyyhdisteen rakennekaava:
G. N-E-N.
H
6. Kemiallisen reaktion 2SO2 + O2 = 2SO3 yhtälö vastaa rikin muunnoskaaviota:
B. S+4 → S+6.
7. Aineella X muunnossarjassa N2 → NH3 → X → NO2 on kaava:
B. EI.
8. Karbonaattianionin lähtöaine on kationi:
A. H+.
9. Kemiallinen reaktio on mahdollinen aineiden välillä, joiden kaavat ovat:
B. P205 ja NaOH.
10. Rikkioksidia (IV) ei muodostu aineiden, joiden kaavat ovat:
D. CaCO3 ja H2SO4.
OSA B. Tehtävät vapaalla vastauksella
1. Mg + S = MgS
2. 2 MgS + 3O2 = 2MgO + 2SO2,
3. 2SO2 + O2 = 2SO3
4. SO3 + Na2O = Na2SO4
5. Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓+ 2NaCl
12. Tarkastellaan tehtävän 11 muunnosa 2 OVR:n näkökulmasta.
2 MgS-2 + ZO20 = 2MgO-2 + 2S + 4O2-2,
S-2 → S+4, -6e, pelkistävä aine
O20 → 2O-2 + 2 * 2e, hapetin
13. Valitse tehtävästä 11 ioninvaihtoreaktio ja kirjoita se muistiin ionimuodossa.
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓+ 2NaCl
SO42- + Ba2+ = BaSO4 ↓
14. Laske ammoniakin massa (kg), joka saadaan saattamalla 2 kmol typpeä reagoimaan vedyn ylimäärän kanssa.
N2 + 3H2 = 2NH3
n(NH3) = 2n(N2) = 4 kmol = 4000 mol
m(NH3) \u003d 4000 mol * 17 g / mol \u003d 68000 g = 68 kg.
15. Nimeä kemiallinen alkuaine, joka ei koskaan osoita positiivista hapetusastetta yhdisteissä.
Fluori
Vaihtoehto 3.
OSA A. Monivalintatestit
1. Atomin ytimen +14 varauksessa on kemiallisen alkuaineen atomeja:
V. Pii.
2. Bromimolekyylin yhteisten elektroniparien lukumäärä:
A. 1.
3. Kovalenttinen polaarinen sidos on aineessa, jonka kaava on:
B. H2S.
4. Rikin hapetusaste useissa aineissa, joiden kaavat ovat SO3-SO2-S-H2S:
D. Laskee +6:sta -2:een.
5. Jaksollisen järjestelmän ryhmän VII pääalaryhmän alkuaineen E vetyyhdisteen rakennekaava:
A. N-E.
6. Kemiallinen reaktioyhtälö 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O vastaa typen konversiokaaviota:
B. N-3 → N+2.
7. Aineella X muunnossarjassa PH3 → P2O5 → X → Ca3 (PO4) 2 on kaava:
A. H3PO4.
8. Sulfaattianionin reagenssi on kationi:
B. Ba2+.
9. Kemiallinen reaktio on mahdollinen aineiden välillä, joiden kaavat ovat:
A. CO2 ja NaOH.
10. Hiilimonoksidi (IV) muodostuu aineiden vuorovaikutuksessa, joiden kaavat ovat:
B. CaCO3 ja HC1.
OSA B. Tehtävät vapaalla vastauksella
11. Kirjoita muistiin reaktioyhtälöt, joilla voit suorittaa muunnoksia kaavion mukaisesti:
SiH4 → SiO2 → Na2SiO3 → H2SiO3 → SiO2 → Si.
1. SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O
2. SiO2 + Na2O = Na2SiO3
3. Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
4. H2SiO3 = SiO2 + H2O
5. SiO2+2C---> Si + 2CO
12. Tarkastellaan muunnosa 5 tehtävästä 11 OVR:n näkökulmasta.
Si+4O2+2C0---> Si0 + 2C+2O
Si+4 →Si0 +4е, hapetin
C0 →C+2 -2e, pelkistävä aine
13. Valitse tehtävästä 11 ioninvaihtoreaktio ja kirjoita se muistiin ionimuodossa.
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
Si032- + 2H+ = H2Si03↓
14. Laske ammoniumkloridin massa (kg), joka muodostuu 11,2 m3 vetykloridin vuorovaikutuksesta ammoniakin ylimäärän kanssa.
HCl + NH3 = NH4Cl
n(HCl) = n(NH4Cl) = 11200 dm3/ 22,4 dm3/mol = 500 mol
m(NH4Cl) \u003d 500 mol * 56,5 g / mol \u003d 28250 g = 28,250 kg.
15. Järjestä kemialliset alkuaineet fosfori, happi, rikki, kloori epämetallisten ominaisuuksien lisääntymisjärjestykseen.
Fosfori, rikki, happi, kloori
Vaihtoehto 4.
OSA A. Monivalintatestit
1. Atomin ytimen +16 varauksessa on kemiallisen alkuaineen atomeja:
V. Rikki.
2. Typpimolekyylin yhteisten elektroniparien lukumäärä:
KLO 3.
3. Kovalenttinen ei-polaarinen sidos on aineessa, jonka kaava on:
B. O2.
4. Hiilen hapetusaste useissa aineissa, joiden kaavat ovat CH4-C-CO-CO2:
B. Nousee arvosta -4 arvoon +4.
5. Jaksollisen järjestelmän ryhmän IV pääalaryhmän alkuaineen E vetyyhdisteen rakennekaava:
W. N-E-N
6. Kemiallinen reaktioyhtälö Cu + 4HNO3 = CU(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O vastaa typen konversiokaaviota:
D. N+5 → N+4.
7. Aineella X muunnossarjassa S → S02 → X → Na2SO3 on kaava:
D. H2SO3.
8. Fosfaattianionin lähtöaine on kationi:
D. Ag+.
9. Kemiallinen reaktio on mahdollinen aineiden välillä, joiden kaavat ovat:
B. CO2 ja Ca(OH)2.
10. Piihappoa muodostuu aineiden, joiden kaavat ovat:
B. Na2Si03 ja HC1.
OSA B. Tehtävät vapaalla vastauksella
11. Kirjoita muistiin reaktioyhtälöt, joilla voit suorittaa muunnoksia kaavion mukaisesti:
N2 → NH3 → NO → NO2 → HNO3 → KNO3.
1. N2 + 3H2 = 2NH3
2. 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
3. 2NO + O2 = 2NO2
4. 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
5. HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
12. Tarkastellaan tehtävän 11 muunnosa 2 OVR:n näkökulmasta.
4N-3H3 + 5O20 = 4N+2O-2 + 6H2O
N-3 ->N+2, -5e, pelkistävä aine
O20-> 2O-2,+ 2*2e, hapetin
13. Valitse tehtävästä 11 ioninvaihtoreaktio ja kirjoita se muistiin ionimuodossa.
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
H+ + OH- = H20
14. Laske rikkioksidin (IV) massa (kg) palaessa 4,48 m3 rikkivetyä happiylimäärässä.
2H2S + 302 = 2SO2 + 2H2O
n(H2S) = n(SO2) = 44800 dm3/ 22,4 dm3/mol = 2000 mol
m(SO2) = 2000 mol * 64 g/mol = 128000 g = 128 kg
15. Mikä on yleisin kemiallinen alkuaine:
A. Maankuoressa:
happi
B. Universumissa:
vety
|
Tämän aiheen tutkimisen tuloksena opit:
Tämän aiheen tutkimisen tuloksena opit:
Opintokysymykset: |
5.1. kovalenttisidos
Kemiallinen sidos muodostuu kahden tai useamman atomin lähestyessä toisiaan, jos niiden vuorovaikutuksen seurauksena järjestelmän kokonaisenergia vähenee. Atomien ulkoisten elektronikuorten vakaimmat elektronikonfiguraatiot ovat jalokaasuatomien konfiguraatioita, jotka koostuvat kahdesta tai kahdeksasta elektronista. Muiden alkuaineiden atomien ulkoelektronikuoret sisältävät yhdestä seitsemään elektronia, ts. ovat epätäydellisiä. Kun molekyyli muodostuu, atomeilla on taipumus saada vakaa kahden tai kahdeksan elektronin kuori. Atomien valenssielektronit osallistuvat kemiallisen sidoksen muodostumiseen.
Kovalenttinen sidos on kahden atomin välinen kemiallinen sidos, jonka muodostavat elektroniparit, jotka kuuluvat samanaikaisesti näihin kahteen atomiin.
Kovalenttisen sidoksen muodostumiseen on kaksi mekanismia: vaihto ja luovuttaja-akseptori.
5.1.1. Vaihtomekanismi kovalenttisen sidoksen muodostamiseksi
vaihtomekanismi Kovalenttisen sidoksen muodostuminen tapahtuu eri atomeihin kuuluvien elektronien elektronipilvien limittymisen ansiosta. Esimerkiksi kun kaksi vetyatomia lähestyy toisiaan, 1s-elektroniradat menevät päällekkäin. Tämän seurauksena syntyy yhteinen elektronipari, joka kuuluu samanaikaisesti molempiin atomeihin. Tässä tapauksessa kemiallinen sidos muodostuu elektroneista, joilla on antirinnakkaisspinit, kuva 1. 5.1.
Riisi. 5.1. Vetymolekyylin muodostuminen kahdesta H-atomista
5.1.2. Kovalenttisen sidoksen muodostumisen luovuttaja-akseptorimekanismi
Kovalenttisen sidoksen muodostamiseen tarkoitetulla luovuttaja-akseptorimekanismilla sidos muodostuu myös elektroniparien avulla. Kuitenkin tässä tapauksessa yksi atomi (luovuttaja) tarjoaa elektroniparinsa, ja toinen atomi (akseptori) osallistuu sidoksen muodostumiseen vapaalla kiertoradalla. Esimerkki luovuttaja-akseptorisidoksen toteuttamisesta on ammonium-ionin NH4+ muodostuminen ammoniakin NH3 vuorovaikutuksessa vetykationin H+ kanssa.
NH 3 -molekyylissä kolme elektroniparia muodostaa kolme N - H -sidosta, neljäs typpiatomiin kuuluva elektronipari on jakamaton. Tämä elektronipari voi muodostaa sidoksen vetyioniin, jolla on vapaa orbitaali. Tuloksena on ammoniumioni NH 4 + , kuva 1. 5.2.
Riisi. 5.2. Luovuttaja-akseptori-sidoksen esiintyminen ammoniumionin muodostumisen aikana
On huomattava, että NH 4 + -ionissa olevat neljä kovalenttista N-H sidosta ovat ekvivalentteja. Ammoniumionissa on mahdotonta eristää luovuttaja-akseptorimekanismin muodostamaa sidosta.
5.1.3. Polaarinen ja ei-polaarinen kovalenttinen sidos
Jos kovalenttinen sidos muodostuu identtisistä atomeista, niin elektronipari sijaitsee samalla etäisyydellä näiden atomien ytimien välillä. Tällaista kovalenttista sidosta kutsutaan ei-polaariseksi. Esimerkki molekyyleistä, joissa on ei-polaarinen kovalenttinen sidos, ovat H2, Cl2, O2, N2 jne.
Polaarisen kovalenttisen sidoksen tapauksessa jaettu elektronipari siirtyy kohti atomia, jolla on korkeampi elektronegatiivisuus. Tämäntyyppinen sidos toteutuu eri atomien muodostamissa molekyyleissä. Kovalenttinen polaarinen sidos tapahtuu HCl:n, HBr:n, CO:n, NO:n jne. molekyyleissä. Esimerkiksi polaarisen kovalenttisen sidoksen muodostuminen HCl-molekyylissä voidaan esittää kaaviolla, kuva 11. 5.3:
Riisi. 5.3. Kovalenttisen polaarisen sidoksen muodostuminen HC1-molekyylissä
Tarkasteltavassa molekyylissä elektronipari on siirtynyt klooriatomiin, koska sen elektronegatiivisuus (2.83) on suurempi kuin vetyatomin elektronegatiivisuus (2.1).
5.1.4. Dipolimomentti ja molekyylien rakenne
Sidospolariteetin mitta on sen dipolimomentti μ:
μ = e l,
missä e on elektronin varaus, l on positiivisten ja negatiivisten varausten keskipisteiden välinen etäisyys.
Dipolimomentti on vektorisuure. Käsitteet "sidosdipolimomentti" ja "molekyylin dipolimomentti" ovat samat vain kaksiatomisille molekyyleille. Molekyylin dipolimomentti on yhtä suuri kuin kaikkien sidosten dipolimomenttien vektorisumma. Siten moniatomisen molekyylin dipolimomentti riippuu sen rakenteesta.
Esimerkiksi lineaarisessa CO 2 -molekyylissä jokainen C-O-sidos on polaarinen. CO 2 -molekyyli on kuitenkin yleensä ei-polaarinen, koska sidosten dipolimomentit kompensoivat toisiaan (kuva 5.4). Hiilidioksidimolekyylin dipolimomentti on m = 0.
Kulma-H 2 O -molekyylissä polaariset H-O-sidokset sijaitsevat 104,5 o:n kulmassa. Vektorin summa Kahden H-O-sidoksen dipolimomentit ilmaistaan suunnikkaan diagonaalilla (kuva 5.4). Tämän seurauksena vesimolekyylin m dipolimomentti ei ole nolla.
Riisi. 5.4. CO 2- ja H 2 O -molekyylien dipolimomentit
5.1.5. Alkuaineiden valenssi yhdisteissä, joissa on kovalenttinen sidos
Atomien valenssi määräytyy parittomien elektronien lukumäärän mukaan, jotka osallistuvat yhteisten elektroniparien muodostumiseen muiden atomien elektronien kanssa. Koska uloimmassa elektronikerroksessa on yksi pariton elektroni, halogeeniatomit F2-, HCl-, PBr3- ja CCl4-molekyyleissä ovat yksiarvoisia. Happialaryhmän elementit sisältävät kaksi paritonta elektronia ulkokerroksessa, joten yhdisteissä, kuten O 2, H 2 O, H 2 S ja SCl 2, ne ovat kaksiarvoisia.
Koska tavanomaisten kovalenttisten sidosten lisäksi sidos voi muodostua molekyyleihin luovuttaja-akseptorimekanismilla, atomien valenssi riippuu myös yksinäisten elektroniparien ja vapaiden elektronien kiertoradan läsnäolosta niissä. Valenssin kvantitatiivinen mitta on niiden kemiallisten sidosten lukumäärä, joilla tietty atomi on yhteydessä muihin atomeihin.
Alkuaineiden maksimivalenssi ei yleensä voi ylittää sen ryhmän määrää, jossa ne sijaitsevat. Poikkeuksen muodostavat ensimmäisen ryhmän Cu, Ag, Au sivualaryhmän elementit, joiden valenssi yhdisteissä on suurempi kuin yksi. Ulkokerrosten elektronit kuuluvat ensisijaisesti valenssien elektroneihin, mutta toissijaisten alaryhmien elementtien osalta myös toiseksi viimeisten (etuisten) kerrosten elektronit osallistuvat kemiallisen sidoksen muodostumiseen.
5.1.6. Alkuaineiden valenssi normaali- ja viritystilassa
Useimpien kemiallisten alkuaineiden valenssi riippuu siitä, ovatko nämä alkuaineet normaalissa vai virittyneessä tilassa. Li-atomin elektroninen konfiguraatio: 1s 2 2s 1. Ulkotason litiumatomilla on yksi pariton elektroni, ts. litium on yksiarvoinen. Kolmiarvoisen litiumin saamiseksi tarvitaan erittäin suuri energiankulutus, joka liittyy 1s-elektronin siirtymiseen 2p-kiertoradalle. Tämä energiankulutus on niin suuri, että sitä ei kompensoi kemiallisten sidosten muodostumisen aikana vapautuva energia. Tässä suhteessa ei ole olemassa kolmenarvoisen litiumin yhdisteitä.
Berylliumin ns 2 -alaryhmän elementtien ulomman elektronikerroksen konfiguraatio. Tämä tarkoittaa, että näiden elementtien ulkoisessa elektronikerroksessa on kaksi elektronia, joilla on vastakkaiset spinit ns-solun kiertoradalla. Berylliumalaryhmän elementit eivät sisällä parittomia elektroneja, joten niiden valenssi on normaali kunto on yhtä kuin nolla. Herätetyssä tilassa berylliumalaryhmän elementtien elektroninen konfiguraatio on ns 1 nр 1, ts. alkuaineet muodostavat yhdisteitä, joissa ne ovat kaksiarvoisia.
Booriatomin valenssimahdollisuudet
Tarkastellaan booriatomin elektronista konfiguraatiota perustilassa: 1s 2 2s 2 2р 1 . Perustilassa oleva booriatomi sisältää yhden parittoman elektronin (kuva 5.5), ts. hän on yksimielinen. Boorille ei kuitenkaan ole ominaista sellaisten yhdisteiden muodostuminen, joissa se on yksiarvoinen. Kun booriatomi viritetään, tapahtuu yhden 2s-elektronin siirtymä 2p-orbitaaliksi (kuva 5.5). Viritetyssä tilassa oleva booriatomi sisältää 3 paritonta elektronia ja voi muodostaa yhdisteitä, joissa sen valenssi on kolme.
Riisi. 5.5. Booriatomin valenssitilat normaalitilassa ja viritetyssä tilassa
Energia, joka kuluu atomin siirtymiseen virittyneeseen tilaan yhdellä energiatasolla, kompensoidaan yleensä ylimääräisellä energialla, joka vapautuu lisäsidosten muodostumisen aikana.
Koska booriatomissa on yksi vapaa 2p-orbitaali, yhdisteissä oleva boori voi muodostaa neljännen kovalenttisen sidoksen, joka toimii elektroniparin vastaanottajana. Kuvassa 5.6 on esitetty kuinka BF-molekyyli on vuorovaikutuksessa F-ionin - kanssa, minkä seurauksena muodostuu ioni -, jossa boori muodostaa neljä kovalenttista sidosta.
Riisi. 5.6. Luovuttaja-akseptorimekanismi neljännen kovalenttisen sidoksen muodostamiseksi booriatomiin
Typpiatomin valenssimahdollisuudet
Tarkastellaan typpiatomin elektronirakennetta (kuva 5.7).
Riisi. 5.7. Elektronien jakautuminen typpiatomin kiertoradalla
Esitetystä kaaviosta voidaan nähdä, että typessä on kolme paritonta elektronia, se voi muodostaa kolme kemiallista sidosta ja sen valenssi on kolme. Typpiatomin siirtyminen virittyneeseen tilaan on mahdotonta, koska toinen energiataso ei sisällä d-orbitaaleja. Samaan aikaan typpiatomi voi tarjota ulkoisten elektronien 2s 2 jakamattoman elektroniparin atomille, jolla on vapaa orbitaali (akseptori). Tämän seurauksena syntyy typpiatomin neljäs kemiallinen sidos, kuten esimerkiksi ammoniumionissa (kuva 5.2). Siten typpiatomin maksimikovalentti (muodostuneiden kovalenttisten sidosten lukumäärä) on neljä. Yhdisteissään typpi, toisin kuin muut viidennen ryhmän alkuaineet, ei voi olla viisiarvoinen.
Fosfori-, rikki- ja halogeeniatomien valenssimahdollisuudet
Toisin kuin typpi-, happi- ja fluoriatomeilla, kolmannen jakson fosfori-, rikki- ja klooriatomeilla on vapaita 3d-soluja, joihin elektronit voivat siirtyä. Kun fosforiatomi viritetään (kuva 5.8), sen ulkoisessa elektronikerroksessa on 5 paritonta elektronia. Tämän seurauksena yhdisteissä fosforiatomi voi olla paitsi kolmiarvoinen myös viisiarvoinen.
Riisi. 5.8. Valenssielektronien jakautuminen kiertoradalla fosforiatomille viritetyssä tilassa
Kiihtyneessä tilassa rikillä on kahden valenssin lisäksi myös neljän ja kuuden valenssi. Tässä tapauksessa 3p- ja 3s-elektronien hajoaminen tapahtuu peräkkäin (kuva 5.9).
Riisi. 5.9. Rikkiatomin valenssimahdollisuudet viritetyssä tilassa
Herätetyssä tilassa ryhmän V pääalaryhmän kaikilla elementeillä fluoria lukuun ottamatta ensimmäisten p- ja sitten s-elektroniparien peräkkäinen hajoaminen on mahdollista. Tämän seurauksena näistä alkuaineista tulee kolmi-, viisi- ja heptavalenttisia (kuva 5.10).
Riisi. 5.10. Kloori-, bromi- ja jodiatomien valenssimahdollisuudet virittyneessä tilassa
5.1.7. Kovalenttisen sidoksen pituus, energia ja suunta
Kovalenttinen sidos muodostuu pääsääntöisesti ei-metallien atomien välille. Kovalenttisen sidoksen pääominaisuudet ovat pituus, energia ja suuntaus.
Kovalenttisen sidoksen pituus
Sidospituus on tämän sidoksen muodostavien atomien ytimien välinen etäisyys. Se määritetään kokeellisilla fysikaalisilla menetelmillä. Sidospituus voidaan arvioida additiivisuussäännöllä, jonka mukaan sidoksen pituus AB-molekyylissä on suunnilleen puolet A2- ja B2-molekyylien sidospituuksien summasta:
.
Alkuaineiden jaksollisen järjestelmän alaryhmissä ylhäältä alas kemiallisen sidoksen pituus kasvaa, koska atomien säteet kasvavat tähän suuntaan (taulukko 5.1). Kun sidoksen monikertaisuus kasvaa, sen pituus pienenee.
Taulukko 5.1.
Joidenkin kemiallisten sidosten pituus
kemiallinen sidos |
Viestinnän pituus, pm |
kemiallinen sidos |
Viestinnän pituus, pm |
C-C |
|||
Sidosenergia
Sidosvoiman mitta on sidoksen energia. Sidosenergia Sen määrää energia, joka tarvitaan sidoksen katkaisemiseen ja tämän sidoksen muodostavien atomien poistamiseen äärettömälle etäisyydelle toisistaan. Kovalenttinen sidos on erittäin vahva. Sen energia vaihtelee useista kymmenistä useisiin satoihin kJ/mol. Esimerkiksi IСl3-molekyylille Ebonds ≈40 ja N2- ja CO-molekyyleille Ebonds ≈1000 kJ/mol.
Alkuaineiden jaksollisen järjestelmän alaryhmissä ylhäältä alas kemiallisen sidoksen energia pienenee, koska sidoksen pituus kasvaa tähän suuntaan (taulukko 5.1). Yhteyden moninkertaisuuden kasvaessa sen energia kasvaa (taulukko 5.2).
Taulukko 5.2.
Joidenkin kemiallisten sidosten energiat
kemiallinen sidos |
sidosenergia, |
kemiallinen sidos |
sidosenergia, |
C-C |
|||
Kovalenttisen sidoksen kylläisyys ja suuntaus
Kovalenttisen sidoksen tärkeimmät ominaisuudet ovat kylläisyys ja suuntaus. Kyllästyminen voidaan määritellä atomien kyvyksi muodostaa rajoitettu määrä kovalenttisia sidoksia. Joten hiiliatomi voi muodostaa vain neljä kovalenttista sidosta ja happiatomi kaksi. Tavallisten kovalenttisten sidosten enimmäismäärä, jonka atomi voi muodostaa (lukuun ottamatta luovuttaja-akseptorimekanismin muodostamia sidoksia), on yhtä suuri kuin parittomia elektroneja.
Kovalenttisilla sidoksilla on avaruudellinen orientaatio, koska kiertoradan päällekkäisyys yksittäisen sidoksen muodostumisen aikana tapahtuu pitkin atomiytimiä yhdistävää linjaa. Molekyylin elektronien kiertoradan avaruudellinen järjestely määrää sen geometrian. Kemiallisten sidosten välisiä kulmia kutsutaan sidoskulmiksi.
Kovalenttisen sidoksen kylläisyys ja suuntaavuus erottavat tämän sidoksen ionisidoksesta, joka, toisin kuin kovalenttinen sidos, on tyydyttymätön ja suuntaamaton.
H 2 O- ja NH 3 -molekyylien spatiaalinen rakenne
Tarkastellaan kovalenttisen sidoksen orientaatiota käyttämällä esimerkkiä H 2 O- ja NH 3 -molekyylistä.
H2O-molekyyli muodostuu happiatomista ja kahdesta vetyatomista. Happiatomissa on kaksi paritonta p-elektronia, jotka vievät kaksi orbitaalia, jotka sijaitsevat suorassa kulmassa toisiinsa nähden. Vetyatomeilla on parittomia 1s-elektroneja. P-elektronien muodostamien sidosten välisen kulman tulee olla lähellä p-elektronien kiertoradan välistä kulmaa. Kokeellisesti kuitenkin havaittiin, että O-H-sidosten välinen kulma vesimolekyylissä on 104,50. Kulman kasvu verrattuna 90 asteen kulmaan voidaan selittää vetyatomien välissä vaikuttavilla hylkivillä voimilla, kuva 11. 5.11. Siten H2O-molekyylillä on kulmikas muoto.
Kolme typpiatomin paritonta p-elektronia osallistuu NH3-molekyylin muodostumiseen, jonka kiertoradat sijaitsevat kolmessa keskenään kohtisuorassa suunnassa. Siksi kolmen N–H-sidoksen on oltava kulmassa toisiinsa nähden lähellä 90° (kuva 5.11). NH3-molekyylin sidosten välisen kulman kokeellinen arvo on 107,3°. Sidosten välisten kulmien arvojen ero teoreettisista arvoista johtuu, kuten vesimolekyylin tapauksessa, vetyatomien keskinäisestä hylkimisestä. Lisäksi esitetyt kaaviot eivät ota huomioon kahden elektronin mahdollisuutta osallistua 2s-kiertoradalla kemiallisten sidosten muodostukseen.
Riisi. 5.11. Elektronisten kiertoratojen päällekkäisyys H 2 O (a)- ja NH 3 (b) -molekyyleissä olevien kemiallisten sidosten muodostumisen aikana
Harkitse BeCl2-molekyylin muodostumista. Viritetyssä tilassa olevalla berylliumatomilla on kaksi paritonta elektronia: 2s ja 2p. Voidaan olettaa, että berylliumatomin tulisi muodostaa kaksi sidosta: yksi s-elektronin muodostama sidos ja toinen p-elektronin muodostama sidos. Näiden liitäntöjen tulee olla erilaista energiaa ja eri pituuksia. Tässä tapauksessa BeCl2-molekyylin ei pitäisi olla lineaarinen, vaan kulmikas. Kokemus kuitenkin osoittaa, että BeCl2-molekyylillä on lineaarinen rakenne ja molemmat kemialliset sidokset ovat samanarvoisia. Samanlainen tilanne havaitaan tarkasteltaessa BCl3- ja CCl4-molekyylien rakennetta – kaikki näiden molekyylien sidokset ovat samanarvoisia. BC13-molekyylillä on tasomainen rakenne, CC14 on tetraedrinen.
Selittääkseen molekyylien, kuten BeCl 2:n, BCl 3:n ja CCl 4:n, rakenteen, Pauling ja Slater(USA) esitteli atomiorbitaalien hybridisaatiokäsitteen. He ehdottivat useiden atomiorbitaalien korvaamista, jotka eivät kovinkaan erilaisia energialtaan, samalla määrällä vastaavia kiertoradoja, joita kutsutaan hybrideiksi. Nämä hybridiorbitaalit koostuvat atomiorbitaaleista niiden lineaarisen yhdistelmän seurauksena.
L. Paulingin mukaan kun kemiallisia sidoksia muodostaa atomi, jossa on eri tyyppisiä elektroneja yhdessä kerroksessa ja sen vuoksi energialtaan vähän erilainen (esimerkiksi s ja p), on mahdollista muuttaa kiertoradan konfiguraatiota erityyppisiä, joissa ne on kohdistettu muodoltaan ja energialtaan . Tämän seurauksena muodostuu hybridiorbitaalit, joilla on epäsymmetrinen muoto ja jotka ovat voimakkaasti pitkänomaisia ytimen toisella puolella. On tärkeää korostaa, että hybridisaatiomallia käytetään silloin, kun erityyppiset elektronit osallistuvat sidosten muodostukseen, esimerkiksi s ja p.
5.1.8.2. eri tyyppejä atomiorbitaalien hybridisaatio
sp-hybridisaatio
Yhden hybridisaatio s- ja yksi R- kiertoradat ( sp- hybridisaatio) toteutettu esimerkiksi berylliumkloridin muodostuksessa. Kuten yllä näkyy, Be-atomilla on viritetyssä tilassa kaksi paritonta elektronia, joista toinen sijaitsee 2s-radalla ja toinen 2p-radalla. Kun kemiallinen sidos muodostuu, nämä kaksi erilaista kiertorataa muuttuvat kahdeksi identtiseksi hybridiorbitaaliksi, jotka on suunnattu 180° kulmassa toisiinsa nähden (kuva 5.12). Kahden hybridiorbitaalin lineaarinen järjestely vastaa niiden pienintä hylkimistä toisistaan. Tämän seurauksena BeCl2-molekyylillä on lineaarinen rakenne - kaikki kolme atomia sijaitsevat samalla linjalla.
Riisi. 5.12 Kaavio limittäisistä elektroniradoista BeCl2-molekyylin muodostumisen aikana
Asetyleenimolekyylin rakenne; sigma- ja pi-sidoksia
Harkitse limittyvien elektronien kiertoradan kaaviota asetyleenimolekyylin muodostumisessa. Asetyleenimolekyylissä jokainen hiiliatomi on sp-hybriditilassa. Kaksi sp-hybridiorbitaalia sijaitsevat 1800 kulmassa toisiinsa nähden; ne muodostavat yhden σ-sidoksen hiiliatomien väliin ja kaksi σ-sidosta vetyatomien kanssa (kuva 5.13).
Riisi. 5.13. Kaavio s-sidosten muodostumisesta asetyleenimolekyylissä
σ-sidos on sidos, joka muodostuu elektronien kiertoradan limittymisen seurauksena atomiytimiä yhdistävää linjaa pitkin.
Jokainen asetyleenimolekyylin hiiliatomi sisältää vielä kaksi p-elektronia, jotka eivät osallistu σ-sidosten muodostumiseen. Näiden elektronien elektronipilvet sijaitsevat keskenään kohtisuorassa tasossa ja muodostavat toistensa kanssa päällekkäin kaksi π-sidosta lisää hiiliatomien väliin ei-hybridin sivuttaispäällekkäisyyden vuoksi. R-pilvet (kuva 5.14).
π-sidos on kovalenttinen kemiallinen sidos, joka muodostuu elektronitiheyden lisääntymisen seurauksena atomiytimiä yhdistävän linjan kummallakin puolella.
Riisi. 5.14. Kaavio σ - ja π -sidosten muodostumisesta asetyleenimolekyylissä.
Siten asetyleenimolekyylissä hiiliatomien välille muodostuu kolmoissidos, joka koostuu yhdestä σ-sidoksesta ja kahdesta π-sidoksesta; σ -sidokset ovat vahvempia kuin π-sidokset.
sp2-hybridisaatio
BCl3-molekyylin rakenne voidaan selittää termeillä sp 2- hybridisaatio. Viritetyssä tilassa oleva booriatomi sisältää yhden s-elektronin ja kaksi p-elektronia ulkoelektronikerroksessa, ts. kolme paritonta elektronia. Nämä kolme elektronipilveä voidaan muuntaa kolmeksi ekvivalentiksi hybridiradalle. Kolmen hybridiorbitaalin minimaalinen hylkiminen toisistaan vastaa niiden sijaintia samassa tasossa 120 o kulmassa toisiinsa nähden (kuva 5.15). Siten BCl3-molekyylillä on tasomainen muoto.
Riisi. 5.15. BCl3-molekyylin tasorakenne
sp 3 - hybridisaatio
Hiiliatomin valenssiorbitaalit (s, p x, p y, p z) voidaan muuntaa neljäksi ekvivalentiksi hybridiorbitaaliksi, jotka sijaitsevat avaruudessa 109,5 o:n kulmassa toisiinsa nähden ja on suunnattu tetraedrin huipulle. jonka keskus on hiiliatomin ydin (kuva 5.16).
Riisi. 5.16. Metaanimolekyylin tetraedrirakenne
5.1.8.3. Hybridisaatio, johon liittyy yksinäisiä elektronipareja
Hybridisaatiomallilla voidaan selittää sellaisten molekyylien rakennetta, joissa sitoutumisen lisäksi on myös jakamattomia elektronipareja. Vesi- ja ammoniakkimolekyyleissä keskusatomin (O ja N) elektroniparien kokonaismäärä on neljä. Tässä tapauksessa vesimolekyylissä on kaksi ja ammoniakkimolekyylissä yksi jakamaton elektronipari. Kemiallisten sidosten muodostuminen näissä molekyyleissä voidaan selittää olettaen, että yksinäiset elektroniparit voivat täyttää myös hybridiorbitaalit. Jakamattomat elektroniparit vievät avaruudessa paljon enemmän tilaa kuin sidosparit. Yksittäisten ja sitoutuvien elektroniparien välillä tapahtuvan repulsion seurauksena vesi- ja ammoniakkimolekyylien sidoskulmat pienenevät, mikä osoittautuu alle 109,5 o:ksi.
Riisi. 5.17. sp 3 - hybridisaatio, johon liittyy yksinäisiä elektronipareja H 2 O (A) ja NH 3 (B) molekyyleissä
5.1.8.4. Hybridisaatiotyypin määrittäminen ja molekyylien rakenteen määrittäminen
Hybridisaation tyypin ja siten molekyylien rakenteen määrittämiseksi on käytettävä seuraavia sääntöjä.
1. Keskusatomin hybridisaatiotyyppi, joka ei sisällä jakamattomia elektronipareja, määräytyy sigmasidosten lukumäärän mukaan. Jos tällaisia sidoksia on kaksi, tapahtuu sp-hybridisaatio, kolme - sp 2 -hybridisaatio, neljä - sp 3 -hybridisaatio. Jakamattomia elektronipareja (kun luovuttaja-akseptorimekanismin muodostamia sidoksia ei ole) ei ole molekyyleissä, jotka muodostuvat beryllium-, boori-, hiili-, piin atomeista, ts. pääalaryhmien II - IV ryhmien elementit.
2. Jos keskusatomi sisältää jakamattomia elektronipareja, niin hybridiorbitaalien lukumäärä ja hybridisaation tyyppi määräytyvät sigmasidosten lukumäärän ja jakamattomien elektroniparien määrän summalla. Hybridisaatio, jossa on jakamattomia elektronipareja, tapahtuu typpi-, fosfori-, happi- ja rikkiatomien muodostamissa molekyyleissä, ts. ryhmien V ja VI pääalaryhmien elementit.
3. Molekyylien geometrinen muoto määräytyy keskusatomin hybridisaatiotyypin mukaan (taulukko 5.3).
Taulukko 5.3.
Valenssikulmat, molekyylien geometrinen muoto riippuen hybridiorbitaalien lukumäärästä ja keskusatomin hybridisaatiotyypistä
5.2. Ionisidos
Ionisidos tapahtuu sähköstaattisen vetovoiman avulla vastakkaisesti varautuneiden ionien välillä. Nämä ionit muodostuvat elektronien siirtymisen seurauksena atomista toiseen. Ionisidos muodostuu atomien välille, joiden elektronegatiivisuudessa on suuria eroja (yleensä suurempi kuin 1,7 Paulingin asteikolla), esimerkiksi alkalimetallien ja halogeenien välille.
Tarkastellaan ionisidoksen ilmaantumista esimerkkinä NaCl:n muodostumisesta. Atomien Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ja Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 elektronisista kaavoista on helpompi antaa yksi elektroni natriumatomille kuin kiinnittää seitsemän, ja se on helpompaa klooriatomi kiinnittää yhden, kuin antaa seitsemän. AT kemialliset reaktiot natriumatomi luovuttaa yhden elektronin ja klooriatomi ottaa sen vastaan. Tämän seurauksena natrium- ja klooriatomien elektronikuoret muuttuvat stabiileiksi jalokaasujen elektronikuoriksi (natriumkationin elektronikonfiguraatio on Na + 1s 2 2s 2 2p 6 ja kloorianionin Cl elektronikonfiguraatio on 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Ionien sähköstaattinen vuorovaikutus johtaa NaCl-molekyylin muodostumiseen.
Ionisidoksen pääominaisuudet ja ominaisuudet ioniset yhdisteet
1. Ionisidos on vahva kemiallinen sidos. Tämän sidoksen energia on noin 300 – 700 kJ/mol.
2. Toisin kuin kovalenttinen sidos, ionisidos On suuntaamaton, koska ioni voi vetää puoleensa päinvastaisen merkin ioneja mihin tahansa suuntaan.
3. Toisin kuin kovalenttinen sidos, ionisidos on tyydyttymätön, koska vastakkaisen merkin ionien vuorovaikutus ei johda niiden voimakenttien täydelliseen keskinäiseen kompensointiin.
4. Ionisidoksella varustettujen molekyylien muodostumisprosessissa ei tapahdu täydellistä elektronien siirtoa, joten luonnossa ei ole 100-prosenttista ionisidosta. NaCl-molekyylissä kemiallinen sidos on vain 80 % ionista.
5. Ioniyhdisteet ovat kiteisiä kiinteitä aineita, joilla on korkea sulamis- ja kiehumispiste.
6. Useimmat ioniset yhdisteet liukenevat veteen. Ioniyhdisteiden liuokset ja sulat johtavat sähkövirtaa.
5.3. metallinen liitos
Metalliatomit uloimmalla energiatasolla sisältävät pienen määrän valenssielektroneja. Koska metalliatomien ionisaatioenergia on alhainen, valenssielektronit säilyvät heikosti näissä atomeissa. Tämän seurauksena metallien kidehilassa ilmaantuu positiivisesti varautuneita ioneja ja vapaita elektroneja. Tässä tapauksessa metallikationit sijaitsevat kidehilan solmuissa, ja elektronit liikkuvat vapaasti positiivisten keskusten kentässä muodostaen niin sanotun "elektronikaasun". Negatiivisesti varautuneen elektronin läsnäolo kahden kationin välillä johtaa siihen, että jokainen kationi on vuorovaikutuksessa tämän elektronin kanssa. Siten metallisidos on metallikiteissä olevien positiivisten ionien välinen sidos, joka saadaan aikaan kiteessä vapaasti liikkuvien elektronien vetovoimalla.
Koska metallin valenssielektronit ovat jakautuneet tasaisesti koko kiteeseen, metallisidos, kuten ioninen sidos, on suuntaamaton sidos. Toisin kuin kovalenttinen sidos, metallisidos on tyydyttymätön sidos. Kovalenttisesta sidoksesta metallinen sidos eroaa myös kestävyydestä. Metallisidoksen energia on noin kolme-neljä kertaa pienempi kuin kovalenttisen sidoksen energia.
Elektronikaasun suuresta liikkuvuudesta johtuen metalleille on ominaista korkea sähkön- ja lämmönjohtavuus.
5.4. vetysidos
Yhdisteiden HF, H 2 O, NH 3 molekyyleissä on vetysidoksia, joissa on vahvasti elektronegatiivinen alkuaine (H–F, H–O, H–N). Tällaisten yhdisteiden molekyylien väliin voi muodostua molekyylien väliset vetysidokset. Joissakin orgaanisissa molekyyleissä, jotka sisältävät H-O-, H-N-sidoksia, molekyylinsisäisiä vetysidoksia.
Vetysidoksen muodostumismekanismi on osittain sähköstaattinen, osittain luovuttaja-akseptori. Tässä tapauksessa vahvasti elektronegatiivisen alkuaineen (F, O, N) atomi toimii elektroniparin luovuttajana ja näihin atomeihin liittyvät vetyatomit akseptorina. Kuten kovalenttisille sidoksille, vetysidoksille on tunnusomaista suuntautuminen avaruudessa ja kylläisyys.
Vetysidosta merkitään yleensä pisteillä: H ··· F. Vetysidos on selvempi, mitä suurempi on kumppaniatomin elektronegatiivisuus ja mitä pienempi sen koko. Se on tyypillistä ensisijaisesti fluoriyhdisteille sekä hapelle, vähäisemmässä määrin typelle, vielä vähemmässä määrin kloorille ja rikille. Vastaavasti myös vetysidoksen energia muuttuu (taulukko 5.4).
Taulukko 5.4.
Vetysidosten energioiden keskiarvot
Molekyylien välinen ja molekyylinsisäinen vetysidos
Vetysidosten ansiosta molekyylit yhdistyvät dimeereiksi ja monimutkaisemmiksi assosiaatioiksi. Esimerkiksi muurahaishappodimeerin muodostuminen voidaan esittää seuraavalla kaaviolla (kuva 5.18).
Riisi. 5.18. Molekyylien välisten vetysidosten muodostuminen muurahaishapossa
Veteen voi ilmaantua pitkiä assosiaatioketjuja (H 2 O) n (kuva 5.19).
Riisi. 5.19. Assosiaatioketjun muodostuminen nestemäisessä vedessä molekyylien välisten vetysidosten vuoksi
Jokainen H2O-molekyyli voi muodostaa neljä vetysidosta, kun taas HF-molekyyli voi muodostaa vain kaksi.
Vetysidoksia voi esiintyä sekä eri molekyylien välillä (molekyylien välinen vetysidos) että molekyylin sisällä (molekyylinsisäinen vetysidos). Esimerkkejä molekyylinsisäisten sidosten muodostumisesta joillekin eloperäinen aine esitetään kuvassa. 5.20.
Riisi. 5.20. Molekyylisisäisen vetysidoksen muodostuminen eri orgaanisten yhdisteiden molekyyleissä
Vetysidoksen vaikutus aineiden ominaisuuksiin
Kätevin indikaattori molekyylien välisen vetysidoksen olemassaolosta on aineen kiehumispiste. Veden korkeampi kiehumispiste (100 o C verrattuna happialaryhmän alkuaineiden (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) vetyyhdisteisiin) johtuu vetysidosten läsnäolosta: molekyylien välisen tuhoamiseen tarvitaan lisäenergiaa. vetysidoksia vedessä.
Vetysidos voi vaikuttaa merkittävästi aineiden rakenteeseen ja ominaisuuksiin. Molekyylien välisten vetysidosten olemassaolo lisää aineiden sulamis- ja kiehumispisteitä. Molekyylisisäisen vetysidoksen läsnäolo johtaa siihen, että deoksiribonukleiinihapon (DNA) molekyyli laskostuu vedessä kaksoiskierteeksi.
Vetysidos myös pelaa tärkeä rooli liukenemisprosesseissa, koska liukoisuus riippuu myös yhdisteen kyvystä muodostaa vetysidoksia liuottimen kanssa. Tämän seurauksena OH-ryhmiä sisältävät aineet, kuten sokeri, glukoosi, alkoholit, karboksyylihapot, liukenevat yleensä hyvin veteen.
5.5. Kidehilan tyypit
Kiinteillä aineilla on yleensä kiderakenne. Kiteitä muodostavat hiukkaset (atomit, ionit tai molekyylit) sijaitsevat tiukasti määritellyissä pisteissä avaruudessa muodostaen kidehilan. Kristallisolu koostuu alkeissoluista, jotka säilyttävät tietylle hilalle ominaiset rakenteelliset piirteet. Pisteitä, joissa hiukkaset sijaitsevat, kutsutaan hilan solmut. Hilakohdissa sijaitsevien hiukkasten tyypistä ja niiden välisen yhteyden luonteesta riippuen erotetaan 4 kidehilatyyppiä.
5.5.1. Atomikidehila
Atomien kidehilojen solmukohdissa on atomeja, jotka on yhdistetty toisiinsa kovalenttisilla sidoksilla. Aineisiin, joissa on atomihila, kuuluvat timantti, pii, karbidit, silisidit jne. Atomikiteen rakenteessa on mahdotonta erottaa yksittäisiä molekyylejä, koko kidettä pidetään yhtenä jättimäisenä molekyylinä. Timantin rakenne on esitetty kuvassa. 5.21. Timantti koostuu hiiliatomeista, joista jokainen on sitoutunut neljään viereiseen atomiin. Koska kovalenttiset sidokset ovat vahvoja, kaikki atomihilat sisältävät aineet ovat tulenkestäviä, kiinteitä ja vähän haihtuvia. Ne liukenevat heikosti veteen.
Riisi. 5.21. Timanttikidehila
5.5.2. Molekyylikidehila
Molekyylit sijaitsevat molekyylikidehilojen solmukohdissa, joita yhdistävät heikot molekyylien väliset voimat. Siksi aineilla, joilla on molekyylihila, on alhainen kovuus, ne ovat sulavia, niille on ominaista merkittävä haihtuvuus, liukenevat heikosti veteen ja niiden liuokset eivät yleensä johda sähkövirtaa. Tunnetaan monia aineita, joilla on molekyylikidehila. Näitä ovat kiinteä vety, kloori, hiilimonoksidi (IV) ja muut aineet, jotka ovat kaasumaisessa tilassa tavallisissa lämpötiloissa. Useimmilla kiteisillä orgaanisilla yhdisteillä on molekyylihila.
5.5.3. Ionikidehila
Kidehiloja, joiden solmuissa ionit sijaitsevat, kutsutaan ioninen. Ne muodostuvat aineista, joissa on ioninen sidos, esimerkiksi alkalimetallihalogenidit. Ionikiteissä yksittäisiä molekyylejä ei voida erottaa, vaan koko kidettä voidaan pitää yhtenä makromolekyylinä. Ionien väliset sidokset ovat vahvoja, joten ionihilan omaavilla aineilla on alhainen haihtuvuus, korkea sulamis- ja kiehumispiste. Natriumkloridin kidehila on esitetty kuvassa. 5.22.
Riisi. 5.22. Natriumkloridin kidehila
Tässä kuvassa vaaleat pallot ovat Na + -ioneja, tummat pallot ovat Cl - ioneja. Kuvassa vasemmalla. 5.22 esittää NaCl:n yksikkökennoa.
5.5.4. metallikidehila
Kiinteässä tilassa olevat metallit muodostavat metallisia kidehiloja. Tällaisten hilan solmuissa on positiivisia metalli-ioneja, ja valenssielektronit liikkuvat vapaasti niiden välillä. Elektronit vetävät sähköstaattisesti puoleensa kationeja ja antavat siten metallihilan stabiilisuuden. Tällainen hilan rakenne määrittää metallien korkean lämmönjohtavuuden, sähkönjohtavuuden ja plastisuuden - mekaaninen muodonmuutos ei katkaise sidoksia ja tuhoa kiteitä, koska sen muodostavat ionit näyttävät kelluvan elektronikaasupilvessä. Kuvassa 5.23 esittää natriumin kidehilan.
Riisi. 5.23. Natriumin kidehila
