Ionizačné energetické údaje (EI), PEI a zloženie stabilných molekúl sú ich skutočné hodnoty a porovnania - voľné atómy a atómy spojené s molekulami, umožňujú nám pochopiť, ako atómy tvoria molekuly pomocou kovalentného mechanizmu väzby.
Kovalentná komunikácia - (z latinskej "CO" spolu a "vale" s pevnosťou) (homeopolárna komunikácia), chemická komunikácia Medzi dvoma atómami vyplývajúcimi z nepriateľstva elektrónov patriacich k týmto atómom. Atómy v molekulách jednoduchých plynov sú spojené kovalentnou väzbou. Komunikácia, na ktorej je jeden obyčajný pár elektrónov, sa nazýva jeden; Tam sú tiež dvojité a trojité väzby.
Zvážte niekoľko príkladov, aby sme zistili, ako môžeme použiť naše pravidlá na určenie počtu kovalentných chemických väzieb, ktoré môžu tvoriť atóm, ak poznáme množstvo elektrónov na vonkajšom plášti tohto atómu a nabíjať jeho jadra. Náboj jadra a množstvo elektrónov na vonkajšom plášti sa určujú experimentálne a sú zahrnuté v tabuľke prvkov.
Výpočet možného počtu kovalentných väzieb
Napríklad vypočítame počet kovalentných väzieb, ktoré môže tvoriť sodík ( Na)hliník (Al),fosfor (P),a chlór ( Cl). Sodík ( Na) a hliník ( Al)majú, resp. 1 a 3 elektróny na vonkajšom plášte, a podľa prvého pravidla (pre kovalentný komunikačný mechanizmus, použite jeden elektrón na vonkajšom plášti), môžu tvoriť: sodík (Na) - 1 a hliník ( Al) - 3 kovalentné väzby. Po vytvorení pripojení počet elektrónov na vonkajších plášťoch sodíka ( Na) a hliník ( Al) rovná, 2 a 6; Tie., Menej maximálny počet (8) Pre tieto atómy. Fosfor ( P) a chlór ( Cl) Majú, resp. 5 a 7 elektrónov na vonkajšom plášti a podľa druhého z vyššie uvedených vzorov by mohli tvoriť 5 a 7 kovalentných väzieb. V súlade so štvrtým vzorom, tvorba kovalentnej väzby, počet elektrónov na vonkajšom plášte týchto atómov sa zvyšuje o 1. Podľa šiesteho vzoru, keď je vytvorená kovalentná väzba, počet elektrónov na vonkajšom plášti väzbových atómov nemôžu byť viac ako 8. To znamená fosfor ( P) môže tvoriť iba 3 pripojenia (8-5 \u003d 3), zatiaľ čo chlór ( Cl) môže tvoriť iba jeden (8-7 \u003d 1).
Príklad: Na základe analýzy sme zistili, že niektoré substancie sa skladá z atómov sodíka. (Na) a chlór ( Cl). Poznať vzory mechanizmu tvorby kovalentných väzieb, môžeme povedať, že sodík ( Na.) Môže vytvoriť iba 1 kovalentnú väzbu. Môžeme teda predpokladať, že každý atóm sodíka ( Na)spojené s atómom chlóru ( Cl)kovalentnou väzbou v tejto látke a že táto látka sa skladá z atómových molekúl Nacl. Vzorec štruktúry pre túto molekulu: Na-cl. Tu pomlčka (-) znamená kovalentné pripojenie. Elektronický vzorec tejto molekuly sa môže zobraziť nasledovne:
. .
Na: CL:
. .
V súlade s elektronickým vzorcom na vonkajšom plášte atómu sodného ( Na) v Nacl Existujú 2 elektróny, a na vonkajšom plášte atómu chlóru ( Cl) Existuje 8 elektrónov. V tomto vzorec, elektróny (body) medzi atómami sodík ( Na) a
chlór (Cl) sú väzbové elektróny. Pretože PEI v chlóru ( Cl) rovná 13 eV a sodíkom (Na) Je rovný 5,14 EV, dvojica spojiva elektrónov je oveľa bližšie k atómu. Cl.ako atóm Na.. Ak ionizačné energie atómov, ktoré tvoria molekulu, sa výrazne líšia, potom výsledná komunikácia bude polárny kovalentná väzba.
Zvážte ďalší prípad. Na základe analýzy sme zistili, že niektoré látky pozostáva z atómov hliníka ( Al) a atómy chlóru ( Cl). Hliník ( Al) Na vonkajšom puzdre sú 3 elektróny; To môže tvoriť 3 kovalentné chemické väzby v tom čase chlór (Cl), Ako v predchádzajúcom prípade môže vytvoriť iba 1 spojenie. Táto látka je reprezentovaná ako ALCL 3.a jeho elektronický vzorec môže byť ilustrovaný nasledovne:
Obrázok 3.1. Elektronický vzorecKlesnúť 3
ktorých vzorec štruktúry:
CL - AL - CL
Cl.
Tento elektronický vzorec to ukazuje ALCL 3. na vonkajšom plášte atómov chlóru ( Cl.) Existuje 8 elektrónov, zatiaľ čo na vonkajšom plášte hliníkového atómu ( Al) Ich 6. Podľa mechanizmu na vytvorenie kovalentnej väzby, obe spojivá elektrónu (jeden z každého atómu) prichádzajú do vonkajších škrupín väzbových atómov.
Viac kovalentných väzieb
Atómy, ktoré majú viac ako jeden elektrón na vonkajšom plášti, môžu tvoriť jeden, ale niekoľko kovalentných väzieb medzi sebou. Takéto pripojenia sa nazývajú viacero (častejšie násobný) Vzťahy. Príkladmi takýchto pripojení sú väzby molekúl dusíka ( N.= N.) a kyslík ( O \u003d O.).
Spojenie tvorené Úniou jednotlivých atómov sa nazýva homatómová kovalentná kravata, eak sú atómy odlišné, spojenie sa nazýva Heteroatómová kovalentná kravata [Grécke prefekty "homo" a "hetero" znamená rovnaké a iné].
Predstavte si, že v skutočnosti vyzerá ako molekula s párovanými atómami. Najjednoduchšou molekulou s párovanými atómami je vodíková molekula.
7.8. Typy kovalentnej väzby
Kovalentná komunikácia Je vytvorený prekrývaním elektronických oblakov väzbových atómov. Existovať rôzne metódy prekrývajúcich sa týchto elektronických oblakov.
1. Priame prekrývanie:
V tomto prípade leží jediná oblasť prekrývajúcich sa elektrónových oblakov na priamke spájajúcej jadrá atómov. Týmto spôsobom sa nazýva komunikácia - komunikácia.
V závislosti od typu prekrývajúcich sa oblakov s-S. , s-p. , p-p. A iné odrody spojenia.
2. Bočné prekrývanie:
V tomto prípade sú dve oblasti prekrývajúcich sa elektrónových oblakov umiestnené na rôznych smeroch z roviny, v ktorej ležia jadrá väzbových atómov. Komunikácia vytvorená v tomto prekrývaní EO sa nazýva pripojenie.
Rovnako ako v prípade spojenia, v závislosti od typu prekrývajúcich sa oblakov, môžu byť vytvorené rôzne odrody spojenia: p-p. , p-d. ,
d-D. atď.
A - a -svyaz majú určitý smer, ktorý sa vyskytuje v dôsledku túžby atómov na maximálnu účinnú prekrývaniu EO, to znamená prekrývať mraky v maximálnej oblasti elektrónov. Kovalentné pripojenie sa teda zaostrenie. Napríklad v molekule sírovodíka s h 2 S smermi dvoch lôžok medzi atómom síry a dva atómy vodíka sú takmer kolmé (pozri obvod na strane 95). Atom je úplne definovaný počet nepárových elektrónov, takže môže tvoriť úplne definovaný počet kovalentných väzieb. Kovalentná väzba má teda saturácia. Napríklad, ak sa atóm chlóru vytvoril jeden-° C s atómom vodíka (pozri schému na strane 95), už sa nemôže pripojiť s jedným atómom vodíka.
Porovnanie charakteristík - a -cellies sú uvedené v tabuľke 20.
Tabuľka 20.Porovnanie charakteristík - a - Komunikácia
Jednu prekrývajúcu sa oblasť |
Dve oblasti prekrývania |
Elektronické mraky sa prekrývajú s časťami s najvyššou hustotou elektrónov |
Elektronické mraky sa prekrývajú svojimi periférnymi časťami |
Vzhľadom k tomu, že je takmer vždy menej trvanlivý, ako -cell, zvyčajne medzi atómami sa najprv vytvorí - α, a potom, ak existuje príležitosť, potom -CV. V dôsledku toho je možné len v prípade viacerých väzieb (dvojitá a trojitá) tvorba:
| Cyanor Garden - HCN. Iné meno - kyselina hydrokyanová. Toto je bezfarebná netopiera s teplotou varu 260 ° C. so silným zahrievaním alebo vo svetle, ktoré sa rozkladá. Sinylovú kyselinu sa zmieša s vodou vo všetkých ohľadoch. Analogicky s halogénovým chovom sa roztok kyanovodorod vo vode nazýva kyanogénna kyselina. Sinylovú kyselinu a jej soli (kyanidy) sú veľmi silné jedy (smrteľná dávka pre osoby nie viac ako 50 mg) a samotná kyselina môže preniknúť do tela aj cez neporušenú kožu. Akonáhle v tele, kyány a kyanidy sú spojené s hemoglobínom v kyaniglobíne, ovplyvňujú respiračné centrá a spôsobiť udusenie. Napriek svojej toxicite sa kyselina syntická používa pri výrobe syntetických vlákien a niektorých typov plastov. V malých koncentráciách sa nachádza modrá kyselina v rastlinnom svete (napríklad v Gorky ALMOND). |
-Celm, -svyaz.
1. Koniec odseku ukazuje štrukturálne vzorce štyroch látok. Aby pre nich elektronické a molekulárne vzorce.
2.Sign obvyklé štrukturálne a elektronické vzorce nasledujúcich látok: CH3CI, COF2, SO2CI2 a N2H4. V prípade ťažkostí zobrazuje tvorbu vzťahov v týchto molekúl. Zadajte B. Štrukturálne vzorce - a -ov. Majte na pamäti, že v CH3C CL atómy N a Cl sú spojené len s atómami C, v COF2 atómov O a F sú tiež spojené s atómami uhlíka a v SO2CI2 Atómy O a C1 sú spojené len so S. Atómami .
7.9. Kovalentná energia dlhopisov
Sila komunikácie sa vyznačuje komunikačnou energiou (pozri bod 7.5). Sila kovalentnej väzby sa môže odhadnúť dvoma spôsobmi: určenie energie potrebnej na lámanie všetkých väzieb v určitej časti látky, alebo stanovením energie potrebnej na prerušenie známeho počtu pripojení. V prvom prípade sa takáto energia nazýva energetická energia v druhej energii komunikácie. V praxi sa použijú vhodné molárne hodnoty.
Molárna energia atomizácie ukazuje, ktorá energia by sa mala vynaložiť na separáciu 1 modlitby látky na izolované atómy.
Molárna energia komunikácie ukazuje, ktoré energia je potrebné minúť na medzere 1 moly (6.02. 10 23) pripojení. Pre diatomické molekuly sa tieto energie zhodujú.
A ten, a druhá molárna energia sa meria v kilodzhoules na mol: v prípade atomizácie energie - na mol látky a v prípade komunikačnej energie - na mol väzieb. Pri výpočte počtu odkazov na určenie Dual (alebo Triple) sa pripojenie považuje za jednu väzbu.
Tabuľka 21.Príklady hodnôt E AT a priemerné hodnoty E SV (v KJ / MOL)
Podstata |
Podstata |
||||||
| H2. | HF. | C- H. | N \u003d O. | ||||
| F 2. | Hcl | N- H. | C-C. | ||||
| CL2. | HBR | O- H. | C \u003d C. | ||||
| Br 2. | AHOJ | Si- H. | Cє C. | ||||
| I 2. | Co. | P-H. | Cє N. | ||||
| O 2. | IBR. | S- H. | Si-o. | ||||
| N 2. | Clf. | C \u003d O. | S \u003d O. |
Z hodnôt uvedených v tabuľke 21 je možné dospieť k záveru, že sila kovalentných väzieb je väčšia, tým menšia je veľkosť väzbových atómov a väčšieho množstva komunikácie.
Molárna atomizácia energie, molárna komunikačná energia.
7.10. Štruktúra molekúl. Hybridizačný model
Väčšina zlúčenín s kovalentnými väzbami medzi atómami sa skladá z molekúl.
Koncepcia "štruktúry molekúl" - pomerne široký koncept a zahŕňa najmä chemická štruktúra a priestorová štruktúra.
Chemická štruktúra molekuly je opísaná štruktúrnym vzorcom.
Priestorová štruktúra molekuly je opísaná priestorovým vzorcom.
Aby bolo možné charakterizovať priestorovú štruktúru molekuly kvantitatívne, je potrebné určiť inteligentné vzdialenosti a uhly medzi spojmi. Obidve môžu byť určené experimentálne.
Na posúdenie interastojných vzdialeností v molekulách látok sa často používa priestorová štruktúra, ktorej sa ešte neštudovala, často sa používa tzv. Atómové (kovalentné) polomery.
Súčet atómových polomerov atómov rôznych prvkov sa rovná priemernej vzdialenosti medzi atómami týchto prvkov spojených s jednoduchou kovalentnou väzbou, molekulami alebo kryštálmi. Tabuľka atómového polomeru je uvedený v dodatku 9.
Ak chcete odhadnúť rohy medzi spojeniami, je uvedený užitočný hybridizačný model.
Pripomeňme chemickú štruktúru molekúl metánu (pozri obr. Na strane 21). Z formáte schému kovalentných väzieb v tejto molekule (s. 105) z toho vyplýva, že tri zo štyroch spojení v tejto molekule sú presne rovnaké. Vzhľadom k tomu, os elektronických oblakov P-AO je vzájomne kolmé, potom tri kovalentné väzby vytvorené s účasťou týchto oblakov by mali byť nasmerované v pravých uhloch navzájom. Štvrté spojenie by sa malo trochu líšiť. Experimentálne sa zistilo, že všetky štyri väzby v metánovej molekule sú úplne rovnaké a odosielané vo vesmíre, ako je znázornené na obrázku (s. 21). To znamená, že atóm uhlíka zaberá pozíciu v strede tetrahedronu (pravá tetrahedral, trojuholníková pyramída) a atómy vodíka vo svojich vrcholoch. Toto je možné len vtedy, ak elektronické mraky atómu uhlíka zapojeného do tvorby komunikácie je absolútne rovnaké a vhodne umiestnené v priestore.
Ako súčasť hybridizačného modelu sa predpokladá, že takéto zarovnanie sa skutočne stane.
Hybridizácia AO a EO sa nazýva hybrid.
V prípade metán CH 4 hybridizácie sa jeden 2s-AO a tri 2P-JSC atómu uhlíka podrobia, zatiaľ čo štyri SP3-hybridné JSC sú vytvorené. Schematicky to môže byť napísané ako:
1 (2S-AO) + 3 (2P-AO) 4 (SP3 -AO).
Energie orbitálov sa stávajú rovnakými ako rovnaký: - komunikácia: riadne predpovedať štruktúru molekuly pomocou modelu Hybridizačného modelu AO, musíte si pamätať nasledovné:
1) Pri tvorbe kovalentných väzieb na atómoch prvkov S- a p-blokov, ktoré majú len nepárové elektróny (skupiny IIA, III a IVA), orbitálne, na ktorých sú tieto elektróny vždy hybridizované;
2) Ak sú kovalentné väzby tvorené atómami prvkov P-bloku, ktoré majú núdzový pár (skupiny VA a VIA), hybridizácia je charakteristická len pre atómy prvkov druhého obdobia;
3) Pri atómoch prvkov IA a VIIU Skupiny je experimentálne potvrdenie prítomnosti alebo neprítomnosti hybridizácie nemožné;
4) Ak nie sú žiadne prekážky, uskutočňuje sa SP3-hybridizácia; Ak nie je dostatok valenčných elektrónov na to, alebo niektoré z nich sú zapojené do tvorby tváre, potom sa vykonáva SP2 - alebo SP-hybridizácia.
Chemická štruktúra molekuly, priestorová štruktúra molekuly, interaktívna vzdialenosť, uhol medzi väzbami, atómovým polomerom, hybridizáciou JSC, hybridných orbitívov, podmienok hybridizácie JSC.
1. Zvýšiť molekuly nasledujúcich látok, aby sa zvýšila väzbová energia: a) H2S, H20, H2 TE, H2 SE; b) pH 3, NH3, SBH 3, Ash 3.
2. Pre nasledujúce molekuly, nakresliť schémy na vytvorenie kovalentných väzieb a stanoviť typ hybridizácie centrálnych atómov AO: a) CCI4, z 2, NF3; b) bei 2, BF3, Sicl 4; c) H3C-CH3, HCHO, N- s N.
Každý atóm sa skladá z pozitívne nabitého jadra a negatívne nabitého elektronického plášťa. Vzhľadom na obvinenia z jadra a elektrónov medzi susednými atómami vznikajú elektrostatické sily: príťažlivosť a odpudzovanie. Ak sa zblíženie atómov vedie k zníženiu energie z výslednej častice (v porovnaní s energiou jednotlivých atómov), vytvorí sa chemická väzba.
Chemická komunikácia - Ide o silné interakcie, ktoré držia častice.
Vedci dokázali, že hlavná úloha pri vytváraní komunikácie sa hrá elektróny, ktoré sú menej spojené s jadrom, ktorý je umiestnený na vonkajšom elektronickom plášti. Takéto elektróny sa nazývajú valencia.
V atómoch prvkov hlavné podskupiny Všetky Elektroniky valencie sa nachádzajú posledný (externý) Elektronická vrstva a ich číslo sa rovná číslu skupiny.
V atómoch prvkov bočné podskupiny Elektroniky valencie sa zvyčajne nachádzajú na posledných dvoch elektronických vrstvách, Ich počet je však rovný aj číslu skupiny, na ktorú patrí prvok.
Napríklad v atóme draslíka, jeden valenčný elektrón, v atóme mangánu, 7 valenčných elektrónov (obr. 1).
Obr. 1. Elektronické konfigurácie atómov draslíka a mangánu
Podľa teórie chemickej väzby sú vonkajšie plášte ôsmich elektrónov najstabilnejšie - oktet (ak v atóme Iba 1 elektronická vrstva, potom je to najstabilnejší dvojprobinný stav je dublet).
Tvorba stabilného elektronického plášťa sa môže vyskytnúť niekoľkými spôsobmi, preto rozlišujú rôzne typy chemickej väzby.
Kovalentná komunikácia - Chemická väzba vytvorená prekrývaním elektronických oblakov atómov. Elektronické mraky (elektróny), poskytovanie komunikácie, sa nazývajú spoločným elektronickým párom.
Rozlišujú sa dva kovalentné spojovacie mechanizmy: výmena a prijímač darcov.
S mechanizmom výmeny každý atóm poskytuje jeden elektrón na vytvorenie spoločného páru:
A · + B \u003d A: v
S mechanizmom darcovca, jeden atóm poskytuje niekoľko elektrónov už existujúcich (darcov) a druhý atóm poskytuje voľný orbitálny pre tento pár elektrónov (akceptor):
A: + □ B \u003d A: v
Vzťah, ktorý sa vykonáva tvorba spoločných elektronických párov, v rovnakom rozsahu patriace do oboch atómov, sa nazýva kovalentný nepolárny.
Kovalentný non-polárna komunikácia Vytvorí sa medzi atómami nekovových kovov s rovnakými hodnotami relatívnej elektronibility, napríklad v chlórových molekulách, dusíku, medzi atómami uhlíka v etyléne (tabuľka 1).
|
Molekulárne vzorce |
Elektronické vzorce |
Grafické vzorce |
|
|
Tabuľka. 1. Príklady zlúčenín, v ktorých sú prítomné kovalentné nepolárne komunikácie.
Počet bežných elektronických párov závisí od toho, koľko elektrónov nemá dostatok atómu pre oktet. Chlór - prvok VII-A podskupina, preto na svojej vonkajšej elektronickej vrstve elektrónov. Octet nie je dostatok jediného elektrónu, znamená to, že sa vytvorí jeden obyčajný pár elektrónov v CL2. Existujú tri bežné elektronické páry medzi atómami dusíka v molekule N2, to znamená, že trojnásobná kovalentná väzba. Dvojitá kovalentná väzba je vytvorená medzi atómami uhlíka v etyléne.
Upozorňujeme, že z každého pravidla existujú výnimky a pravidlo oktet nie je vždy vykonávané (príkladom je sírna molekula plynu SO 2).
Kovalentná polárna komunikácia Vykonáva sa tvorbou všeobecných elektronických párov, ktoré sa posunujú na atóm viac elektronegatívneho prvku. V tomto prípade sú na atómoch: Δ + a δ- (obr. 2).
Obr. 2. Vzdelávanie kovalentnej väzby v molekule chloridu
Čím väčší je rozdiel elektrónecnosti atómov prvkov, tým väčšia je polarita komunikácie.
Iónová komunikácia - obmedzený prípad kovalentu polárna komunikácia.
Iónová komunikácia - Toto je elektrostatická atrakcia medzi iónmi vytvorenými takmer úplným posunom elektronického páru na jeden z atómov. Tento typ komunikácie je vytvorený, ak je rozdiel hodnôt relatívnej elektronibility atómov veľký (spravidla, viac ako 1,7 v skutočnej stupnici).
Iónová komunikácia zvyčajne vytvorené medzi typickými kovovýa typické nemetal. Napríklad v chloridoch roztoku chloridu sodného NaCl 1 valencia Elektrón poskytol atóm chlóru a premenil sa na katión a atóm chlóru, ktorý prijal 1 elektrón, sa zmenil na aniónu. Aniónový katión je priťahovaný a vytvorí sa iónové pripojenie (obr. 3).
Obr. 3. Vzdelávanie iónovej komunikácie v chlorid sodný
Soli, alkálie, hlavné oxidy, karbidy, nitridy patria iónové spojenia. Všetky tieto látky za normálnych podmienok sú pevné, s vysokou teplotou topenia (zvyčajne 700-1000 ° C), ich roztokmi a tavenia elektricky potrubí.
Odraz iónových zlúčenín je vysvetlený tým, že ión môže prilákať opačne účtované ióny v akýchkoľvek smeroch a veľké množstvá. V dôsledku toho sú ióny pevne spojené s kryštálovou mriežkou. Napríklad v kryštálovej sodnej soli sodnej mriežky je jeden katión sodný obklopený šiestimi chlórkami a každý chlórny anión je obklopený šiestimi katiónmi sodík (obr. 4). Celý kryštál varnej soli je teda nejako obrovská makromolekula pozostávajúca z obrovského množstva iónov. A chemický vzorec NaCL určuje len ich pomer v kryštáli. Za normálnych podmienok neexistuje molekula NaCl.
Obr. 4. Model kryštálovej soli chloridovej mriežky
V jednej látke sa môže implementovať niekoľko typov chemickej väzby. Napríklad u chloridu amónneho sú kovalentné väzby vytvorené v mechanizme výmeny a prijímača darcovstva, ako aj iónové spojenie medzi amóniovým katiónom a chloridovým iónom (obr. 5).
Obr. 5. Vzdelávanie chemických väzieb u chloridu amónneho
Zhrnutie hodiny
Naučili ste sa, čo je chemické spojenie a prečo je tvorený, aký je rozdiel medzi kovalentným a iónovým vzťahom, ako znázorniť schémy tvorby chemických väzieb v rôznych látkach.
Bibliografia
1. NOVOSHINSKY I.I., NOVOSHINSKINSKAYA N.S. Chémia. Návod na 10 tried. Kreatívny Úroveň profilu. - M.: LLC "Tid" Ruské slovo - RS ", 2008. (§§ 8, 14)
2. KUZNETSOVA N.E. LITVINOVA T.N., LEKUN A.N. Chémia: Stupeň 11: Učebnica pre študentov. Kreatívny (Úroveň profilu): za 2 hodiny. M.: Ventana GRAF, 2008. (§9)
3. Radocssky A.M. Chémia. Didaktický materiál. 10-11 tried. - M.: Osvietenie, 2011. (s. 88-95)
4. HOMCHENKO I.D. Zbierka úloh a cvičení v chémii pre strednú školu. - M.: RIA "Nová vlna": Vydavateľ Demolekov, 2008. (s. 39-41)
Domáca úloha
1.C. 39-40 NOS. 7.3, 7.5, 7.7, 7.17 Zberu úloh a cvičení v chémii pre strednú školu (Khomchenko I.D.), 2008.
2. Zoznam látok: H2S, CO, KOH, K20, Na2S04, CUCL2, HI, S, PCL3, N2O5. Vypíšte zo vzorcov látok z nej: a) s iónovou väzbou; b) s kovalentnou väzbou.
3. Urobte elektronický vzorec molekuly SO2. Zobraziť offset elektronickej hustoty. Uveďte typ chemickej väzby.
Najprv som vysvetlil štruktúru elektronického plášťa, prispela k vytvoreniu myšlienky chemickej väzby a jej elektronickej povahy. V súlade s modelom BOR môžu elektróny obsadiť v atóme pozície, ktoré zodpovedajú určitým energetickým stavom, t.j. úrovne energie. V roku 1915 Nemecký fyzik Kossel poskytol vysvetlenie chemických väzieb v soliach av roku 1916 Americký vedec Lewis navrhol interpretáciu chemickej väzby v molekúl. Vychádzali z myšlienok, že atómy prvkov majú tendenciu dosiahnuť elektronickú konfiguráciu šľachtických plynov (plné plnenie vonkajšej elektronickej vrstvy). Reprezentácie Kossel a Lewis dostali mená elektronickej teórie valencie.
Ocenenie prvkov hlavných podskupín Periodický systém Závisí od počtu elektrónov umiestnených na vonkajšej elektronickej vrstve. Preto sa tieto vonkajšie elektróny nazývajú valencia. Pre prvky bočných podskupín, obidva elektróny vonkajšej vrstvy a elektróny vnútorného sulevel sa môžu javiť ako valencia elektróny.
Existujú tri hlavné typy chemických väzieb: kovalentné, iónové, kovové.
Tabuľka. Typy chemických väzieb a ich hlavné rozlišovacie znaky.
| Chemická komunikácia | Väzbové atómy | Charakter prvkov | Proces v elektronickom plášti | Vytvorené diely | Krištáľový bunk | Priemyselný charakter | Príklady |
| Iónový | Kovový atóm a atóm nemetalla | Elektropolo- Život I. elektrický negatívny |
Prechod elektrónov valencií | Pozitívne a negatívne ióny | Iónový | Fyziologický roztok nyu |
NaCL Cao NaOH. |
| Kovalentný | NEMMETALOV ATOMY (menej často atómov kovov) | Elektrický alarmujúci Živý |
Vzdelávanie spoločných elektronických párov, plnenie molekulárnych orbitílov | Molekuly |
Molekulárny |
Lietať alebo nestabilné | Br2 CO 2 C 6 H6 |
| --------- | Atómový | Mimoriadny nyu |
Diamond Si SIC | ||||
| Kovový Kaya. |
Atómy kovov | Elektropolo- Živý |
Návrat valenčných elektrónov | Pozitívne ióny a elektronický plyn | Kovový | Kovový Kaya. |
Kovy a zliatiny |
Kovalentné pripojenie.
Kovalentná väzba je vytvorená v dôsledku všeobecných elektronických párov, ktoré vznikajú v škrupinách pridružených atómov.
Je potrebné zaviesť koncept elektronickejgativity. Elektrická energia je schopnosť atómov chemický prvok Stlačte všeobecné elektronické páry zapojené do tvorby chemického spojenia.
Rad elektrónecnosti
Relatívne prvky elektronibility (puling)
| skupina | I. | II. | Iii | Iv | V. | Vi | Vii | VIII. | |||
| obdobie | |||||||||||
| 1 | H. 2,1 |
On. - |
|||||||||
| 2 | Libier 0,97 |
Byť. 1,47 |
B. 2,01 |
C. 2,50 |
N. 3,07 |
O. 3,5 |
F. 4,10 |
Čím - |
|||
| 3 | Na. 1,01 |
Mg. 1,23 |
Al 1,47 |
Si 1,74 |
P. \\ t 2,1 |
S. 2,6 |
Cl. 2,83 |
Ar - |
|||
| 4 | K. 0,91 |
Ca. 1,04 |
Scéna 1,20 |
Ti 1,32 |
V. 1,45 |
Cr 1,56 |
Mn. 1,60 |
Fe. 1,64 |
Co. 1,70 |
Ni. 1,75 |
|
| Cu. 1,75 |
Zn. 1,66 |
Ga. 1,82 |
GE. 2,02 |
Ako 2,20 |
Sedieť 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 |
Ruka 1,42 |
RH. 1,45 |
Pd. 1,35 |
|
| Hojnosť 1,42 |
Cd 1,46 |
V. 1,49 |
Sn. 1,72 |
Sb. 1,82 |
Tempo 2,01 |
I. 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 |
Operačný systém 1,52 |
Ir 1,55 |
Pt. 1,44 |
|
| AU. 1,42 |
Hg. 1,44 |
Tl 1,44 |
Pb. 1,55 |
Biba 1,67 |
Po 1,76 |
Na. 1,90 |
Rn. - |
||||
| 7 | Fr. 0,86 |
Rana 0,97 |
AC ** 1,00 |
* Lantanoids - 1.08 - 1.14 | |||||||
Zriedka chemické látky Pozostáva zo samostatných atómov chemických prvkov. V takejto budove, len malý počet plynov nazývaných Noble: Helium, Neon, Argón, Krypton, Xenón a Radon majú takú štruktúru. Častejšie chemikálie nie sú pozostávajúce z rôznorodých atómov, ale od ich združení do rôznych skupín. Takáto integrácia atómov môže vybrať niekoľko jednotiek, stovky, tisíce alebo dokonca Ďalšie atómy. Sila, ktorá uchováva tieto atómy ako súčasť takýchto skupín chemická komunikácia.
Inými slovami, možno povedať, že chemická väzba sa nazýva interakcia, ktorá poskytuje vzťah jednotlivých atómov do zložitejších štruktúr (molekuly, ióny, radikály, kryštály atď.).
Dôvodom tvorby chemickej väzby je, že energia zložitejších štruktúr je nižšia ako celková energia jedinca, ktorá tvorí IT atómy.
Tak najmä, ak je molekula XY vytvorená v interakcii atómov X a Y, znamená to, že vnútorná energia molekúl tejto látky je nižšia ako vnútorná energia jednotlivých atómov, z ktorých bola vytvorená:
E (xy)< E(X) + E(Y)
Z tohto dôvodu, pri vytváraní chemických väzieb medzi jednotlivými atómami, bude pridelená energia.
Pri tvorbe chemických väzieb sú zapojené elektróny vonkajšej elektronickej vrstvy s najmenšou komunikačnou energiou s jadrom valentines. Napríklad bora má elektróny 2 úrovne energie - 2 elektróny na 2 s-orbitálne a 1 až 2 p. \\ t-Thliti:
Pri tvorbe chemickej väzby sa každý atóm snaží získať elektronickú konfiguráciu atómov šľachtických plynov, t.j. Tak, že vo svojej vonkajšej elektrónovej vrstve je 8 elektrónov (2 pre prvé časové prvky). Tento fenomén dostal názov pravidla oktet.
Dosiahnutie elektronických konfiguračných atómov ušľachtilého plynu je možné, ak pôvodne jednotlivé atómy budú súčasťou ich valenčných elektrónov spoločným pre iné atómy. Zároveň sa vytvárajú všeobecné elektronické páry.
V závislosti od stupňa elektrónového donucovania sa môže rozlíšiť kovalentná, iónová a kovová komunikácia.
Kovalentná komunikácia
Kovalentná väzba sa vyskytuje najčastejšie medzi atómami nekovových prvkov. Ak sa nekovové atómy, ktoré tvoria kovalentnú väzbu patria k rôznym chemickým prvkom, takéto spojenie sa nazýva kovalentný polárny. Dôvodom takéhoto mena spočíva v tom, že atómy rôznych prvkov majú rôznu schopnosť prilákať spoločný elektronický pár pre seba. Je zrejmé, že to vedie k posunu spoločného elektrónového páru smerom k jednému z atómov, v dôsledku čoho je na ňom vytvorený čiastočný záporný náboj. Na druhej strane je vytvorený čiastočný kladný náboj na inom atóme. Napríklad v molekule chlorodoru elektronická para posunuté z atómu vodíka na atóm chlóru:
Príklady látok s kovalentnou polárnou väzbou:
CCI4, H2S, C02, pH 3, SiO 2, atď.
Medzi atómami nekovových kovov jedného chemického prvku je vytvorený nepolárne spojenie. Vzhľadom k tomu, atómy sú identické, rovnaké a ich schopnosť oddialiť všeobecné elektróny. V tomto ohľade nie je pozorované posunutie elektronického páru:
Vyššie opísaný kovalentný spôsob tvorby väzby, keď oba atómy poskytujú elektróny na vytvorenie všeobecných elektronických párov, sa nazývajú výmenný kurz.
K dispozícii je tiež mechanizmus darcovca darcu.
Pri tvorbe kovalentnej väzby na mechanizme akceptorov darcovstva je všeobecný elektrónový pár vytvorený vďaka orbitálnemu jednému atómu (s dvoma elektrónmi) a prázdnou orbitálnou časťou druhého atómu. Atóm, ktorý poskytuje vodnatý elektrónový pár, sa nazýva darcom a atóm s voľným orbitálnym akceptorom. Atómy majú spárované elektróny, napríklad N, O, P, S.
Napríklad podľa mechanizmu prijímača darcov, štvrtý kovalentný n-H Oznámenie V amóniovej katióne NH4 +:
Okrem polarity sú kovalentné väzby charakterizované aj energiou. Komunikačná energia sa nazýva minimálna energia potrebná na rozbitie väzby medzi atómami.
Komunikačná energia sa znižuje so zvyšujúcimi sa polomermi viazania atómov. Ako vieme atómové polomery Zvyšuje sa podskupiny, je možné napríklad konštatovať, že pevnosť halogén-vodíkovej väzby sa zvyšuje v rade:
AHOJ< HBr < HCl < HF
Väzbová energia závisí aj od jeho množstva - tým väčšia je multiplikácia komunikácie, tým väčšia je jej energia. Pod multiplicitou komunikácie sa chápe ako počet všeobecných elektronických párov medzi dvoma atómami.
Iónová komunikácia
Ikonická komunikácia je možné zobraziť ako extrémny prípad kovalentnej polárnej komunikácie. Ak je všeobecný elektrónový pár vysídlený v kovalentnom a polárnom spojení na jeden z párových atómov, potom v iónovej je takmer úplne "daný" jeden z atómov. Atóm, ktorý dal elektrón (elektrón), získava pozitívny poplatok a stane sa katióna atóm, ktorý vyliezol na elektróny, získava záporný poplatok a stane sa anión.
Iónové pripojenie je teda vzťah vytvorený elektrostatickou atrakciou katiónov k aniónom.
Tvorba tohto typu komunikácie je charakteristická pre interakciu typických kovov a typických nekovových kovov.
Napríklad fluorid draselný. Získa sa draselný katión v dôsledku separácie z neutrálneho atómu jedného elektrónu a fluór ión sa vytvorí, keď je fluór pripojený k jednému atómu elektrónu:
Výsledné ióny vzniká výkon elektrostatickej príťažlivosti, v dôsledku čoho je vytvorené iónové pripojenie.
Pri tvorbe chemických väzieb, elektróny z atómu sodného sa presťahovali do atómu chlóru a boli vytvorené opačne nabité ióny, ktoré majú kompletnú vonkajšiu úroveň energie.
Bolo zistené, že elektróny z atómu kovu sa úplne nerozširujú, ale len posun smerom k atómu chlóru, ako v kovalentnej väzbe.
Väčšina binárnych zlúčenín, ktoré obsahujú atómy kovov, sú iónové. Napríklad oxidy, halogenidy, sulfidy, nitridy.
Iónové pripojenie sa tiež vyskytuje medzi jednoduchými katiónmi a jednoduchými aniónmi (F -, CL -, S2-), ako aj medzi jednoduchými katiónmi a komplexnými aniónmi (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4-, OH - ). Preto iónové zlúčeniny zahŕňajú soli a bázy (Na2S04, Cu (NO 3) 2, (NH4) 2 SO 4), CA (OH) 2, NaOH)
Kovová komunikácia
Tento typ komunikácie je vytvorený v kovoch.
Na atómoch všetkých kovov na vonkajšej elektrónovej vrstve sú elektróny, ktoré majú nízku energiu väzby s atómovým jadrom. Pre väčšinu kovov je proces straty vonkajších elektrónov energeticky prospešný.
Vzhľadom na takúto slabú interakciu s jadrom sú tieto elektróny v kovoch veľmi mobilné a v každom kovovom kryštáli sa kontinuálne vyskytujú tento proces:
M 0 - NE - \u003d M N +,
kde m 0 je neutrálny kovový atóm a m n + katión rovnakého kovu. Nižšie uvedené obrázky ukazuje ilustráciu vyskytujúcich sa procesov.
To znamená, že elektróny sú "použité" pomocou kovového kryštálu, odpojia sa z jedného atómu kovu, ktorý sa z neho vytvorí katión, ktorý sa pripája k inej katióne, ktorý tvorí neutrálny atóm. Takýto fenomén sa nazýva "elektronický vetr" a kombinácia voľných elektrónov v kryštálii Nemmetall Atom sa nazýval "Elektronický plyn". Podobný typ interakcie medzi atómami kovov sa nazýval kovová kravata.
Vodíková komunikácia
Ak je atóm vodíka v akejkoľvek látke spojený s vysokým elektromovým prvkom (dusík, kyslík alebo fluór), je takýto fenomén charakterizovaný ako vodíková väzba.
Pretože atóm vodíka je spojený s elektronegatívnym atómom, na atóme vodíka je vytvorený čiastočný kladný náboj, a na atóme elektronegatívneho prvku - čiastočného negatívneho. V tejto súvislosti je možné elektrostatickú atrakciu medzi čiastočne pozitívne nabitým atómom vodíka jednej molekuly a elektro-negatívnym atómom iného. Napríklad vodíková väzba je pozorovaná pre molekuly vody:
Je to vodíková väzba, ktorá vysvetľuje abnormálne tepla Topiaca voda. Okrem vody, tiež trvanlivý vodíkové väzby Sú tvorené v takých látkach ako fluorid vodík, amoniak, kyseliny obsahujúce kyslík, fenoly, alkoholy, amíny.