Dane energetyczne jonizacji (EI), PEI i skład stabilnych cząsteczek są ich wartościami i porównania - zarówno wolne atomy, jak i atomy związane z cząsteczkami, pozwalają nam zrozumieć, w jaki sposób atomy tworzą cząsteczki za pomocą mechanizmu wiązania kowalencyjnego.
Komunikacja kowalencyjna - (z łacińskiego "CO" razem i "Valis" z siłą) (komunikacja Homeopolar), Łączność chemiczna Między dwoma atomami wynikającymi z wrogości elektronów należących do tych atomów. Atomy w cząsteczkach prostych gazów są połączone wiązaniem kowalencyjnym. Komunikacja, w której znajduje się jedna wspólna para elektronów, nazywana jest singlem; Istnieją również podwójne i potrójne więzi.
Rozważ kilka przykładów, aby zobaczyć, jak możemy wykorzystać nasze zasady, aby określić liczbę kowalencyjnych wiązań chemicznych, które mogą tworzyć atom, jeśli znamy ilość elektronów na zewnętrznej powłoki tego atomu i ładunku jądra. Poszukiwanie jądra i ilość elektronów na osłonie zewnętrznej są określane eksperymentalnie i są zawarte w tabeli elementu.
Obliczanie możliwej liczby więzi kowalencyjnych
Na przykład obliczymy liczbę wiązań kowalencyjnych, które może tworzyć sód ( Na)aluminium (GLIN),fosfor (P),i chlor ( Cl). Sód ( Na) i aluminium ( GLIN)mają odpowiednio, 1 i 3 elektrony na zewnętrznej powłoce, a zgodnie z pierwszą regułą (dla mechanizmu komunikacji kowalencyjnej, użyj jednego elektronu na zewnętrznej powłoki), mogą one tworzyć: sód (NA) - 1 i aluminium ( GLIN) - 3 obligacje kowalencyjne. Po utworzeniu połączeń liczba elektronów na zewnętrznych skorupach sodu ( Na) i aluminium ( GLIN) równe, odpowiednio 2 i 6; Te., Mniej maksymalny numer (8) W przypadku tych atomów. Fosforu ( P) i chlor ( Cl) Mają odpowiednio 5 i 7 elektronów na zewnętrznej powłoki, a według drugiego z wyżej wymienionych wzorców, mogą one tworzyć 5 i 7 wiązań kowalencyjnych. Zgodnie z czwartym wzorem, tworzenie wiązania kowalencyjnego, liczba elektronów na zewnętrznej osłonie tych atomów wzrasta o 1. Według szóstego wzoru, gdy utworzono wiązanie kowalencyjne, liczba elektronów na powłoki zewnętrznej wiązanych atomów nie może być więcej niż 8. Czy fosforu ( P) może tworzyć tylko 3 połączenia (8-5 \u003d 3), podczas gdy chlor ( Cl) może tworzyć tylko jeden (8-7 \u003d 1).
Przykład: W oparciu o analizę odkryliśmy, że niektóre substancje składa się z atomów sodu. (NA) i chlor ( Cl). Znając wzorce mechanizmu tworzenia więzi kowalencyjnych, możemy powiedzieć, że sód ( Na.) Może tworzyć tylko 1 wiązanie kowalencyjne. W ten sposób możemy założyć, że każdy atom sodu ( Na)związane z atomem chloru ( Cl)przez wiązanie kowalencyjne w tej substancji i że ta substancja składa się z cząsteczek atomów NaCl.. Wzór struktury dla tej cząsteczki: Na - cl. Tutaj Dash (-) oznacza połączenie kowalencyjne. Elektroniczna formuła tej cząsteczki może być wyświetlana w następujący sposób:
. .
NA: CL:
. .
Zgodnie ze wzorem elektronicznym, na zewnętrznej skorupie atomu sodu ( Na) w NaCl. Istnieją 2 elektrony, a na zewnętrznej osłona atomu chloru ( Cl) Jest 8 elektronów. W tym wzorze elektrony (punkty) między atomami sodu ( Na) i
chlor (Cl) są wiążącymi elektronami. Ponieważ pei w chlorze ( Cl) równy 13 EV i sodu (NA) Jest równa 5,14 EV, para spoiwa elektronów jest znacznie bliżej atomu. Cl.niż atom. Na.. Jeśli energie jonizacji atomów tworzące cząsteczkę różnią się znacznie, a następnie otrzymaną komunikację polarny wiązanie kowalencyjne.
Rozważ inną sprawę. W oparciu o analizę odkryliśmy, że niektóre substancje składa się z aluminiowych atomów ( GLIN) i atomy chloru ( Cl). Aluminium ( GLIN) Na zewnętrznej skorupy znajduje się 3 elektrony; Zatem może tworzyć 3 kowalencyjne wiązania chemiczne w tym czasie chlor (Cl), jak w poprzednim przypadku, może tworzyć tylko 1 połączenie. Ta substancja jest reprezentowana jako Alcl 3.a jego elektroniczna formuła można zilustrować w następujący sposób:
Rysunek 3.1. Formuła elektronicznaAlcl. 3
którego formuła struktury:
Cl - al - cl
Cl.
Ta elektroniczna formuła pokazuje Alcl 3. Na zewnętrznej osłona atomów chloru ( Cl.) Istnieje 8 elektronów, podczas gdy na zewnętrznej osłonie aluminiowego atomu ( GLIN) Ich 6. Zgodnie z mechanizmem powstawania wiązania kowalencyjnego, zarówno segregatorów elektronów (jeden z każdego atomu) przychodzą do zewnętrznych skorupów wiązania atomów.
Wiele wiązań kowalencyjnych.
Atomy mające więcej niż jeden elektron na zewnętrznej skorupy może nie formować, ale kilka wiązań kowalencyjnych między sobą. Takie połączenia są nazywane wielokrotnością (częściej wielokrotność) Relacje. Przykładami takich połączeń są wiązania cząsteczek azotu ( N.= N.) i tlen ( O \u003d O.).
Połączenie utworzone przez Związek pojedynczych atomów jest nazywany kovalent krawat homoatomowy, ejeśli atomy są inne, połączenie jest wywoływane heteratomowy kowalentystyczny krawat [Greckie prefekcja "homo" i "hetero" odpowiednio oznaczają to samo i inne].
Wyobraź sobie, jak w rzeczywistości wygląda jak cząsteczka z sparowanymi atomami. Najprostszą cząsteczką z parowanymi atomami jest cząsteczkę wodoru.
7.8. Rodzaje obligacji kowalencyjnej
Komunikacja kowalencyjna Jest tworzony przez nakładanie się elektronicznych chmur wiązania atomów. Istnieć różne metody Nakładanie tych chmur elektronicznych.
1. Bezpośrednie nakładanie się:
W tym przypadku jedyny obszar nakładających się chmur elektronowych leży na linii prostej łączącej jądra atomów. Komunikacja utworzona w ten sposób jest nazywana - Komunikacja.
W zależności od rodzaju nakładających się chmur może się utworzyć s. , s-p. , p-p. I inne odmiany połączenia.
2. Nakładanie się strony:
W tym przypadku dwa obszary nakładających się chmur elektronowych znajdują się na różnych kierunkach z płaszczyzny, w którym kową kowony atomów wiązania. Komunikacja utworzona w tym nakładaniu się EO nazywana jest połączeniem.
Podobnie jak w przypadku połączenia, w zależności od rodzaju nakładających się chmur, można utworzyć różne odmiany połączenia: p-p. , p-d. ,
d-d. itp.
Oraz - i -Svyaz mają określony kierunek, który występuje ze względu na pragnienie atomów do maksymalnego skutecznego nakładania się EO, które jest, aby nakładać chmury w obszarze maksymalnej gęstości elektronów. Tak więc połączenie kowalencyjne. Na przykład, w cząsteczce siarczkowej wodoru w kierunkach H 2 S z dwóch łóżek między atomem siarkowym a dwoma atomami wodoru są prawie prostopadłe (patrz Obwód na stronie 95). Atom znajduje się całkowicie określona liczba nieuporowanych elektronów, dzięki czemu może tworzyć całkowicie określoną liczbę więzi kowalencyjnych. Tak więc wiązanie kowalencyjne ma nasycenie. Na przykład, jeśli atom chloru utworzył jeden- ° C z atomem wodoru (patrz schemat na stronie 95), nie może już połączyć się z jednym atomem wodoru.
Porównanie charakterystyki - i -celies przedstawiono w tabeli 20.
Tabela 20.Porównanie charakterystyki - i - komunikację
Jeden obszarze nakładania się |
Dwa obszary nakładania się |
Elektroniczne chmury nakładają się częściami o najwyższej gęstości elektronów |
Chmury elektroniczne nakładają się z ich części peryferyjnych |
Ponieważ jest prawie zawsze mniej wytrzymały, niż -Cell, zwykle pomiędzy atomami jest pierwszy - α, a następnie, jeśli istnieje szansa, a następnie -CV. W związku z tym możliwe jest tylko w przypadku tworzenia wielu krawatów (podwójnej i potrójnej) tworzenia:
| Cyanor ogród - HCN. Inna nazwa - kwas hydrocynowy. Jest to bezbarwny nietoperz o temperaturze wrzenia 26 o C. z silnym ogrzewaniem lub w świetle rozkłada się. Kwas arylu miesza się z wodą pod każdym względem. Przez analogię z hodowlą halogenową roztwór cyjanovodorod w wodzie nazywany jest kwas cyanogenny. Kwas arylu i jego sole (cyjanidy) są bardzo silnymi truciznami (śmiertelna dawka dla osoby nie większej niż 50 mg), a sam kwas może przenikać ciało nawet przez nienaruszoną skórę. Raz w ciele cyanode i cyjanidy są związane z hemoglobiny w cyangemoglobinie, wpływać na centra oddechowe i przyczyną zadławienie. Pomimo toksyczności, kwas synowy stosuje się w produkcji włókien syntetycznych i niektórych rodzajów tworzyw sztucznych. W małych stężeniach, niebieski kwas występuje w świecie roślin (na przykład w Gorky Migdance). |
-Cocerm, -svyaz.
1. Koniec akapitu pokazuje formuły strukturalne czterech substancji. Uczyń dla nich formuły elektroniczne i molekularne.
2. Zwykłe formuły strukturalne i elektroniczne następujących substancji: CH3CI, COF 2, SO 2CL2 i N2 H4. W przypadku trudności przedstawiają tworzenie relacji w tych cząsteczkach. Określ B. formuły strukturalne. -I -vy. Należy pamiętać, że w CH3Cl Atom N i Cl są związane tylko z atomami C, w COF 2 Atom O i F są również związane z atomami węgla, aw SO 2 CL 2 atomów O i C1 są podłączone tylko z ATOMS S. .
7.9. Energia wiązania kowalencyjnego
Siła komunikacji charakteryzuje się energią komunikacyjną (patrz pkt 7,5). Siła wiązania kowalencyjnego można oszacować na dwa sposoby: określanie energii niezbędnej do łamania wszystkich obligacji w określonej części substancji lub poprzez określenie energii niezbędnej do przerwania znanej liczby połączeń. W pierwszym przypadku taka energia nazywana jest energią atomizacyjną, w drugiej energii komunikacji. W praktyce stosowane są odpowiednie wartości molowe.
Molowa energia rozpylania pokazuje, jaką energię należy wydać na rozdzielenie 1 substancji modlącej na izolowanych atomach.
Molarna energia komunikacji pokazuje, która energia jest konieczna do wydania na szczelinę 1 molę (6.02. 10 23) połączeń. W przypadku cząsteczek okrzemkowych te energie pokrywają się.
I ten, a druga energia molowa mierzy się w KILADZHOUS na MOL: W przypadku energii rozpylania - na MOL substancji, aw przypadku energii komunikacyjnej - na MOL obligacji. Przy obliczaniu liczby linków do określenia Dual (lub Triple) połączenie jest uważane za jedną wiązanie.
Tabela 21.Przykłady wartości E w i średnie wartości E SV (w KJ / Mol)
Substancja |
Substancja |
||||||
| H 2. | Hf. | C- H. | N \u003d O. | ||||
| F 2. | Hcl. | N- H. | C- C. | ||||
| Cl2. | HBR. | O- h. | C \u003d C. | ||||
| Br 2. | CZEŚĆ | Si- H. | Cє C. | ||||
| I 2. | Współ. | P- H. | Cє N. | ||||
| O 2. | Ibr. | S- H. | Si-O. | ||||
| N2. | CLF. | C \u003d O. | S \u003d O. |
Z wartości podanych w Tabeli 21 można stwierdzić, że siła wiązań kowalencyjnych jest większa, tym mniejsza wielkość wiązania atomów i większej wielości komunikacji.
Energia rozpylizacji molowej, energia komunikacji molowej.
7.10. Struktura cząsteczek. Model hybrydyzacji.
Większość związków z wiązaniami kowalencyjnymi między atomami składa się z cząsteczek.
Koncepcja "struktury cząsteczek" - dość szeroka koncepcja i obejmuje w szczególności, struktura chemiczna i struktura przestrzenna.
Struktura chemiczna cząsteczki jest opisana przez formułę strukturalną.
Struktura przestrzenna cząsteczki jest opisana przez formułę przestrzenną.
W celu scharakteryzowania struktury przestrzennej cząsteczki ilościowo, konieczne jest określenie inteligentnych odległości i kątów między połączeniami. Oba mogą być określone eksperymentalnie.
Aby ocenić międzyatomowe odległości w cząsteczkach substancji, której struktura przestrzenna, której nie została jeszcze badana, tak zwana (kowalentysta) promień jest często używany.
Suma atomów promienów atomowych różnych elementów jest równa średniej odległości między atomami tych elementów związanych z prostym wiązaniem kowalencyjnym, w cząsteczkach lub kryształach. Tabela promienia atomowego jest pokazana w dodatku 9.
Aby oszacować narożniki między połączeniami, zapewniono użyteczny model hybrydyzacji.
Przypomnijmy sobie strukturę chemiczną cząsteczek metanu (patrz rys. Na stronie 21). Od schematu formowania wiązań kowalencyjnych w tej cząsteczce (str. 105) wynika, że \u200b\u200btrzy z czterech połączeń w tej cząsteczce są dokładnie takie same. Ponieważ oś chmur elektronicznych p-ao jest wzajemnie prostopadle, a następnie trzy wiązania kowalencyjne utworzone z udziałem tych chmur powinny być skierowane do siebie pod kątem prostym. Czwarte połączenie powinno się od nich różnić. Ustalono eksperymentalnie, że wszystkie cztery wiązania w cząsteczce metanowej są całkowicie takie same i wysyłane w przestrzeni, jak pokazano na rysunku (s. 21). Oznacza to, że atom węgla zajmuje pozycję w środku tetrahedronu (prawej tetrahedrycznej, trójkątnej piramidy) i atomów wodoru w jej wierzchołkach. Jest to możliwe tylko wtedy, gdy elektroniczne chmury atomu węgla zaangażowanego w powstawanie komunikacji są absolutnie takie same i odpowiednio zlokalizowane w przestrzeni.
W ramach modelu hybrydyzacji zakłada się, że takie wyrównanie naprawdę się dzieje.
Hybrydyzacja AO i EO nazywana jest hybrydą.
W przypadku metanu CH4 hybrydyzacji, jeden 2S-AO i trzech 2P-JSc atomów węgla są poddawane, podczas gdy utworzono cztery Hybrydowe JSC. Schematycznie można to napisać jako:
1 (2S-AO) + 3 (2P-AO) 4 (SP 3 -AO).
Energie orbitali stają się takie same jak to samo: - komunikaty: Aby prawidłowo przewidzieć strukturę cząsteczki za pomocą modelu hybrydyzacji AO, musisz pamiętać:
1) W powstawaniu wiązań kowalencyjnych przy atomach elementów bloków S- i P, które mają tylko nieuparowane elektrony (grupy IIA, III i IVA), orbital, na którym te elektrony są zawsze hybrydyzowane;
2) Gdy wiązania kowalencyjne są utworzone przez atomy elementów bloku P, mających parę awaryjną (grupy VA i VIA), hybrydyzacja jest charakterystyczna tylko dla atomów elementów drugiego okresu;
3) W przypadku atomów elementów IA i grupy VIIA, doświadczalne potwierdzenie obecności lub braku hybrydyzacji jest niemożliwe;
4) Jeśli nie ma przeszkód, przeprowadzane są 3-hybrydyzację; Jeśli nie ma wystarczającej liczby elektronów walencyjnych, czy niektóre z nich są zaangażowane w tworzenie twarzy, a następnie przeprowadzane są SP 2 - lub Hybrydyzacja SP.
Struktura chemiczna cząsteczki, struktura przestrzenna cząsteczki, odległość międzynarodowa, kąt między obligatami, promień atomowy, hybrydyzację JSC, hybrydowe, warunki hybrydyzacji JSC.
1. Zwiększ cząsteczki następujących substancji w kolejności zwiększenia wiązania energii: a) H 2 S, H2O, H 2 TE, H 2 SE; b) pH 3, NH3, SBH 3, Ash 3.
2. W przypadku następujących cząsteczek narysuj schematy tworzenia wiązań kowalencyjnych i określić rodzaj hybrydyzacji centralnych atomów AO: a) CCl 4, 2, NF3; b) bei 2, bf 3, SICL 4; c) H 3 C- CH3, HCHO, N- z N.
Każdy atom składa się z pozytywnie naładowanego jądra i ujemnie naładowanej powłoki elektronicznej. Ze względu na opłaty jądra i elektrony między sąsiednimi atomami, pojawiają się siły elektrostatyczne: przyciąganie i odpychanie. Jeżeli zbliżenie atomów prowadzi do zmniejszenia energii powstałej cząstki (w porównaniu z energią poszczególnych atomów) powstaje wiązanie chemiczne.
Łączność chemiczna - Są to mocne strony interakcji, trzymając się cząstek.
Naukowcy udowodnili, że główną rolą w tworzeniu komunikacji jest rozgrywana przez elektrony, które są mniej związane z jądrem, czyli umieszczony na zewnętrznej powłoce elektronicznej. Takie elektrony nazywane są Valence.
W atomach elementów główne podgrupy Wszystkie elektrony Valence znajdują się na ostatni (zewnętrzny) Warstwa elektroniczna i ich liczba jest równa numerowi grupy.
W atomach elementów podgrupy boczne. Zwykle znajduje się elektrony Valence na dwóch ostatnich warstwach elektronicznych, Ale ich liczba jest również równa liczbie grupy, do której należy element.
Na przykład, w atomu potasu, jeden elektron Valence, w atomie manganowym, 7 elektronów wartościowych (rys. 1).
Figa. 1. Elektroniczne konfiguracje atomów potasu i manganu
Zgodnie z teorią wiązania chemicznego, zewnętrzne skorupy osiem elektronów są najbardziej stabilne - oktet (jeśli w atomie tylko 1 warstwa elektroniczna, to dla niego najbardziej stabilny stan elektronowy jest dublet).
Tworzenie stabilnej e-Shell może wystąpić na kilka sposobów, dlatego różne typy rozróżniania wiązania chemicznego.
Komunikacja kowalencyjna - Wiązanie chemiczne utworzone przez nakładające się elektroniczne chmury atomów. Elektroniczne chmury (elektrony), dostarczanie komunikacji, nazywane są wspólną parą elektroniczną.
Dwa kowalencyjne mechanizmy wiązania są wyróżnione: wymiana i akceptora dawcy.
W przypadku mechanizmu wymiany każdy atom zapewnia jeden elektron, tworząc wspólną parę:
A · + B \u003d A: W
Dzięki mechanizmowi akceptora-akceptora, jeden atom zapewnia kilka elektronów już istniejących (dawcy), a drugi atom zapewnia bezpłatną orbitalną dla tej pary elektronów (akceptora):
A: + □ B \u003d A: W
Związek przeprowadzony przez tworzenie wspólnych par elektronicznych, w takim samym stopniu należące do obu atomów, nazywa się kowalencyjnym nie-polarnym.
Kowalentent komunikacja nie-polarna Powstaje się między atomami bez metali z tymi samymi wartościami względnej elektrownialności, na przykład, w cząsteczkach chlorowych, azot, między atomami węgla w etylen (Tabela 1).
|
Formuły molekularne. |
Wzory elektroniczne. |
Formuły graficzne. |
|
|
Stół. 1. Przykłady związków, w których obecni są kowalencyjne komunikaty nie-polarne.
Liczba wspólnych par elektronicznych zależy od liczby elektronów nie ma wystarczającej ilości każdego atomu dla oktetu. Chlor - Element VII-a podgrupa, dlatego na zewnętrznej warstwie elektronicznej elektronów. OCTET nie ma wystarczającej liczby elektronów, oznacza to, że zostanie utworzona jedna wspólna para elektronów w Cl2. Istnieją trzy wspólne pary elektroniczne między atomami azotu w cząsteczce N2, czyli potrójne wiązanie kowalencyjne. Utworzono podwójne wiązanie kowalencyjne pomiędzy atomami węgla w etylen.
Należy pamiętać, że z każdej reguły występują wyjątki i reguła oktetowa nie zawsze jest wykonywana (przykładem jest sulfirowa cząsteczka gazowa SO 2).
Kowalencyjny komunikacja polarna Jest przeprowadzany przez tworzenie ogólnych par elektronicznych, które są przesuwane do atomu bardziej elektroespryjnego elementu. W tym przypadku częściowe opłaty są utworzone na atomach: δ + i Δ- (rys. 2).
Figa. 2. Edukacja wiązania kowalencyjnego w cząsteczce chlorku
Im większa różnica elektronicznej atomów elementów, tym większa polaryzacja komunikacji.
Komunikacja jonowa - Ogranicz kowalencent komunikacja polarna.
Komunikacja jonowa - Jest to atrakcja elektrostatyczna między jonami utworzonymi przez prawie pełną zmianę parą elektroniczną do jednego z atomów. Ten rodzaj komunikacji jest utworzony, jeśli różnica wartości względnej elektrownialności atomów jest duża (z reguły, ponad 1,7 na prawdziwej skali).
Komunikacja jonowa zwykle tworzony między typowym metali typowy nemetall. Na przykład, w chlorku sodu NaCl atomu sodu 1 Elektron Valence dał atom chloru i zamienił się w kation, a atom chloru, przyjęcie 1 elektronów, zamienił się w anion. Cation Cation jest przyciągany, a utworzono połączenie jonowe (rys. 3).
Figa. 3. Edukacja komunikacji jonowej w chlorku sodu
Sole, alkali, główne tlenki, węgliki, azotki należą do połączenia jonowe. Wszystkie te substancje w normalnych warunkach są ciało stałe, przy wysokich temperaturach topnienia (zwykle 700-1000 ° C), ich roztworów i topi przewodów elektrycznych.
Odbicie związków jonowych jest wyjaśnione faktem, że jon może przyciągać nielegalne jony w jakichkolwiek kierunkach i dużych ilościach. W konsekwencji jony są mocno związane z kryształową kratą. Na przykład, w krystalicznej kradzieży sodowej sodu, jedna kation sodu jest otoczona sześcioma anionami chlorowymi, a każdy anion chlorowy otoczony jest sześć kationów sodowych (rys. 4). W ten sposób cały kryształ soli do gotowania jest w jakiś sposób ogromny makromoleczy składający się z ogromnej liczby jonów. I wzór chemiczny NaCl określa tylko ich stosunek w krysztale. W normalnych warunkach, cząsteczka NaCl nie istnieje.
Figa. 4. Model krystalicznej kraty chlorku sodu
W jednej substancji można wdrożyć kilka rodzajów obligacji chemicznych. Na przykład, w chlorku amonu występują wiązania kowalencyjne utworzone w mechanizmie wymiany i akceptora-akceptora, a także połączenie jonowe między kationem amonu a jonem chlorku (fig. 5).
Figa. 5. Edukacja wiązań chemicznych w chlorku amonu
Podsumowując lekcję
Dowiedziałeś się, jakie jest połączenie chemiczne i dlaczego jest tworzony, jaka jest różnica między związekem kowalencyjnym a jonowym, jak przedstawić schematy tworzenia wiązań chemicznych w różnych substancjach.
Bibliografia
1. Novoshinsky I.i., Novoshinskaya N.S. Chemia. Samouczek dla 10 klasy klasy. Twórczy Poziom profilu. - m.: LLC "TID" Rosyjskie słowo - RS ", 2008. (§§ 8, 14)
2. Kuznetsova N.e, Litvinova T.N., LEKUN A.N. Chemia: Ocena 11: Podręcznik dla studentów. Twórczy (Poziom profilu): w 2 godziny. M.: Ventana Graf, 2008. (§9)
3. Radetsky A.m. Chemia. Materiał dydaktyczny. 10-11 klasy. - M.: Oświecenie, 2011. (str. 88-95)
4. homchenko I.d. Zbiór zadań i ćwiczeń w chemii w szkole średniej. - M.: Ria "Nowa fala": Wydawca Demolekova, 2008. (str. 39-41)
Zadanie domowe
1.C. 39-40 nr 7,3, 7.5, 7.7, 7.17 zbioru zadań i ćwiczeń w chemii dla szkoły średniej (Khomchenko I.d.), 2008.
2. Lista substancji: H 2 S, CO, KOH, K2O, Na2SO 4, CUCL 2, HI, S, PCL 3, N2O5. Wypisz z formuł substancji z niego: a) z obligacją jonową; b) z wiązaniem kowalencyjnym.
3. Zrób wzór elektroniczny cząsteczki SO 2. Pokaż przesunięcie gęstości elektronicznej. Określ rodzaj wiązania chemicznego.
Najpierw wyjaśniłem strukturę powłoki elektronicznej, przyczynił się do stworzenia idei wiązania chemicznego i jego charakteru elektronicznego. Zgodnie z modelem BOR Elektrony mogą zajmować się atomem pozycji, co odpowiada pewnym stanom energii, tj. Poziomy energii. W 1915 roku Niemiecki fizyk Kossel dał wyjaśnienie obligacji chemicznych w soli, aw 1916 r. Amerykański naukowiec Lewis zaproponował interpretację wiązania chemicznego w cząsteczkach. Przebiegali z pomysłów, że atomy elementów mają tendencję do osiągnięcia elektronicznej konfiguracji gazów szlachetnych (pełne napełnianie zewnętrznej warstwy elektronicznej). Przedstawiciele Kossel i Lewis otrzymały nazwy elektronicznej teorii Valence.
Walencja elementów głównych podgrup Układ okresowy Zależy od liczby elektronów znajdujących się na zewnętrznej warstwie elektronicznej. Dlatego te zewnętrzne elektrony są nazywane Valence. W przypadku elementów podgrup bocznych, zarówno elektrony warstwy zewnętrznej, jak i elektrony wewnętrznego Suglevel mogą pojawić się jako elektrony Valence.
Istnieją trzy główne typy wiązań chemicznych: kowalencyjny, joniczny, metaliczny.
Stół. Rodzaje obligacji chemicznych i ich główne cechy wyróżniające.
| Łączność chemiczna | Wiązanie atomów | Charakter elementów | Proces walerze elektronicznej | Utworzone części | Crystal Cell. | Charakter przemysłowy | Przykłady. |
| joński | Metalowy atom i atom nemetalla | Electropolo- Żyjący I. elektryczny negatywny |
Przejście elektronów Valence | Jony pozytywne i negatywne | joński | Solankowy nyu. |
NaCl Cao Naoh. |
| Kowalentent | Atomy Nemmetalov (mniej często atomy metali) | Elektryczny alarmowy Życie |
Edukacja wspólnych par elektronicznych, napełnianie orbitałów molekularnych | Molekuły |
Molekularny |
Latać lub nielotny | BR 2 CO 2 C 6 H6 |
| --------- | Atomowy | Migdałowy nyu. |
Diament Si Sic. | ||||
| Metal Kaya. |
Atomy metali | Electropolo- Życie |
Powrót elektronów Valence | Dodatne jony i gaz elektroniczny | Metal | Metal- Kaya. |
Metale i stopy. |
Połączenie kowalencyjne.
Obligacje kowalencyjne powstaje z powodu ogólnych par elektronicznych wynikających w skorupach związanych z nim atomów.
Konieczne jest wprowadzenie koncepcji elektronodości. Energia elektryczna to zdolność atomów pierwiastek chemiczny Naciśnij ogólne pary elektroniczne zaangażowane w tworzenie połączenia chemicznego.
Szereg elektrody
Względne elementy elektroulowalności (przez Polerowanie)
| grupa | JA. | II. | III. | IV. | V. | Vi. | Vii. | Viii. | |||
| kropka | |||||||||||
| 1 | H. 2,1 |
On. - |
|||||||||
| 2 | Li. 0,97 |
BYĆ. 1,47 |
B. 2,01 |
DO. 2,50 |
N. 3,07 |
O. 3,5 |
FA. 4,10 |
Ne. - |
|||
| 3 | Na. 1,01 |
Mg. 1,23 |
Glin 1,47 |
SI 1,74 |
P. 2,1 |
S. 2,6 |
Cl. 2,83 |
Ar. - |
|||
| 4 | K. 0,91 |
Ca. 1,04 |
Sc. 1,20 |
Ti. 1,32 |
V. 1,45 |
Kr. 1,56 |
Mn. 1,60 |
Fe. 1,64 |
Współ. 1,70 |
Ni. 1,75 |
|
| Cu. 1,75 |
Zn. 1,66 |
Ga. 1,82 |
GE. 2,02 |
Tak jak 2,20 |
SE. 2,48 |
Br. 2,74 |
Kr. - |
||||
| 5 | Rb. 0,89 |
Sr. 0,99 |
Y. 1,11 |
Zr. 1,22 |
NB. 1,23 |
Mo. 1,30 |
Tc. 1,36 |
Ru. 1,42 |
RH. 1,45 |
PD. 1,35 |
|
| AG. 1,42 |
Płyta CD 1,46 |
W. 1,49 |
Sn. 1,72 |
Sb. 1,82 |
Te. 2,01 |
JA. 2,21 |
Xe. - |
||||
| 6 | Cs. 0,86 |
Ba. 0,97 |
LA * 1,08 |
Hf. 1,23 |
Ta. 1,33 |
W. 1,40 |
Re. 1,46 |
OS. 1,52 |
Ir 1,55 |
Pt. 1,44 |
|
| Au. 1,42 |
Hg. 1,44 |
Tl. 1,44 |
Pb. 1,55 |
Bi 1,67 |
Po. 1,76 |
W. 1,90 |
Rn. - |
||||
| 7 | Ks. 0,86 |
Ra. 0,97 |
AC ** 1,00 |
* Lantanoids - 1.08 - 1.14 | |||||||
Rzadko substancje chemiczne Składa się z oddzielnych, nie związanych atomów elementów chemicznych. W takim budynku tylko niewielka liczba gazów o nazwie Noble: Hel, Neon, Argon, Krypton, Xenon i Radon mają taką strukturę. Częściej chemikalia nie składają się z różnorodnych atomów, ale z ich stowarzyszeń do różnych grup. Taka integracja atomów może wycofać kilka jednostek, setki, tysiące lub nawet więcej atomów. Siła, która utrzymuje te atomy w ramach takich grup, nazywa się Łączność chemiczna.
Innymi słowy, można powiedzieć, że wiązanie chemiczne nazywane jest interakcją, która zapewnia relację indywidualnych atomów w bardziej złożone struktury (cząsteczki, jony, rodniki, kryształy itp.).
Powodem powstawania wiązania chemicznego jest to, że energia bardziej złożonych struktur jest mniejsza niż całkowita energia jednostki, tworząc atomy IT.
Tak więc, w szczególności, jeśli cząsteczka XY jest utworzona w interakcji Atomy X i Y, oznacza to, że wewnętrzna energia cząsteczek tej substancji jest niższa niż wewnętrzna energia poszczególnych atomów, z których została utworzona:
E (xy)< E(X) + E(Y)
Z tego powodu w powstawaniu wiązań chemicznych między poszczególnymi atomami energia zostanie przydzielona.
W powstawaniu wiązań chemicznych elektrony zewnętrznej warstwy elektronicznej z najmniejszą energią komunikacyjną z jądra są nazywane walentynki.. Na przykład bora ma elektrony 2 poziomu energii - 2 elektrony na 2 s-orbital i 1 na 2 p.-TELITI:
W powstawaniu wiązania chemicznego każdy atom ma na celu uzyskanie elektronicznej konfiguracji atomów gazów szlachetnych, tj. Tak więc w zewnętrznej warstwie elektronowej znajduje się 8 elektronów (2 dla elementów pierwszego okresu). Zjawisko to otrzymało nazwę reguły oktetowej.
Osiągnięcie elektronicznych atomów konfiguracji gazu szlachetnego jest możliwe, jeśli początkowo pojedyncze atomy będą częścią ich elektronów wartościowych wspólnie dla innych atomów. Jednocześnie utworzone są ogólne pary elektroniczne.
W zależności od stopnia przymusu elektronowego można wyróżnić kowalencyjne, jonowe i metaliczne komunikację.
Komunikacja kowalencyjna
Obligacje kowalencyjne występuje najczęściej między atomami elementów niemetalowych. Jeśli atomy bez metalu tworzącego wiązanie kowalencyjne należą do różnych elementów chemicznych, takie połączenie nazywa się kowalencyjnym polarem. Powodem takiej nazwy polega na tym, że atomy różnych elementów mają inną zdolność przyciągania wspólnej pary elektronicznej do siebie. Jest oczywiste, że prowadzi to do przemieszczenia wspólnej pary elektronowej do jednego z atomów, w wyniku czego powstaje częściowy ładunek ujemny. Z kolei częściowy ładunek dodatni jest utworzony na innym atomie. Na przykład w cząsteczce chloroodora elektroniczny para. przesunięty z atomu wodoru do atomu chloru:
Przykłady substancji z kowalencyjnym wiązaniem polarnym:
CCl 4, H2 S, CO2, pH 3, SiO 2 itd.
Powstaje podłączenie niepolarne pomiędzy atomami bez metali jednego elementu chemicznego. Ponieważ atomy są identyczne, takie same i ich zdolność do opóźnienia ogólnych elektronów. W tym względzie przemieszczenie pary elektronicznej nie jest obserwowane:
Opisany powyżej mechanizm tworzenia wiązania kowalencyjnego, gdy oba atomy zapewniają elektronom w tworzeniu ogólnych par elektronicznych, nazywany jest kursem wymiany.
Istnieje również mechanizm akceptora-akceptora.
W powstawaniu wiązania kowalencyjnego na mechanizmie darczyńców, ogólna para elektronów jest utworzona ze względu na orbital jednego atomu (z dwoma elektronami) i pustą orbitalem drugiego atomu. Atom zapewniający wodną parę elektronową nazywa się dawcą i atomem z bezpłatnym orbitalem - akceptorem. Atomy sparowały elektrony, na przykład N, O, P, S.
Na przykład, zgodnie z mechanizmem akceptora Donor, czwarty kowalencyjny n-H Komunikacja W kationowym amonieu NH 4 +:
Oprócz polaryzacji obligacji kowalencyjnych charakteryzują się również energią. Energia komunikacji nazywana jest minimalną energią niezbędną do złamania wiązania między atomami.
Energia komunikacji zmniejsza się wraz ze wzrostem promieniami wiązania atomów. Jak wiemy promieniowanie atomowe Zwiększa podgrupy, jest to możliwe, na przykład, aby stwierdzić, że wytrzymałość wiązania halogenowo-wodorowa wzrasta z rzędu:
CZEŚĆ< HBr < HCl < HF
Ponadto energia wiążąca zależy od jego wielokrotności - większa wielokrotność komunikacji, tym większa jego energia. Pod wielością komunikacji jest rozumiany jako liczba ogólnych par elektronicznych między dwoma atomami.
Komunikacja jonowa
Komunikacja jonowa może być oglądana jako skrajny przypadek komunikacji polarnej kowalencyjnej. Jeśli ogólna para elektronów jest przemieszczona w kowalencyjnym i polarnym połączeniu z jedną z pary atomów, a następnie w jonowym jest prawie całkowicie "podawana" jeden z atomów. Atom, który dał elektronów, nabywa dodatni ładunek i staje się kationi atom, który wspiął się do elektronów, nabywa negatywny ładunek i staje się anion.
Tak więc połączenie jonowe jest związek utworzony przez atakcję elektrostatyczną kationów do anionów.
Tworzenie tego typu komunikacji jest charakterystyczne dla interakcji typowych metali i typowych niemetalów.
Na przykład fluor potasu. Cation potasu otrzymuje się w wyniku oddzielenia od neutralnego atomu jednego elektronu, a jon fluorowy jest utworzony, gdy fluor jest podłączony do jednego atomu elektronowego:
Moc przyciągania elektrostatycznego powstaje między wynikami uzależnionymi, w wyniku której powstaje połączenie jonowe.
W powstawaniu wiązań chemicznych elektrony z atomu sodu przeniósł się do atomu chloru i powstały przeciwnie naładowane jony, które mają pełny zewnętrzny poziom energii.
Ustalono, że elektrony z metalowego atomu nie rozciągają się całkowicie, ale przesuwają się tylko w kierunku atomu chloru, jak w wiązaniu kowalencyjnym.
Większość związków binarnych zawierających atomy metalowe są jonowe. Na przykład, tlenki, halogenki, siarczki, azotki.
Połączenie jonowe występuje również między prostymi kationami a prostymi anionami (F -, CL - S 2-), a także między prostymi kationami a złożonymi anionami (nr 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH - ). Dlatego związki jonowe obejmują sole i podstawy (Na2SO4, CU (nr 3) 2, (NH4) 2 SO 4), CA (OH) 2, NaOH)
Komunikacja metalowa
Ten typ komunikacji jest utworzony w metale.
Przy atomach wszystkich metali na zewnętrznej warstwie elektronowej znajdują się elektrony, które mają niską energię wiązania z rdzeniem atomowym. Dla większości metali proces utraty zewnętrznych elektronów jest energetycznie korzystny.
W związku z taką słabą interakcją z jądrem, te elektrony w metale są bardzo mobilne, aw każdym metalowym krysztale stale występują następujący proces:
M 0 - ne - \u003d m n +,
gdzie m 0 jest neutralnym atomem metalowym i m N + kationem tego samego metalu. Poniższy rysunek przedstawia ilustrację występowania procesów.
Oznacza to, że elektrony są "używane" przez metalowy kryształ, odłączyć się z jednego metalowego atomu, tworząc z niego kation, łącząc się z inną kationem, tworząc neutralny atom. Taki zjawisko nazywano "elektroniczny wiatr", a połączenie darmowych elektronów w krysztale atomu Nemmetall został nazwany "gazem elektronicznym". Podobny rodzaj interakcji między atomami metali nazywano metalową krawatem.
Komunikacja wodorowa
Jeśli atom wodoru w dowolnej substancji jest związany z wysokim elementem elektrometrowym (azotem, tlenem lub fluorem), taki zjawisko charakteryzuje się wiązaniem wodoru.
Ponieważ atom wodoru jest związany z atomem elektroesprytacyjnym, częściowe ładowanie dodatnie jest utworzone na atomie wodoru, a na atomie elementu elektroespryjnego - częściowe negatywne. W związku z tym możliwe jest atakowanie elektrostatyczne między częściowo pozytywnie naładowanym atomem wodoru jednej cząsteczki i elektro-uniwego atomu innego. Na przykład obserwuje się wiązanie wodoru dla cząsteczek wody:
Jest to wiązanie wodorowe, które wyjaśnia nienormalnie ciepło Topniejąca woda. Oprócz wody, również trwałe wiązania wodorowe Są one utworzone w takich substancjach, jak wodór fluorkowy, amoniak, kwasy zawierające tlen, fenole, alkohole, aminy.