Numărul de perechi de electroni comuni dintre atomii legați caracterizează multiplicitatea legăturilor.
În funcție de numărul de perechi de electroni comuni, legăturile chimice sunt împărțite în simple (single) și multiple - duble și triple.
În funcție de numărul de perechi de electroni comuni, legăturile chimice sunt împărțite în simple (obișnuite) și multiple - duble și triple. Daca intre doi atomi de acelasi sau diferit natura chimica există o singură legătură covalentă, atunci se numește legătură simplă sau obișnuită. Legătura sigma se formează ca urmare a interacțiunii a doi s - electroni, doi / z-electroni, precum și a doi electroni s - și p mixți. Pe fig. 14 prezintă legături o în unele substanțe elementare și complexe.
Valența unui element în compușii cu o legătură covalentă este determinată de numărul de perechi de electroni comuni pe care le formează atomul unui element cu atomii altor elemente.
Valența unui element în compușii cu o legătură covalentă este determinată de numărul de perechi de electroni comuni.
În compușii cu o legătură covalentă, valența unui element este determinată de numărul de perechi de electroni comuni. Atomul la care este deplasată perechea de electroni are o valență negativă, iar atomul opus are o valență pozitivă.
Starea de oxidare a unui element dintr-o moleculă cu o legătură covalentă este egală cu numărul de perechi de electroni comuni. Deci, în molecula de amoniac, atomul de azot formează trei perechi de electroni comuni cu atomii de hidrogen, prin urmare, valența azotului este de trei.
Pentru particulele poliatomice precum SO2, CO2, SO, SO și C8Nv, în care este de preferat să se considere legăturile p ca fiind multicentre și delocalizate, numărarea numărului de perechi de electroni comuni pentru atomii individuali își pierde sensul, iar numărul de valențe nu spune nimic despre covalența atomilor.
Electronii unici (sau neperechi) din învelișurile de electroni ale atomilor, datorită împerecherii cărora ia naștere o legătură chimică în molecule, se numesc valență. Numărul de perechi de electroni comuni formate în timpul interacțiunii atomilor elemente chimice, determină valența acestora.
Conform metodei legăturilor de valență, în care toate legăturile covalente sunt considerate drept două centre, covalența unui atom este numărul de perechi de electroni comuni formate de un anumit atom.
În compușii organici CH4, C2H4, C2H2, atomul de carbon este tetravalent. Pentru particulele multicentrice, de exemplu S02, C02, S047SO, C6H6 în care este de preferat să se considere legăturile n ca fiind multicentrice și delocalizate, numărarea numărului de perechi de electroni comuni pentru atomii individuali își pierde sensul, iar numărul de valențe nu spune orice despre covalența atomilor.
Din diagramele de mai sus se poate observa că fiecare pereche de electroni corespunde unei unități de valență. O legătură chimică realizată de o pereche de electroni comuni se numește legătură covalentă sau atomică. Valența unui element în compușii cu o legătură covalentă (atomică) este determinată de numărul de perechi de electroni comuni.
Valența unui element este considerată în prezent ca numărul de legături covalente ale atomului său într-un compus dat, sinonimele moderne pentru acest termen sunt covalență, conectivitate. În legătura chimică covalentă se manifestă specificitatea chimică ridicată a fiecărui element și a fiecăreia dintre stările sale de valență: specificitatea energiei de legătură, gradul de polaritate și caracteristicile stereometrice - unghiurile de legătură, lungimile acestora. Legătura ionică este mai puțin specifică; devine de fapt o legătură doar în faze condensate, în principal în solide, în care structurile cristaline ale substanțelor ionice sunt mai degrabă uniforme și sunt determinate de sarcinile și dimensiunile ionilor. Prin urmare, este imposibil să se determine valența a priori din numărul de electroni nepereche în starea fundamentală a unui atom, așa cum se face uneori; valența este determinată de numărul de perechi de electroni comuni dintre un atom dat și atomii legați de acesta. În acest caz, fiecare legătură a -, i - și 6 este luată în considerare în mod egal.
Pagini: 1
Sulful (lat. Sulphur) este un element nemetal. Simbol chimic S, număr de serieîn tabelul periodic - 16. Valența sulfului a fost stabilită încă înainte de studiul structurii atomului. Valoarea sa a fost determinată pe baza proprietății de a înlocui, a atrage sau atașa un anumit număr de alți atomi sau grupuri. Mai târziu, cercetătorii au descoperit rolul particulelor încărcate negativ (electroni) în apariție
Valența sulfului: ce caracteristici ale atomilor îi afectează valoarea?
După prevalență pe Pământ, un element chimic se află pe locul 16. Apare sub formă de cristale galbene strălucitoare sau pulbere în roci aproape active și vulcani dispăruți. Cei mai cunoscuți compuși naturali sunt sulfurile și sulfații.
Caracteristicile elementului și substanței:
- Nemetal puternic.
- În ceea ce privește electronegativitatea (EO), sau capacitatea de a atrage electroni spre sine, sulful este al doilea după fluor, oxigen, azot, clor și brom.
- Interacționează cu metale și nemetale, substanțe simple și complexe.
Diferențele de proprietăți depind de structura și starea atomului, diferența dintre valorile EO. Să aflăm ce valență poate avea sulful în compuși. Comportamentul lor chimic depinde de structura învelișurilor energetice, de numărul și aranjarea electronilor externi din atom.
De ce variază valența?
Stabili sunt izotopii naturali ai sulfului cu numerele de masă 32 (cel mai frecvent), 33, 34 și 36. Un atom din fiecare dintre acești nuclizi conține 16 protoni încărcați pozitiv. În spațiul din apropierea nucleului, 16 electroni se mișcă cu mare viteză. Sunt infinitezimale, încărcate negativ. Mai puțin atras de nucleu (mai liber) 6 particule exterioare. Câteva sau toate participă la formarea diferitelor tipuri de legături chimice. Conform conceptelor moderne, valența sulfului este determinată de numărul de perechi de electroni comuni (de legătură) create. De obicei, în desene și diagrame, particulele externe care participă la acest proces sunt reprezentate ca puncte în jurul semnului chimic.
Cum depinde valența de structura unui atom?
Folosind diagrama energetică, puteți arăta structura nivelurilor și subnivelurilor (s, p, d), de care depinde formula valenței sulfului. Două săgeți direcționate diferit simbolizează electroni perechi, unul - nepereche. Spațiul exterior al atomului de sulf este format din orbitali a 6 particule, iar 8 sunt necesare pentru stabilitate conform regulii octetului. Configurația învelișului de valență este reflectată de formula 3s23p4. Electronii stratului incomplet au o rezervă mare de energie, ceea ce determină o stare instabilă a întregului atom. Pentru a obține stabilitate, atomul de sulf necesită două particule negative suplimentare. Ele pot fi obținute prin formarea cu alte elemente sau prin absorbția a doi electroni liberi. În acest caz, sulful prezintă valența II (-). Aceeași valoare poate fi obținută folosind formula: 8 - 6 = 2, unde 6 este numărul grupului în care se află elementul.
Unde se găsesc compuși la care valența sulfului este II (-)?
Un element atrage sau îndepărtează complet electronii din atomii cu o valoare mai mică a electronegativității pe scara Polling. Valența II (-) apare în sulfurile metalelor și nemetalelor. Un grup extins de compuși similari se găsește în compoziția celor cu o uriașă valoare practică. Acestea includ pirita (FeS), sfalerita (ZnS), galena (PbS) și alte substanțe. Cristalele de sulfură de fier au o frumoasă culoare și luciu maro gălbui. Pirita minerală este adesea denumită „aurul nebunului”. Pentru a obține metale din minereuri, acestea sunt prăjite sau reduse. Hidrogenul sulfurat H2S are aceeași structură electronică ca apa. Originea H2S:
- este eliberat în timpul degradarii proteinelor (de exemplu, un ou de găină);
- erupe cu gaze vulcanice;
- se acumulează în apele naturale, ulei;
- eliberat în golurile din scoarța terestră.
De ce formula oxidului de sulf tetravalent este SO2?
Formula pentru dioxid arată că un atom de sulf dintr-o moleculă este legat de doi atomi de oxigen, fiecare dintre care are nevoie de 2 electroni pentru un octet. Legătura rezultată este de natură polară covalentă (EO a oxigenului este mai mare). Valența sulfului în acest compus este IV (+), deoarece cei 4 electroni ai atomului de sulf sunt deplasați către doi atomi de oxigen. Formula poate fi scrisă astfel: S2O4, dar după reguli trebuie redusă cu 2. Dioxidul, dizolvat în apă, formează ioni de acid sulfuros slab. Sărurile sale - sulfiții - sunt agenți reducători puternici. Gazul SO2 servește ca produs intermediar în
În ce substanțe are sulful cea mai mare valență?
Oxidul SO3 sau S2O6 este un lichid incolor, la temperaturi sub 17 ° C se întărește. În compusul SO3, valența oxigenului este II (-), iar sulful este VI (+). se dizolvă în apă și formează un puternic dibazic acid sulfuric. Pentru un rol important în procesele de producție, substanța a fost numită „pâinea industriei chimice”. Un rol important în economie și medicină revine sărurilor acide - sulfați. Se folosesc hidrat de calciu (gips), magneziu (sare epsom sau sare amară).
1, 2, 3, 4, 6 electroni externi pot participa la formarea diferitelor tipuri de legături chimice. Să numim valențele posibile ale sulfului, având în vedere că există compuși rari și instabili: I (-), II (-), II (+), III (+), IV (+), VI (+). Elementul capătă a doua valență pozitivă în monoxid de SO. Cele mai comune valori II (-), IV (+), VI (+) sunt prezentate de sulf ca parte a unui grup de substanțe de importanță industrială, agricolă și medicală. Compușii săi sunt utilizați la fabricarea artificiilor.
O mare problemă rămâne captarea gazelor reziduale, inclusiv a celor dăunătoare oamenilor și mediu inconjurator IV (+), VI (+) și hidrogen sulfurat. Au fost create tehnologii pentru prelucrarea acestor deșeuri gazoase și obținerea acidului sulfuric și a sulfaților din acestea. În acest scop, pe lângă uzine metalurgice sau în aceeași zonă se construiesc întreprinderi chimice. Ca urmare, volumul de poluare este redus, apar mai puține „ploi cu acid sulfuric”.
Legătură chimică.
determinarea unei legături chimice;
tipuri de legături chimice;
metoda legăturilor de valență;
principalele caracteristici ale legăturii covalente;
mecanisme pentru formarea unei legături covalente;
compuși complecși;
metoda orbitală moleculară;
interacțiuni intermoleculare.
DETERMINAREA LEGĂTURII CHIMICE
legătură chimică numită interacțiunea dintre atomi, ducând la formarea de molecule sau ioni și menținerea puternică a atomilor unul lângă celălalt.
Legătura chimică are o natură electronică, adică se realizează datorită interacțiunii electronilor de valență. În funcție de distribuția electronilor de valență într-o moleculă, se disting următoarele tipuri de legături: ionice, covalente, metalice etc. O legătură ionică poate fi considerată ca fiind cazul limitativ al unei legături covalente între atomi care diferă puternic ca natură.
TIPURI DE LEGĂTURI CHIMICE
Legătură ionică.
Principalele prevederi ale teoriei moderne a legăturii ionice.
O legătură ionică se formează în timpul interacțiunii elementelor care diferă brusc unele de altele în proprietăți, adică între metale și nemetale.
Formarea unei legături chimice se explică prin efortul atomilor de a obține o înveliș exterioară stabilă de opt electroni (s 2 p 6).
Ca: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 6 4s 2
Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2
p 6
Cl: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 5
Cl–: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2
p 6
Ionii formați cu încărcare opusă sunt ținuți unul lângă celălalt datorită atracției electrostatice.
Legătura ionică nu este direcțională.
Nu există nicio legătură ionică pură. Deoarece energia de ionizare este mai mare decât energia afinității electronilor, tranziția completă a electronilor nu are loc nici măcar în cazul unei perechi de atomi cu o diferență mare de electronegativitate. Prin urmare, putem vorbi despre ponderea ionicității legăturii. Cea mai mare ionicitate a legăturilor apare în fluoruri și cloruri ale elementelor s. Astfel, în cristalele de RbCl, KCl, NaCl și NaF, este de 99, 98, 90 și, respectiv, 97%.
legătură covalentă.
Principalele prevederi ale teoriei moderne a legăturilor covalente.
O legătură covalentă se formează între elementele care au proprietăți similare, adică nemetale.
Fiecare element furnizează 1 electron pentru formarea legăturilor, iar spinurile electronilor trebuie să fie antiparalele.
Dacă o legătură covalentă este formată din atomi ai aceluiași element, atunci această legătură nu este polară, adică perechea de electroni comună nu este deplasată la niciunul dintre atomi. Dacă legătura covalentă este formată din doi atomi diferiți, atunci perechea de electroni comună este deplasată la atomul cel mai electronegativ, acesta legătură covalentă polară.
Când se formează o legătură covalentă, norii de electroni ai atomilor care interacționează se suprapun, ca urmare, în spațiul dintre atomi apare o zonă cu densitate electronică crescută, atrăgând nucleele încărcate pozitiv ale atomilor care interacționează și ținându-i unul lângă celălalt. Ca urmare, energia sistemului scade (Fig. 14). Cu toate acestea, cu o abordare foarte puternică a atomilor, repulsia nucleelor crește. Prin urmare, există o distanță optimă între nuclee ( lungimea legăturii,l la care sistemul are energia minimă. În această stare, se eliberează energie, numită energie de legare - E St.
Orez. Fig. 14. Dependența energiei sistemelor a doi atomi de hidrogen cu spin paralel (1) și antiparalel (2) de distanța dintre nuclei (E este energia sistemului, Eb este energia de legare, r este distanța între nuclee, l este lungimea legăturii).
Două metode sunt utilizate pentru a descrie o legătură covalentă: metoda legăturii de valență (BC) și metoda orbitală moleculară (MMO).
METODA LEGĂTURII DE VALENCE.
Metoda VS se bazează pe următoarele prevederi:
1. O legătură chimică covalentă este formată din doi electroni cu spini direcționați opus, iar această pereche de electroni aparține la doi atomi. Combinațiile de astfel de legături cu doi electroni și două centre, care reflectă structura electronică a moleculei, se numesc scheme valente.
2. Cu cât legătura covalentă este mai puternică, cu atât norii de electroni care interacționează se suprapun.
Pentru o reprezentare vizuală a schemelor de valență, se utilizează de obicei următoarea metodă: electronii aflați în stratul electronic exterior sunt notați prin puncte situate în jurul simbolului chimic al atomului. Electronii comuni a doi atomi sunt indicați prin puncte plasate între simbolurile lor chimice; o legătură dublă sau triplă este indicată, respectiv, prin două sau trei perechi de puncte comune:
N:1s2 2s 2
p 3
;
C:1s2 2s 2 p 4
Din diagramele de mai sus se poate observa că fiecare pereche de electroni care leagă doi atomi corespunde unei liniuțe care ilustrează o legătură covalentă în formulele structurale:
Numărul de perechi de electroni comuni care leagă un atom al unui element dat cu alți atomi sau, cu alte cuvinte, numărul de legături covalente formate de un atom, se numește covalenţa conform metodei VS. Deci, covalența hidrogenului este 1, azotul - 3.
După modul în care se suprapun norii electronici, există două tipuri de conexiuni: - conexiune și - conexiune.
- conexiunea are loc atunci când doi nori de electroni se suprapun de-a lungul axei care leagă nucleele atomilor.
Orez. 15. Schema educaţiei - conexiuni.
- legătura se formează atunci când norii de electroni se suprapun pe ambele părți ale liniei care leagă nucleele atomilor care interacționează.
Orez. 16. Schema educaţiei - conexiuni.
CARACTERISTICI PRINCIPALE ALE LEGĂTURII COVALENTE.
1. Lungimea legăturii, ℓ. Aceasta este distanța minimă dintre nucleele atomilor care interacționează, care corespunde celei mai stabile stări a sistemului.
2. Energia de legătură, E min - aceasta este cantitatea de energie care trebuie cheltuită pentru a rupe legătura chimică și pentru a elimina atomii din interacțiune.
3. Momentul dipol al legăturii, 
,=qℓ. Momentul dipol servește ca măsură cantitativă a polarității unei molecule. Pentru moleculele nepolare, momentul dipol este 0, pentru moleculele nepolare nu este 0. Momentul dipol al unei molecule poliatomice este egal cu suma vectorială a dipolilor legăturilor individuale:
4. O legătură covalentă se caracterizează prin orientare. Orientarea legăturii covalente este determinată de necesitatea suprapunerii maxime în spațiu a norilor de electroni de atomi care interacționează, ceea ce duce la formarea celor mai puternice legături.
Deoarece aceste legături sunt strict orientate în spațiu, în funcție de compoziția moleculei, ele pot fi la un anumit unghi unele față de altele - un astfel de unghi se numește unghi de valență.
Moleculele diatomice au o structură liniară. Moleculele poliatomice au o configurație mai complexă. Să luăm în considerare geometria diferitelor molecule folosind exemplul formării hidrurilor.
1. Grupa VI, subgrupa principală (cu excepția oxigenului), H2S, H2Se, H2Te.
S1s 2 2s 2 r 6 3s 2 r 4
Pentru hidrogen, un electron cu s-AO participă la formarea unei legături, pentru sulf, 3p y și 3p z. Molecula de H 2 S are o structură plană cu un unghi între legături de 90 0 . .
Fig 17. Structura moleculei H 2 E
2. Hidruri de elemente din grupa V, subgrupa principală: PH 3, AsH 3, SbH 3.
R1s222s2R63s2R3.
La formarea legăturilor iau parte: în hidrogen s-AO, în fosfor - p y, p x și p z AO.
Molecula PH 3 are forma unei piramide trigonale (la baza este un triunghi).
Figura 18. Structura moleculei EN 3
5. Saturabilitatea legătura covalentă este numărul de legături covalente pe care le poate forma un atom. Este limitat, pentru că Un element are un număr limitat de electroni de valență. Numărul maxim de legături covalente pe care le poate forma un anumit atom în starea fundamentală sau excitată se numește al său covalenţa.
Exemplu: hidrogenul este monovalent, oxigenul este bivalent, azotul este trivalent etc.
Unii atomi își pot crește covalența într-o stare excitată datorită separării electronilor perechi.
Exemplu. Fii 0 1s 2 2s 2
Un atom de beriliu în stare excitată are un electron de valență pe 2p-AO și un electron pe 2s-AO, adică covalența Be 0 = 0 și covalența Be * = 2. În timpul interacțiunii, hibridizarea orbitalilor apare.
Hibridizare- aceasta este alinierea energiei diferitelor AO ca rezultat al amestecării înainte de interacțiunea chimică. Hibridizarea este o tehnică condiționată care face posibilă prezicerea structurii unei molecule folosind o combinație de AO. Acele AO ale căror energii sunt apropiate pot lua parte la hibridizare.
Fiecare tip de hibridizare corespunde unei anumite forme geometrice a moleculelor.
În cazul hidrurilor elementelor grupului II al subgrupului principal, la formarea legăturii participă doi orbitali sp-hibrizi identici. Acest tip de legătură se numește hibridizare sp.
Fig. 19. Moleculă de hibridizare VeH2.sp.
Orbitalii sp-hibrizi au o formă asimetrică, părțile alungite ale AO cu un unghi de legătură de 180 o sunt îndreptate spre hidrogen. Prin urmare, molecula BeH 2 are o structură liniară (Fig.).
Să luăm în considerare structura moleculelor de hidrură ale elementelor grupului III al subgrupului principal folosind exemplul formării unei molecule BH 3.
B 0 1s 2 2s 2 p 1
Covalența B 0 = 1, covalența B * = 3.
Trei orbitali sp-hibrizi iau parte la formarea legăturilor, care se formează ca urmare a redistribuirii densităților de electroni s-AO și doi p-AO. Acest tip de conexiune se numește sp 2 - hibridizare. Unghiul de legătură la sp 2 - hibridizare este egal cu 120 0, prin urmare, molecula BH 3 are o structură triunghiulară plată.
Fig.20. Moleculă BH3. sp 2 -Hibridare.
Folosind exemplul formării unei molecule de CH4, să luăm în considerare structura moleculelor de hidrură ale elementelor grupului IV al subgrupului principal.
C 0 1s 2 2s 2 p 2
Covalența C 0 = 2, covalența C * = 4.
În carbon, patru orbitali sp-hibrizi sunt implicați în formarea unei legături chimice, formată ca urmare a redistribuirii densităților de electroni între s-AO și trei p-AO. Forma moleculei de CH 4 este un tetraedru, unghiul de legătură este de 109 o 28`.
Orez. 21. Molecula CH4.sp3-Hibridare.
Excepții de la regula generala sunt molecule de H2O şi NH3.
Într-o moleculă de apă, unghiurile dintre legături sunt de 104,5 o. Spre deosebire de hidruri ale altor elemente din acest grup, apa are proprietăți speciale, este polară, diamagnetică. Toate acestea se explică prin faptul că în molecula de apă tipul de legătură este sp 3 . Adică, patru orbitali sp - hibrizi sunt implicați în formarea unei legături chimice. Doi orbitali conțin câte un electron fiecare, acești orbitali interacționează cu hidrogenul, ceilalți doi orbitali conțin o pereche de electroni. Prezența acestor doi orbitali explică proprietățile unice ale apei.
În molecula de amoniac, unghiurile dintre legături sunt de aproximativ 107,3 o, adică forma moleculei de amoniac este un tetraedru, tipul de legătură este sp 3 . Patru orbitali hibrizi sp 3 iau parte la formarea unei legături într-o moleculă de azot. Trei orbitali conțin câte un electron fiecare, acești orbitali sunt asociați cu hidrogenul, al patrulea AO conține o pereche de electroni neîmpărțită, ceea ce determină unicitatea moleculei de amoniac.
MECANISME DE FORMARE LEGĂTURĂ COVALENTE.
MVS face posibilă distingerea a trei mecanisme pentru formarea unei legături covalente: schimb, donor-acceptor și dativ.
mecanism de schimb. Include acele cazuri de formare a unei legături chimice, când fiecare dintre cei doi atomi legați alocă un electron pentru socializare, ca și cum i-ar schimba. Pentru a lega nucleele a doi atomi, electronii trebuie să fie în spațiul dintre nuclee. Această zonă din moleculă se numește zonă de legare (zona în care perechea de electroni este cel mai probabil să rămână în moleculă). Pentru ca schimbul de electroni neperechi în atomi să aibă loc, este necesară suprapunerea orbitalilor atomici (Fig. 10.11). Aceasta este acțiunea mecanismului de schimb pentru formarea unei legături chimice covalente. Orbitii atomici se pot suprapune numai dacă au aceleași proprietăți de simetrie față de axa internucleară (Fig. 10, 11, 22).
Orez. 22. Suprapunere AO care nu duce la formarea unei legături chimice.
Mecanisme donator-acceptator și dativ.
Mecanismul donor-acceptor este asociat cu transferul unei perechi singure de electroni de la un atom la un orbital atomic vacant al altui atom. De exemplu, formarea unui ion -:
P-AO vacant din atomul de bor din molecula BF 3 acceptă o pereche de electroni de la ionul de fluor (donator). În anionul rezultat, patru legături covalente B-F sunt echivalente ca lungime și energie. În molecula originală, toate cele trei legături B-F au fost formate prin mecanismul de schimb.
Atomii, a cărui înveliș exterior este format doar din electroni s sau p, pot fi fie donatori, fie acceptori ai perechii de electroni. Atomii care au electroni de valență și pe d-AO pot acționa simultan atât ca donatori, cât și ca acceptori. Pentru a distinge aceste două mecanisme, au fost introduse conceptele de mecanism dativ de formare a legăturilor.
Cel mai simplu exemplu de mecanism dativ este interacțiunea a doi atomi de clor.
Doi atomi de clor dintr-o moleculă de clor formează o legătură covalentă de schimb prin combinarea electronilor lor 3p nepereche. În plus, atomul de Cl-1 transferă perechea singură de electroni 3p 5 - AO la atomul de Cl- 2 la 3d-AO vacant, iar atomul de Cl- 2 transferă aceeași pereche de electroni la 3d-AO vacant al atomul de Cl- 1. Fiecare atom îndeplinește simultan funcțiile de acceptor și de donor. Acesta este mecanismul dativului. Acțiunea mecanismului dativ crește rezistența legăturii, astfel încât molecula de clor este mai puternică decât molecula de fluor.
CONEXIUNI COMPLEXE.
Conform principiului mecanismului donor-acceptor, o clasă uriașă de complex compuși chimici- compuși complecși.
Compușii complecși sunt compuși care au în compoziția lor ioni complecși capabili să existe atât sub formă cristalină, cât și în soluție, incluzând un ion central sau un atom asociat cu ioni încărcați negativ sau molecule neutre prin legături covalente formate prin mecanismul donor-acceptor.
Structura compușilor complecși după Werner.
Compușii complecși constau dintr-o sferă interioară (ion complex) și o sferă exterioară. Conexiunea dintre ionii sferei interioare se realizează conform mecanismului donor-acceptor. Acceptorii sunt numiți agenți de complexare, ei pot fi adesea ioni metalici pozitivi (cu excepția metalelor din grupul IA) care au orbitali liberi. Capacitatea de formare complexă crește odată cu creșterea încărcăturii ionului și scăderea dimensiunii acestuia.
Donorii unei perechi de electroni se numesc liganzi sau aditivi. Liganzii sunt molecule neutre sau ioni încărcați negativ. Numărul de liganzi este determinat de numărul de coordonare al agentului de complexare, care, de regulă, este egal cu de două ori valența ionului de complexare. Liganzii sunt fie monodentati, fie polidentati. Dentanța unui ligand este determinată de numărul de situsuri de coordonare pe care le ocupă ligandul în sfera de coordonare a agentului de complexare. De exemplu, ligand F-- monodentat, S2032-- ligand bidentat. Sarcina sferei interioare este egală cu suma algebrică a sarcinilor ionilor ei constitutivi. Dacă sfera interioară are o sarcină negativă, este un complex anionic; dacă este pozitivă, este un complex cationic. Complexele cationice sunt numite în rusă cu numele ionului de complexare, în complexele anionice agentul de complexare este numit în latină cu adăugarea sufixului - la. Legătura dintre sferele exterioare și interioare într-un compus complex este ionică.
Exemplu: K 2 - tetrahidroxozincat de potasiu, un complex anionic.
2- - sfera interioara
2K+ - sfera exterioară
Zn 2+ - agent de complexare
OH - - liganzi
numărul de coordonare - 4
legătura dintre sferele exterioare și interioare este ionică:
K 2 \u003d 2K ++ 2-.
legătura dintre ionul Zn 2+ și grupările hidroxil este covalentă, formată prin mecanismul donor-acceptor: OH - - donatori, Zn 2+ - acceptor.
Zn 0: … 3d 10 4s 2
Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0
Tipuri de compuși complecși:
1. Amoniac - liganzi ai moleculei de amoniac.
Cl2 - clorură de tetraaminocupru (II). Amoniacul se obține prin acțiunea amoniacului asupra compușilor care conțin un agent de complexare.
2. Compuși hidroxo - OH - liganzi.
Na este tetrahidroxoaluminat de sodiu. Complecșii hidroxo se obțin prin acțiunea unui exces de alcali asupra hidroxizilor metalici, care au proprietăți amfotere.
3. Acvacomplexe - liganzi ai moleculei de apă.
CI3 este clorură de hexaacvacrom (III). Acvacomplexele sunt obținute prin interacțiunea sărurilor anhidre cu apa.
4. Complexe acide - liganzi anioni ai acizilor - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - și altele.
K 4 - hexacianoferat de potasiu (II). Obținut prin interacțiunea unui exces de sare care conține un ligand cu o sare care conține un agent de complexare.
METODA ORBITALĂ MOLECULARĂ.
MVS explică destul de bine formarea și structura multor molecule, dar această metodă nu este universală. De exemplu, metoda legăturilor de valență nu oferă o explicație satisfăcătoare pentru existența ionului 
, deși la sfârșitul secolului al XIX-lea s-a stabilit existența unui ion de hidrogen molecular destul de puternic 
: energia de rupere a legăturilor aici este de 2,65 eV. Cu toate acestea, nu se poate forma nicio pereche de electroni în acest caz, deoarece compoziția ionului 
este inclus doar un electron.
Metoda orbitală moleculară (MMO) face posibilă explicarea unui număr de contradicții care nu pot fi explicate folosind metoda legăturii de valență.
Dispoziții de bază ale OMI.
Când doi orbitali atomici interacționează, se formează doi orbitali moleculari. În consecință, atunci când orbitalii n-atomi interacționează, se formează orbitali n-moleculari.
Electronii dintr-o moleculă aparțin în mod egal tuturor nucleelor moleculei.
Dintre cei doi orbitali moleculari formați, unul are o energie mai mică decât originalul, este orbitalul molecular de legătură, celălalt are o energie mai mare decât originalul, este orbital molecular antibondant.
MMO-urile folosesc diagrame energetice fără scară.
La umplerea subnivelurilor de energie cu electroni, se folosesc aceleași reguli ca și pentru orbitalii atomici:
principiul energiei minime, adică subnivelurile cu energie mai mică sunt umplute mai întâi;
principiul Pauli: la fiecare subnivel energetic nu pot exista mai mult de doi electroni cu spin antiparalel;
Regula lui Hund: subnivelurile de energie sunt umplute în așa fel încât rotația totală să fie maximă.
Multiplicitatea comunicării. Multiplicitatea comunicăriiîn IMO este determinat de formula:
când K p = 0, nu se formează nicio legătură.
Exemple.
1. Poate exista o moleculă de H 2?
Orez. 23. Schema formării moleculei de hidrogen H 2 .
Concluzie: molecula H 2 va exista, deoarece multiplicitatea legăturii Kp\u003e 0.
2. Poate exista o moleculă He 2?
Orez. 24. Schema de formare a moleculei de heliu He 2 .
Concluzie: molecula He 2 nu va exista, deoarece multiplicitatea legăturilor Kp = 0.
3. Poate exista o particulă H 2 +?
Orez. 25. Schema formării particulei de H 2 +.
Particula H 2 + poate exista, deoarece multiplicitatea legăturii Kp > 0.
4. Poate exista o moleculă de O 2?
Orez. 26. Schema formării moleculei de O 2.
Molecula de O 2 există. Din fig. 26 rezultă că molecula de oxigen are doi electroni nepereche. Datorită acestor doi electroni, molecula de oxigen este paramagnetică.
Astfel, metoda orbitalilor moleculari explică proprietățile magnetice ale moleculelor.
INTERACȚIUNEA INTERMOLECULARĂ.
Toate interacțiunile intermoleculare pot fi împărțite în două grupe: universalși specific. Cele universale apar în toate moleculele fără excepție. Aceste interacțiuni sunt adesea numite conexiunea sau forțele van der Waals. Deși aceste forțe sunt slabe (energia nu depășește opt kJ/mol), ele sunt cauza trecerii majorității substanțelor din starea gazoasă în starea lichidă, adsorbția gazelor de către suprafețele solidelor și a altor fenomene. Natura acestor forțe este electrostatică.
Principalele forțe de interacțiune:
1). Interacțiunea dipol - dipol (orientare). există între moleculele polare.
Interacțiunea de orientare este cu atât mai mare, cu cât momentele dipolului sunt mai mari, cu atât distanța dintre molecule este mai mică și temperatura este mai mică. Prin urmare, cu cât energia acestei interacțiuni este mai mare, cu atât este mai mare temperatura la care substanța trebuie încălzită pentru ca aceasta să fiarbă.
2). Interacțiune inductivă apare atunci când există contact între moleculele polare și nepolare dintr-o substanță. Un dipol este indus într-o moleculă nepolară ca rezultat al interacțiunii cu o moleculă polară.
Cl + - Cl - … Al + Cl - 3
Energia acestei interacțiuni crește odată cu creșterea polarizabilității moleculelor, adică a capacității moleculelor de a forma un dipol sub influența unui câmp electric. Energia interacțiunii inductive este mult mai mică decât energia interacțiunii dipol-dipol.
3). Interacțiunea de dispersie- aceasta este interacțiunea moleculelor nepolare din cauza dipolilor instantanei care apar din cauza fluctuațiilor densității electronilor în atomi.
Într-o serie de substanțe de același tip, interacțiunea de dispersie crește odată cu creșterea dimensiunii atomilor care alcătuiesc moleculele acestor substanțe.
4) forțe de respingere se datorează interacțiunii norilor de electroni de molecule și apar atunci când sunt abordați în continuare.
Interacțiunile intermoleculare specifice includ toate tipurile de interacțiuni donor-acceptor, adică cele asociate cu transferul de electroni de la o moleculă la alta. Legătura intermoleculară rezultată are toate trăsăturile caracteristice ale unei legături covalente: saturație și direcționalitate.
O legătură chimică formată dintr-un hidrogen polarizat pozitiv care face parte dintr-o grupare sau moleculă polară și un atom electronegativ al altei sau aceleiași molecule se numește legătură de hidrogen. De exemplu, moleculele de apă pot fi reprezentate după cum urmează:
Liniile continue sunt legături covalente polare în interiorul moleculelor de apă între atomii de hidrogen și oxigen; punctele indică legături de hidrogen. Motivul formării legăturilor de hidrogen este că atomii de hidrogen sunt practic lipsiți de învelișuri de electroni: singurii lor electroni sunt deplasați către atomii de oxigen ai moleculelor lor. Acest lucru permite protonilor, spre deosebire de alți cationi, să se apropie de nucleele atomilor de oxigen ai moleculelor învecinate fără a experimenta repulsie din învelișurile de electroni ale atomilor de oxigen.
Legătura de hidrogen este caracterizată printr-o energie de legare de 10 până la 40 kJ/mol. Cu toate acestea, această energie este suficientă pentru a provoca asociere de molecule acestea. asocierea lor în dimeri sau polimeri, care în unele cazuri există nu numai în stare lichidă a unei substanțe, ci se păstrează și atunci când aceasta trece în vapori.
De exemplu, fluorura de hidrogen în fază gazoasă există ca dimer.
În moleculele organice complexe, există atât legături de hidrogen intermoleculare, cât și legături de hidrogen intramoleculare.
Moleculele cu legături de hidrogen intramoleculare nu pot intra în legături de hidrogen intermoleculare. Prin urmare, substanțele cu astfel de legături nu formează asociați, sunt mai volatile, au vâscozități, puncte de topire și de fierbere mai mici decât izomerii lor capabili să formeze legături de hidrogen intermoleculare.
Opțiunea 1.
1. Sarcina nucleului unui atom +8 are atomi ai unui element chimic:
B. Oxigen.
2. Numărul de perechi de electroni comuni într-o moleculă de clor:
La ora trei.
3. O legătură polară covalentă există într-o moleculă a unei substanțe a cărei formulă este:
B. CO2.
4. Gradul de oxidare a azotului într-un număr de substanțe, ale căror formule sunt N2-NO-NO2-HNO3:
A. Crește de la 0 la +5.
5. Formula structurala compusul hidrogen al elementului E din subgrupa principală a grupei VI a sistemului periodic:
V. N-E-N.
6. Ecuația reacției chimice H2S + C12 = 2HC1 + S corespunde schemei de conversie a clorului:
A.CI0→CI-1
7. Substanța X din seria transformărilor С02→ X→Са(НСО3)2→ CO2 are formula:
B. CaCO3.
8. Reactivul pentru anionul clorură este cationul:
B. Ag+.
D. H2S04 şi MgO.
10. Oxidul nitric (IV) se formează prin interacțiunea unor substanțe, ale căror formule sunt:
B. HNO3(conc) şi Ag.
2P + 3Zn = Zn3P2
Zn3P2 + 3H2O + 4O2 = 3Zn(OH)2 + P2O5
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
2H3PO4 + 6Na = 2Na3PO4 + 3H2
Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓+ 3NaNO3
Zn3P2-3 + 3H2O + 4O20 = 3Zn(OH)2 + P2+5O5-2
O2 0 → 2O -2 +2 e, oxidant
P -3 → P +5 - 8 e, agent reducător
Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3NaNO3
3Na+ + PO4 3-+ 3Ag+ + 3NO3- = Ag3PO4↓+ 3Na+ + 3NO3-
PO43-+ 3Ag+= Ag3PO4↓
14. Calculați masa (în kg) de acid clorhidric, care se obține prin reacția a 4,48 m3 de clor cu un exces de hidrogen.
n(Cl2) = 4480dm3 / 22,4 dm3 / mol = 200mol
n (HCI) = 2n (Cl2) = 400 mol
m (HCl) \u003d 400 mol * 36,5 g / mol \u003d 14600 g \u003d 14,6 kg
15. Numiți elementul chimic care are un izotop în nucleul căruia nu există neutroni.
hidrogen
Opțiunea 2.
PARTEA A. Teste cu alegere multiplă
1. Sarcina nucleului unui atom +17 are atomi ai unui element chimic:
G. Clorul.
2. Numărul de perechi de electroni comuni într-o moleculă de hidrogen:
A. 1.
3. În molecula unei substanțe există o legătură covalentă nepolară, a cărei formulă este:
A. N2.
4. Starea de oxidare a fosforului într-un număr de substanțe, ale căror formule sunt Ca3P2-P-P2O3-P2O5:
B. Crește de la -3 la +5.
5. Formula structurală a compusului hidrogen al elementului E din subgrupa principală a grupei V a sistemului periodic:
G. N-E-N.
H
6. Ecuația reacției chimice 2SO2 + O2 = 2SO3 corespunde schemei de conversie a sulfului:
B. S+4 → S+6.
7. Substanța X din seria transformărilor N2 → NH3 → X → NO2 are formula:
B. NU.
8. Reactivul pentru anionul carbonat este cationul:
A. H+.
9. Este posibilă o reacție chimică între substanțe ale căror formule sunt:
B. P2O5 și NaOH.
10. Oxidul de sulf (IV) nu se formează în timpul interacțiunii substanțelor, ale căror formule sunt:
D. CaCO3 şi H2SO4.
PARTEA B. Teme cu răspuns liber
1. Mg + S = MgS
2. 2 MgS + 3O2 = 2MgO + 2SO2,
3. 2SO2 + O2 = 2SO3
4. SO3 + Na2O = Na2SO4
5. Na2SO4 + BaCl2 = BaS04 ↓+ 2NaCl
12. Luați în considerare transformarea 2 din sarcina 11 din punctul de vedere al OVR.
2 MgS-2 + ZO20 = 2MgO-2 + 2S + 4O2-2,
S-2 → S+4, -6e, agent reducător
O20 → 2O-2 + 2 * 2e, agent oxidant
13. Din sarcina 11, selectați reacția de schimb de ioni și scrieți-o sub formă de ioni.
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓+ 2NaCl
SO42- + Ba2+ = BaSO4 ↓
14. Calculați masa (în kg) de amoniac, care se obține prin reacția a 2 kmoli de azot cu un exces de hidrogen.
N2 + 3H2 = 2NH3
n(NH3) = 2n(N2) = 4kmol = 4000 mol
m(NH3) \u003d 4000 mol * 17 g / mol \u003d 68000 g \u003d 68 kg.
15. Numiți un element chimic care nu prezintă niciodată o stare de oxidare pozitivă în compuși.
Fluor
Opțiunea 3.
PARTEA A. Teste cu alegere multiplă
1. Sarcina nucleului unui atom +14 are atomi ai unui element chimic:
V. Siliciu.
2. Numărul de perechi de electroni comuni într-o moleculă de brom:
A. 1.
3. O legătură polară covalentă există într-o substanță a cărei formulă este:
B. H2S.
4. Gradul de oxidare a sulfului într-un număr de substanțe, ale căror formule sunt SO3-SO2-S-H2S:
D. Scade de la +6 la -2.
5. Formula structurală a compusului hidrogen al elementului E din subgrupa principală a grupei VII a sistemului periodic:
A. N-E.
6. Ecuația reacției chimice 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O corespunde schemei de conversie a azotului:
B. N-3 → N+2.
7. Substanța X din seria transformărilor PH3 → P2O5 → X → Ca3 (PO4) 2 are formula:
A. H3PO4.
8. Reactivul pentru anionul sulfat este cationul:
B. Ba2+.
9. Este posibilă o reacție chimică între substanțe ale căror formule sunt:
A. CO2 și NaOH.
10. Monoxidul de carbon (IV) se formează prin interacțiunea unor substanțe, ale căror formule sunt:
B. CaCO3 și HC1.
PARTEA B. Teme cu răspuns liber
11. Notați ecuațiile de reacție cu care puteți efectua transformări după schema:
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. Luați în considerare transformarea 5 din sarcina 11 din punctul de vedere al OVR.
Si+4O2+2C0---> Si0 + 2C+2O
Si+4 →Si0 +4е, oxidant
CO →C+2-2e, agent reducător
13. Din sarcina 11, selectați reacția de schimb de ioni și scrieți-o sub formă de ioni.
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
Si032- + 2H+ = H2SiO3↓
14. Calculați masa (în kg) de clorură de amoniu, care se formează prin interacțiunea a 11,2 m3 de acid clorhidric cu un exces de amoniac.
HCl + NH3 = NH4CI
n(HCl) = n(NH4Cl) = 11200 dm3/ 22,4 dm3/mol = 500 mol
m(NH4Cl) \u003d 500 mol * 56,5 g / mol \u003d 28250 g \u003d 28,250 kg.
15. Aranjați elementele chimice fosfor, oxigen, sulf, clor în ordine crescătoare a proprietăților nemetalice.
Fosfor, sulf, oxigen, clor
Opțiunea 4.
PARTEA A. Teste cu alegere multiplă
1. Sarcina nucleului unui atom +16 are atomi ai unui element chimic:
V. Sulf.
2. Numărul de perechi de electroni comuni într-o moleculă de azot:
LA 3.
3. O legătură covalentă nepolară există într-o substanță a cărei formulă este:
B. O2.
4. Gradul de oxidare a carbonului într-un număr de substanțe, ale căror formule sunt CH4-C-CO-CO2:
B. Crește de la -4 la +4.
5. Formula structurală a compusului hidrogen al elementului E din subgrupa principală a grupei IV a sistemului periodic:
W. N-E-N
6. Ecuația reacției chimice Cu + 4HNO3 = CU(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O corespunde schemei de conversie a azotului:
D. N+5 → N+4.
7. Substanța X din seria transformărilor S → S02 → X → Na2SO3 are formula:
D. H2SO3.
8. Reactivul pentru anionul fosfat este cationul:
D. Ag+.
9. Este posibilă o reacție chimică între substanțe ale căror formule sunt:
B. CO2 și Ca(OH)2.
10. Acidul silicic se formează prin interacțiunea unor substanțe, ale căror formule sunt:
B. Na2SiO3 și HC1.
PARTEA B. Teme cu răspuns liber
11. Notați ecuațiile de reacție cu care puteți efectua transformări după schema:
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. Luați în considerare transformarea 2 din sarcina 11 din punctul de vedere al OVR.
4N-3H3 + 5O20 = 4N+2O-2 + 6H2O
N-3 ->N+2, -5e, agent reducător
O20-> 2O-2,+ 2*2e, oxidant
13. Din sarcina 11, selectați reacția de schimb de ioni și scrieți-o sub formă de ioni.
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
H+ + OH- = H2O
14. Calculați masa (în kg) de oxid de sulf (IV) format în timpul arderii a 4,48 m3 de hidrogen sulfurat în exces de oxigen.
2H2S + 3O2 = 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. Care este cel mai comun element chimic:
A. În scoarța terestră:
oxigen
B. În Univers:
hidrogen
|
Ca urmare a studierii acestui subiect, veți învăța:
Ca urmare a studierii acestui subiect, veți învăța:
Întrebări de studiu: |
5.1. legătură covalentă
O legătură chimică se formează atunci când doi sau mai mulți atomi se apropie unul de celălalt, dacă în urma interacțiunii lor are loc o scădere a energiei totale a sistemului. Cele mai stabile configurații electronice ale învelișurilor de electroni exterioare ale atomilor sunt configurații ale atomilor de gaz nobil, constând din doi sau opt electroni. Învelișurile de electroni exterioare ale atomilor altor elemente conțin de la unu până la șapte electroni, adică sunt incomplete. Când se formează o moleculă, atomii tind să dobândească o înveliș stabilă de doi sau opt electroni. Electronii de valență ai atomilor iau parte la formarea unei legături chimice.
O legătură covalentă este o legătură chimică între doi atomi, care este formată din perechi de electroni care aparțin simultan acestor doi atomi.
Există două mecanisme pentru formarea unei legături covalente: schimbul și donor-acceptor.
5.1.1. Mecanism de schimb pentru formarea unei legături covalente
mecanism de schimb Formarea unei legături covalente se realizează datorită suprapunerii norilor de electroni de electroni aparținând diferiților atomi. De exemplu, când doi atomi de hidrogen se apropie unul de celălalt, orbitalii electronilor 1s se suprapun. Ca urmare, apare o pereche comună de electroni, aparținând simultan ambilor atomi. În acest caz, legătura chimică este formată din electroni cu spin antiparalel, Fig. 5.1.
Orez. 5.1. Formarea unei molecule de hidrogen din doi atomi de H
5.1.2. Mecanismul donor-acceptor al formării legăturilor covalente
Cu mecanismul donor-acceptor pentru formarea unei legături covalente, legătura se formează și cu ajutorul perechilor de electroni. Cu toate acestea, în acest caz, un atom (donator) își oferă perechea de electroni, iar celălalt atom (acceptor) participă la formarea legăturii cu orbitalul său liber. Un exemplu de implementare a unei legături donor-acceptor este formarea unui ion de amoniu NH4+ în timpul interacțiunii amoniacului NH3 cu un cation de hidrogen H+.
În molecula NH 3, trei perechi de electroni formează trei legături N - H, a patra pereche de electroni aparținând atomului de azot este neîmpărțită. Această pereche de electroni poate da o legătură cu ionul de hidrogen, care are un orbital liber. Rezultă un ion de amoniu NH 4 + , fig. 5.2.
Orez. 5.2. Apariția unei legături donor-acceptor în timpul formării unui ion de amoniu
Trebuie remarcat faptul că cele patru legături covalente N – H existente în ionul NH 4 + sunt echivalente. În ionul de amoniu, este imposibil să se izoleze legătura formată de mecanismul donor-acceptor.
5.1.3. Legături covalente polare și nepolare
Dacă o legătură covalentă este formată din atomi identici, atunci perechea de electroni este situată la aceeași distanță între nucleele acestor atomi. O astfel de legătură covalentă se numește nepolară. Un exemplu de molecule cu o legătură covalentă nepolară sunt H2, Cl2, O2, N2 etc.
În cazul unei legături covalente polare, perechea de electroni partajată este deplasată către atomul cu electronegativitatea mai mare. Acest tip de legătură se realizează în molecule formate din diferiți atomi. Legătura polară covalentă are loc în moleculele de HCl, HBr, CO, NO etc. De exemplu, formarea unei legături covalente polare în molecula de HCl poate fi reprezentată prin schema, fig. 5.3:
Orez. 5.3. Formarea unei legături polare covalente în molecula HC1
În molecula luată în considerare, perechea de electroni este deplasată la atomul de clor, deoarece electronegativitatea sa (2.83) este mai mare decât electronegativitatea atomului de hidrogen (2.1).
5.1.4. Momentul dipol și structura moleculelor
Măsura polarității legăturii este momentul său dipolar μ:
μ = e l,
Unde e este sarcina unui electron, l este distanța dintre centrele sarcinilor pozitive și negative.
Momentul dipol este o mărime vectorială. Conceptele de „moment dipol de legătură” și „moment de dipol al unei molecule” coincid numai pentru moleculele biatomice. Momentul dipol al unei molecule este egal cu suma vectorială a momentelor dipolare ale tuturor legăturilor. Astfel, momentul dipol al unei molecule poliatomice depinde de structura acesteia.
Într-o moleculă de CO 2 liniară, de exemplu, fiecare dintre legăturile C–O este polară. Totuși, molecula de CO 2 este în general nepolară, deoarece momentele dipolare ale legăturilor se compensează reciproc (Fig. 5.4). Momentul dipolar al unei molecule de dioxid de carbon este m = 0.
În colțul moleculei H 2 O, legăturile polare H–O sunt situate la un unghi de 104,5 o. Suma vectorială momentele dipolare a două legături H-O se exprimă prin diagonala paralelogramului (fig. 5.4). Ca urmare, momentul dipol al moleculei de apă m nu este egal cu zero.
Orez. 5.4. Momentele dipolare ale moleculelor de CO 2 și H 2 O
5.1.5. Valența elementelor în compușii cu legătură covalentă
Valența atomilor este determinată de numărul de electroni nepereche care participă la formarea perechilor de electroni comuni cu electronii altor atomi. Având un electron nepereche pe stratul exterior de electroni, atomii de halogen din moleculele F2, HCl, PBr3 și CCl4 sunt monovalenți. Elementele subgrupului de oxigen conțin doi electroni nepereche pe stratul exterior, astfel încât în compuși precum O 2, H 2 O, H 2 S și SCl 2 sunt divalenți.
Deoarece, pe lângă legăturile covalente obișnuite, o legătură poate fi formată în molecule printr-un mecanism donor-acceptor, valența atomilor depinde și de prezența perechilor de electroni singuri și a orbitalilor de electroni liberi în ei. O măsură cantitativă a valenței este numărul de legături chimice prin care un anumit atom este conectat la alți atomi.
Valența maximă a elementelor, de regulă, nu poate depăși numărul grupului în care sunt situate. Excepție fac elementele subgrupului lateral al primului grup Cu, Ag, Au, a căror valență în compuși este mai mare de unu. Electronii straturilor exterioare aparțin în primul rând celor de valență, cu toate acestea, pentru elementele subgrupurilor secundare, electronii penultimului strat (anterior) participă și ei la formarea unei legături chimice.
5.1.6. Valența elementelor în stări normale și excitate
Valența majorității elementelor chimice depinde dacă aceste elemente sunt într-o stare normală sau excitată. Configurația electronică a atomului de Li: 1s 2 2s 1. Atomul de litiu de la nivelul exterior are un electron nepereche, adică. litiul este monovalent. Este necesară o cheltuială foarte mare de energie, asociată cu trecerea unui electron 1s la un orbital 2p, pentru a obține litiu trivalent. Această cheltuială de energie este atât de mare încât nu este compensată de energia eliberată în timpul formării legăturilor chimice. În acest sens, nu există compuși ai litiului trivalent.
Configurația stratului de electroni exterior al elementelor subgrupului de beriliu ns 2 . Aceasta înseamnă că pe stratul exterior de electroni al acestor elemente, există doi electroni cu spini opuși în orbitalul celulei ns. Elementele subgrupului de beriliu nu conțin electroni nepereche, deci valența lor în stare normală este egal cu zero. În starea excitată, configurația electronică a elementelor subgrupului de beriliu este ns 1 nр 1, adică. elementele formează compuși în care sunt divalenți.
Posibilitățile de valență ale atomului de bor
Se consideră configurația electronică a atomului de bor în starea fundamentală: 1s 2 2s 2 2р 1 . Atomul de bor în starea fundamentală conține un electron nepereche (Fig. 5.5), adică. el este univalent. Totuși, borul nu se caracterizează prin formarea de compuși în care este monovalent. Când un atom de bor este excitat, are loc o tranziție a unui electron 2s la un orbital 2p (Fig. 5.5). Atomul de bor în stare excitată are 3 electroni nepereche și poate forma compuși în care valența sa este de trei.
Orez. 5.5. Stările de valență ale atomului de bor în starea normală și excitată
Energia cheltuită pentru tranziția unui atom la o stare excitată într-un singur nivel de energie, de regulă, este compensată în exces de energia eliberată în timpul formării de legături suplimentare.
Datorită prezenței unui orbital 2p liber în atomul de bor, borul din compuși poate forma o a patra legătură covalentă, acționând ca un acceptor de pereche de electroni. Figura 5.6 arată modul în care molecula BF interacționează cu ionul F - , în urma căruia se formează un ion -, în care borul formează patru legături covalente.
Orez. 5.6. Mecanism donor-acceptor pentru formarea celei de-a patra legături covalente la atomul de bor
Posibilitățile de valență ale atomului de azot
Luați în considerare structura electronică a atomului de azot (Fig. 5.7).
Orez. 5.7. Distribuția electronilor în orbitalii atomului de azot
Din diagrama prezentată se poate observa că azotul are trei electroni nepereche, poate forma trei legături chimice și valența sa este de trei. Tranziția atomului de azot la o stare excitată este imposibilă, deoarece al doilea nivel de energie nu conține orbitali d. În același timp, atomul de azot poate furniza o pereche de electroni neîmpărțiți de electroni exteriori 2s 2 unui atom care are un orbital liber (acceptor). Ca urmare, apare o a patra legătură chimică a atomului de azot, așa cum este cazul, de exemplu, în ionul de amoniu (Fig. 5.2). Astfel, covalența maximă (numărul de legături covalente formate) a atomului de azot este de patru. În compușii săi, azotul, spre deosebire de alte elemente din grupa a cincea, nu poate fi pentavalent.
Posibilitățile de valență ale atomilor de fosfor, sulf și halogen
Spre deosebire de atomii de azot, oxigen și fluor, atomii de fosfor, sulf și clor din a treia perioadă au celule 3d libere, la care se pot transfera electronii. Când un atom de fosfor este excitat (Fig. 5.8), acesta are 5 electroni nepereche pe stratul său exterior de electroni. Ca rezultat, în compuși, atomul de fosfor poate fi nu numai tri-, ci și pentavalent.
Orez. 5.8. Distribuția electronilor de valență pe orbite pentru un atom de fosfor în stare excitată
Într-o stare excitată, sulful, pe lângă o valență de două, prezintă și o valență de patru și șase. În acest caz, depărtarea electronilor 3p și 3s are loc secvenţial (Fig. 5.9).
Orez. 5.9. Posibilitățile de valență ale atomului de sulf în stare excitată
În starea excitată, pentru toate elementele subgrupului principal al grupului V, cu excepția fluorului, este posibilă degenerarea secvențială a primelor perechi de electroni p și apoi s. Ca rezultat, aceste elemente devin tri-, penta- și heptavalente (Fig. 5.10).
Orez. 5.10. Posibilitățile de valență ale atomilor de clor, brom și iod în stare excitată
5.1.7. Lungimea, energia și direcția unei legături covalente
O legătură covalentă, de regulă, se formează între atomii nemetalelor. Principalele caracteristici ale unei legături covalente sunt lungimea, energia și direcționalitatea.
Lungimea legăturii covalente
Lungimea legăturii este distanța dintre nucleele atomilor care formează această legătură. Se determină prin metode fizice experimentale. Lungimea legăturii poate fi estimată folosind regula aditivității, conform căreia lungimea legăturii în molecula AB este aproximativ egală cu jumătate din suma lungimilor legăturilor din moleculele A 2 și B 2:
.
De sus în jos în subgrupele sistemului periodic de elemente, lungimea legăturii chimice crește, deoarece razele atomilor cresc în această direcție (Tabelul 5.1). Pe măsură ce multiplicitatea legăturilor crește, lungimea acesteia scade.
Tabelul 5.1.
Lungimea unor legături chimice
legătură chimică |
Durata comunicării, pm |
legătură chimică |
Durata comunicării, pm |
C - C |
|||
Energie legată
Măsura rezistenței legăturii este energia legăturii. Energie legată este determinată de energia necesară pentru a rupe legătura și a îndepărta atomii care formează această legătură la o distanță infinită unul de celălalt. Legătura covalentă este foarte puternică. Energia sa variază de la câteva zeci la câteva sute de kJ/mol. Pentru o moleculă IСl 3, de exemplu, Ebonds ≈40, iar pentru molecule N 2 și CO, Ebonds ≈1000 kJ/mol.
De sus în jos în subgrupele sistemului periodic de elemente, energia unei legături chimice scade, deoarece lungimea legăturii crește în această direcție (Tabelul 5.1). Odată cu creșterea multiplicității conexiunii, energia acesteia crește (Tabelul 5.2).
Tabelul 5.2.
Energiile unor legături chimice
legătură chimică |
energie de legătură, |
legătură chimică |
energie de legătură, |
C - C |
|||
Saturația și direcționalitatea unei legături covalente
Cele mai importante proprietăți ale unei legături covalente sunt saturația și direcționalitatea acesteia. Saturația poate fi definită ca fiind capacitatea atomilor de a forma un număr limitat de legături covalente. Deci un atom de carbon poate forma doar patru legături covalente, iar un atom de oxigen poate forma două. Numărul maxim de legături covalente obișnuite pe care le poate forma un atom (excluzând legăturile formate prin mecanismul donor-acceptor) este egal cu numărul de electroni nepereche.
Legăturile covalente au o orientare spațială, deoarece suprapunerea orbitalilor în timpul formării unei singure legături are loc de-a lungul liniei care leagă nucleele atomilor. Dispunerea spațială a orbitalilor de electroni ai unei molecule determină geometria acesteia. Unghiurile dintre legăturile chimice se numesc unghiuri de legătură.
Saturația și direcționalitatea unei legături covalente distinge această legătură de o legătură ionică, care, spre deosebire de o legătură covalentă, este nesaturată și nedirecțională.
Structura spațială a moleculelor de H 2 O și NH 3
Să luăm în considerare orientarea unei legături covalente folosind exemplul moleculelor de H 2 O și NH 3.
Molecula de H 2 O este formată dintr-un atom de oxigen și doi atomi de hidrogen. Atomul de oxigen are doi electroni p neperechi care ocupă doi orbitali situati în unghi drept unul față de celălalt. Atomii de hidrogen au electroni 1s nepereche. Unghiul dintre legăturile formate de electronii p ar trebui să fie apropiat de unghiul dintre orbitalii electronilor p. Cu toate acestea, experimental, s-a descoperit că unghiul dintre legăturile O–H dintr-o moleculă de apă este de 104,50. Creşterea unghiului faţă de unghiul de 90 o poate fi explicată prin forţele de respingere care acţionează între atomii de hidrogen, fig. 5.11. Astfel, molecula de H 2 O are o formă unghiulară.
Trei electroni p neperechi ai atomului de azot participă la formarea moleculei de NH3, ai cărei orbitali sunt localizați în trei direcții reciproc perpendiculare. Prin urmare, cele trei legături N–H trebuie să fie la unghiuri una față de cealaltă aproape de 90° (Fig. 5.11). Valoarea experimentală a unghiului dintre legăturile din molecula de NH3 este 107,3°. Diferența dintre valorile unghiurilor dintre legături față de valorile teoretice se datorează, ca și în cazul moleculei de apă, respingerii reciproce a atomilor de hidrogen. În plus, schemele prezentate nu iau în considerare posibilitatea participării a doi electroni în orbitalii 2s la formarea legăturilor chimice.
Orez. 5.11. Suprapunerea orbitalilor electronici în timpul formării legăturilor chimice în moleculele de H 2 O (a) și NH 3 (b)
Luați în considerare formarea moleculei de BeCl2. Un atom de beriliu în stare excitată are doi electroni nepereche: 2s și 2p. Se poate presupune că atomul de beriliu ar trebui să formeze două legături: o legătură formată de electronul s și o legătură formată de electronul p. Aceste conexiuni trebuie să fie energie diferită si lungimi variate. În acest caz, molecula de BeCl 2 nu ar trebui să fie liniară, ci unghiulară. Totuși, experiența arată că molecula de BeCl 2 are o structură liniară și ambele legături chimice din ea sunt echivalente. O situație similară se observă atunci când se consideră structura moleculelor BCl 3 și CCl 4 - toate legăturile din aceste molecule sunt echivalente. Molecula BC1 3 are o structură plană, CC1 4 este tetraedrică.
Pentru a explica structura moleculelor precum BeCl 2, BCl 3 și CCl 4, Pauling și Slater(SUA) a introdus conceptul de hibridizare a orbitalilor atomici. Ei au propus înlocuirea mai multor orbitali atomici, nu foarte diferiți ca energie, cu același număr de orbitali echivalenti, numiți hibridi. Acești orbitali hibrizi sunt formați din orbitali atomici ca rezultat al combinației lor liniare.
Potrivit lui L. Pauling, atunci când legăturile chimice sunt formate de un atom care are electroni de diferite tipuri într-un singur strat și, prin urmare, nu foarte diferiți ca energie (de exemplu, s și p), este posibil să se schimbe configurația orbitalilor de diferite tipuri, în care sunt aliniate ca formă și energie. Ca urmare, se formează orbitali hibrizi, care au o formă asimetrică și sunt puternic alungiți pe o parte a nucleului. Este important de subliniat faptul că modelul de hibridizare este utilizat în cazul în care electronii de diferite tipuri participă la formarea legăturilor, de exemplu, s și p.
5.1.8.2. tipuri diferite hibridizarea orbitalilor atomici
hibridizarea sp
Hibridizarea unuia s- și unul R- orbitali ( sp- hibridizare) realizat, de exemplu, în formarea clorurii de beriliu. După cum se arată mai sus, în starea excitată, atomul Be are doi electroni nepereche, dintre care unul ocupă orbitalul 2s și celălalt, orbitalul 2p. Când se formează o legătură chimică, acești doi orbitali diferiți sunt transformați în doi orbitali hibrizi identici direcționați la un unghi de 180 ° unul față de celălalt (Fig. 5.12). Aranjamentul liniar a doi orbitali hibrizi corespunde respingerii lor minime unul față de celălalt. Drept urmare, molecula BeCl 2 are o structură liniară - toți cei trei atomi sunt localizați pe aceeași linie.
Orez. 5.12. Schema suprapunerii orbitalilor de electroni în timpul formării moleculei de BeCl 2
Structura moleculei de acetilenă; legături sigma și pi
Luați în considerare schema de suprapunere a orbitalilor de electroni în formarea unei molecule de acetilenă. În molecula de acetilenă, fiecare atom de carbon este în stare hibrid sp. Doi orbitali sp-hibrizi sunt situati la un unghi de 1800 unul fata de celalalt; ele formează o legătură σ între atomii de carbon și două legături σ cu atomii de hidrogen (Fig. 5.13).
Orez. 5.13. Schema formării legăturilor s în molecula de acetilenă
O legătură σ este o legătură formată ca urmare a suprapunerii orbitalilor de electroni de-a lungul liniei care leagă nucleele atomilor.
Fiecare atom de carbon din molecula de acetilenă conține încă doi electroni p, care nu participă la formarea legăturilor σ. Norii de electroni ai acestor electroni sunt localizați în planuri reciproc perpendiculare și, suprapunându-se unul cu celălalt, formează încă două legături π între atomii de carbon datorită suprapunerii laterale a nehibrizilor. R-nori (Fig. 5.14).
O legătură π este o legătură chimică covalentă formată ca urmare a creșterii densității electronilor de fiecare parte a unei linii care leagă nucleele atomilor.
Orez. 5.14. Schema formării legăturilor σ - și π - în molecula de acetilenă.
Astfel, într-o moleculă de acetilenă, între atomii de carbon se formează o legătură triplă, care constă dintr-o legătură σ și două legături π; σ -legăturile sunt mai puternice decât legăturile π.
hibridizare sp2
Structura moleculei de BCl 3 poate fi explicată în termeni de sp 2- hibridizare. Atomul de bor în starea excitată conține un electron s și doi electroni p pe stratul exterior de electroni, adică. trei electroni nepereche. Acești trei nori de electroni pot fi transformați în trei orbitali hibrizi echivalenti. Repulsia minimă a trei orbitali hibrizi unul față de celălalt corespunde locației lor în același plan la un unghi de 120 o unul față de celălalt (Fig. 5.15). Astfel, molecula BCl 3 are o formă plană.
Orez. 5.15. Structura plană a moleculei BCl 3
sp 3 - hibridizare
Orbitalii de valență ai atomului de carbon (s, p x, p y, p z) pot fi transformați în patru orbitali hibrizi echivalenti, care sunt situați în spațiu la un unghi de 109,5 o unul față de celălalt și sunt direcționați către vârfurile tetraedrului, în al cărui centru este nucleul atomului de carbon (fig. 5.16).
Orez. 5.16. Structura tetraedrică a moleculei de metan
5.1.8.3. Hibridarea implicând perechi de electroni singuri
Modelul de hibridizare poate fi folosit pentru a explica structura moleculelor în care, pe lângă legare, există și perechi de electroni neîmpărțiți. În moleculele de apă și amoniac, numărul total de perechi de electroni ale atomului central (O și N) este de patru. În acest caz, molecula de apă are două, iar molecula de amoniac are o pereche de electroni neîmpărțită. Formarea legăturilor chimice în aceste molecule poate fi explicată presupunând că perechile de electroni singuri pot umple și orbitalii hibrizi. Perechile de electroni neîmpărțiți ocupă mult mai mult spațiu în spațiu decât perechile de legătură. Ca urmare a respingerii care apare între perechile de electroni singuri și de legătură, unghiurile de legătură din moleculele de apă și amoniac scad, care se dovedesc a fi mai mici de 109,5 o.
Orez. 5.17. sp 3 - hibridizare care implică perechi de electroni singuri în molecule H 2 O (A) și NH 3 (B)
5.1.8.4. Stabilirea tipului de hibridizare și determinarea structurii moleculelor
Pentru a stabili tipul de hibridizare și, în consecință, structura moleculelor, trebuie folosite următoarele reguli.
1. Tipul de hibridizare a atomului central, care nu conține perechi de electroni neîmpărțiți, este determinat de numărul de legături sigma. Dacă există două astfel de legături, are loc hibridizarea sp, hibridizarea trei - sp 2, hibridizarea patru - sp 3. Perechile de electroni neîmpărțiți (în absența legăturilor formate prin mecanismul donor-acceptor) sunt absente în moleculele formate din atomi de beriliu, bor, carbon, siliciu, adică. elementele principalelor subgrupe II - IV grupe.
2. Dacă atomul central conține perechi de electroni neîmpărțiți, atunci numărul de orbitali hibrizi și tipul de hibridizare sunt determinate de suma numărului de legături sigma și a numărului de perechi de electroni neîmpărțiți. Hibridizarea care implică perechi de electroni neîmpărțiți are loc în molecule formate din atomi de azot, fosfor, oxigen și sulf, de exemplu. elemente ale principalelor subgrupe ale grupelor V și VI.
3. Forma geometrică a moleculelor este determinată de tipul de hibridizare a atomului central (Tabelul 5.3).
Tabelul 5.3.
Unghiuri de valență, forma geometrică a moleculelor în funcție de numărul de orbitali hibrizi și de tipul de hibridizare a atomului central
5.2. Legătură ionică
Legătura ionică se realizează prin atracție electrostatică între ionii încărcați opus. Acești ioni se formează ca urmare a transferului de electroni de la un atom la altul. O legătură ionică se formează între atomi care au diferențe mari de electronegativitate (de obicei mai mari de 1,7 pe scara Pauling), de exemplu, între metale alcaline și halogeni.
Să luăm în considerare aspectul unei legături ionice folosind exemplul formării NaCl. Din formulele electronice ale atomilor Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 și Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5, este mai ușor să dai un electron atomului de sodiu decât să atașezi șapte și este mai ușor pentru atomul de clor să atașeze unul, decât să dea șapte. LA reacții chimice atomul de sodiu donează un electron, iar atomul de clor îl acceptă. Ca urmare, învelișurile de electroni ale atomilor de sodiu și clor se transformă în învelișuri de electroni stabile ale gazelor nobile (configurația electronică a cationului de sodiu este Na + 1s 2 2s 2 2p 6, iar configurația electronică a anionului de clor Cl este 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Interacțiunea electrostatică a ionilor duce la formarea moleculei de NaCl.
Principalele caracteristici ale legăturii ionice și proprietăți compuși ionici
1. O legătură ionică este o legătură chimică puternică. Energia acestei legături este de aproximativ 300 – 700 kJ/mol.
2. Spre deosebire de o legătură covalentă, legătură ionică este nedirectional, deoarece un ion poate atrage ionii de semn opus față de sine în orice direcție.
3. Spre deosebire de o legătură covalentă, o legătură ionică este nesaturat, deoarece interacțiunea ionilor de semn opus nu duce la compensarea reciprocă completă a câmpurilor lor de forță.
4. În procesul de formare a moleculelor cu o legătură ionică, nu există un transfer complet de electroni, prin urmare, o legătură ionică 100% nu există în natură. În molecula de NaCl, legătura chimică este doar 80% ionică.
5. Compușii ionici sunt solide cristaline cu puncte de topire și de fierbere ridicate.
6. Majoritatea compușilor ionici se dizolvă în apă. Soluțiile și topiturile compușilor ionici conduc curentul electric.
5.3. conexiune metalica
Atomii de metal la nivelul energetic exterior conțin un număr mic de electroni de valență. Deoarece energia de ionizare a atomilor de metal este scăzută, electronii de valență sunt slab reținuți în acești atomi. Ca rezultat, ionii încărcați pozitiv și electronii liberi apar în rețeaua cristalină a metalelor. În acest caz, cationii metalici sunt localizați la nodurile rețelei lor cristaline, iar electronii se mișcă liber în câmpul centrilor pozitivi, formând așa-numitul „gaz de electroni”. Prezența unui electron încărcat negativ între doi cationi duce la faptul că fiecare cation interacționează cu acest electron. Astfel, o legătură metalică este o legătură între ionii pozitivi din cristalele metalice, care se realizează prin atracția electronilor care se mișcă liber în întregul cristal.
Deoarece electronii de valență din metal sunt distribuiți uniform în întregul cristal, legătura metalică, ca și cea ionică, este o legătură nedirecționată. Spre deosebire de o legătură covalentă, o legătură metalică este o legătură nesaturată. Dintr-o legătură covalentă legatura metalica diferă și prin durabilitate. Energia unei legături metalice este de aproximativ trei până la patru ori mai mică decât energia unei legături covalente.
Datorită mobilității mari a gazului de electroni, metalele se caracterizează printr-o conductivitate electrică și termică ridicată.
5.4. legătură de hidrogen
În moleculele compuşilor HF, H 2 O, NH 3, există legături de hidrogen cu un element puternic electronegativ (H–F, H–O, H–N). Între moleculele unor astfel de compuși se pot forma legături intermoleculare de hidrogen. În unele molecule organice care conțin legături H-O, H-N, legături de hidrogen intramoleculare.
Mecanismul de formare a legăturii de hidrogen este parțial electrostatic, parțial donor-acceptor. În acest caz, atomul unui element puternic electronegativ (F, O, N) acționează ca un donor de pereche de electroni, iar atomii de hidrogen conectați la acești atomi acționează ca un acceptor. Ca și în cazul legăturilor covalente, legăturile de hidrogen se caracterizează prin orientareîn spaţiu şi saturabilitate.
Legătura de hidrogen este de obicei notă cu puncte: H ··· F. Legătura de hidrogen este mai pronunțată, cu cât electronegativitatea atomului partener este mai mare și cu atât dimensiunea acestuia este mai mică. Este caracteristic în primul rând pentru compușii cu fluor, precum și pentru oxigen, într-o măsură mai mică azotul, într-o măsură și mai mică pentru clor și sulf. În consecință, se modifică și energia legăturii de hidrogen (Tabelul 5.4).
Tabelul 5.4.
Valorile medii ale energiilor legăturilor de hidrogen
Legături de hidrogen intermoleculare și intramoleculare
Datorită legăturilor de hidrogen, moleculele sunt combinate în dimeri și asociați mai complexi. De exemplu, formarea unui dimer de acid formic poate fi reprezentată prin următoarea schemă (Fig. 5.18).
Orez. 5.18. Formarea legăturilor de hidrogen intermoleculare în acidul formic
În apă pot apărea lanțuri lungi de asociați (H 2 O) n (Fig. 5.19).
Orez. 5.19. Formarea unui lanț de asociați în apa lichidă datorită legăturilor de hidrogen intermoleculare
Fiecare moleculă de H 2 O poate forma patru legături de hidrogen, în timp ce o moleculă de HF poate forma doar două.
Legăturile de hidrogen pot apărea atât între diferite molecule (legătură de hidrogen intermoleculară), cât și în interiorul unei molecule (legătură de hidrogen intramoleculară). Exemple de formare de legături intramoleculare pentru unii materie organică sunt prezentate în fig. 5.20.
Orez. 5.20. Formarea unei legături de hidrogen intramoleculare în moleculele diferiților compuși organici
Efectul legăturilor de hidrogen asupra proprietăților substanțelor
Cel mai convenabil indicator al existenței unei legături de hidrogen intermoleculare este punctul de fierbere al unei substanțe. Punctul de fierbere mai mare al apei (100 o C în comparație cu compușii cu hidrogen ai elementelor din subgrupa oxigenului (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) se datorează prezenței legăturilor de hidrogen: este necesară energie suplimentară pentru distrugerea intermoleculară. legături de hidrogen în apă.
Legătura de hidrogen poate afecta semnificativ structura și proprietățile substanțelor. Existența legăturilor de hidrogen intermoleculare crește punctele de topire și de fierbere ale substanțelor. Prezența unei legături de hidrogen intramoleculară duce la faptul că molecula de acid dezoxiribonucleic (ADN) este pliată într-o dublă helix în apă.
Legătura de hidrogen joacă și ea rol importantîn procesele de dizolvare, deoarece solubilitatea depinde și de capacitatea compusului de a forma legături de hidrogen cu solventul. Ca urmare, substanțele care conțin grupe OH, cum ar fi zahărul, glucoza, alcoolii, acizii carboxilici, de regulă, sunt foarte solubile în apă.
5.5. Tipuri de rețele cristaline
Solidele, de regulă, au o structură cristalină. Particulele care alcătuiesc cristalele (atomi, ioni sau molecule) sunt situate în puncte strict definite din spațiu, formând o rețea cristalină. Celulă de cristal constă din celule elementare care păstrează trăsăturile structurale caracteristice unei rețele date. Se numesc punctele în care se află particulele noduri de zăbrele. În funcție de tipul de particule situate la locurile rețelei și de natura conexiunii dintre acestea, se disting 4 tipuri de rețele cristaline.
5.5.1. Rețea cristalină atomică
La nodurile rețelelor cristaline atomice există atomi interconectați prin legături covalente. Substanțele care au o rețea atomică includ diamant, siliciu, carburi, siliciuri etc. În structura unui cristal atomic, este imposibil să se evidențieze molecule individuale; întregul cristal este considerat ca o moleculă gigantică. Structura diamantului este prezentată în fig. 5.21. Un diamant este format din atomi de carbon, fiecare legat de patru atomi vecini. Datorită faptului că legăturile covalente sunt puternice, toate substanțele care au rețele atomice sunt refractare, solide și puțin volatile. Sunt ușor solubile în apă.
Orez. 5.21. Rețea cristalină de diamant
5.5.2. Rețea cristalină moleculară
Moleculele sunt situate la nodurile rețelelor cristaline moleculare, interconectate prin forțe intermoleculare slabe. Prin urmare, substanțele cu o rețea moleculară au duritate scăzută, sunt fuzibile, se caracterizează printr-o volatilitate semnificativă, sunt ușor solubile în apă, iar soluțiile lor, de regulă, nu conduc curentul electric. Sunt cunoscute o mulțime de substanțe cu o rețea cristalină moleculară. Acestea sunt hidrogen solid, clor, monoxid de carbon (IV) și alte substanțe care sunt în stare gazoasă la temperaturi obișnuite. Majoritatea compușilor organici cristalini au o rețea moleculară.
5.5.3. Rețea cristalină ionică
Se numesc rețele de cristal, la nodurile cărora se află ionii ionic. Ele sunt formate din substanțe cu o legătură ionică, de exemplu, halogenuri de metale alcaline. În cristalele ionice, moleculele individuale nu pot fi distinse; întregul cristal poate fi considerat ca o singură macromoleculă. Legăturile dintre ioni sunt puternice, astfel încât substanțele cu o rețea ionică au volatilitate scăzută, puncte de topire și de fierbere ridicate. Rețeaua cristalină a clorurii de sodiu este prezentată în fig. 5.22.
Orez. 5.22. Rețea cristalină de clorură de sodiu
În această figură, bilele luminoase sunt ioni Na +, bilele întunecate sunt ioni Cl -. În stânga în fig. 5.22 arată celula unitară a NaCI.
5.5.4. rețea cristalină metalică
Metalele în stare solidă formează rețele cristaline metalice. La nodurile unor astfel de rețele sunt ioni metalici pozitivi, iar electronii de valență se mișcă liber între ei. Electronii atrag electrostatic cationii, dând astfel stabilitate rețelei metalice. O astfel de structură a rețelei determină conductivitatea termică ridicată, conductivitatea electrică și plasticitatea metalelor - deformarea mecanică nu rupe legăturile și nu distruge cristalul, deoarece ionii care îl alcătuiesc par să plutească într-un nor de gaz de electroni. Pe fig. 5.23 prezintă rețeaua cristalină a sodiului.
Orez. 5.23. Rețeaua cristalină a sodiului
