İyonlaşma Enerji Verileri (EI), PEI ve istikrarlı moleküllerin bileşimi, gerçek değerleri ve karşılaştırmalarıdır - moleküllerle ilişkili hem serbest atomlar hem de atomlar, atomların kovalent bir tahvil mekanizması vasıtasıyla nasıl molekülleri oluşturduğunu anlamamıza izin veriyor.
Kovalent iletişim - (Latince "CO "'dan birlikte ve güçlü" vales ") (homeopolar iletişim), kimyasal İletişim Bu atomlara ait elektronların düşmanlığından kaynaklanan iki atom arasında. Basit gazların moleküllerdeki atomlar kovalent bağ ile bağlanır. Ortak bir elektron çifti olan iletişim bekar olarak adlandırılır; Ayrıca çift ve üçlü bağlar da vardır.
Bu atomun dış kabuğundaki elektron miktarını ve çekirdeğinin şarjını biliyorsak, bir atom miktarı oluşturabilecek kovalent kimyasal bağların sayısını belirlemek için kurallarımızı nasıl kullanabileceğimi görmek için çeşitli örnekler göz önünde bulundurun. Çekirdeğin şarjı ve dış kabuğun üzerindeki elektron miktarı deneysel olarak belirlenir ve eleman tablosuna dahil edilir.
Muhtemel sayıda kovalent bağının hesaplanması
Örneğin, sodyumun oluşabileceği kovalent bağların sayısını hesaplarız ( Na)alüminyum (Al),fosfor (P),ve klor ( Cl). Sodyum ( Na) ve alüminyum ( Al)dış kabuğun üzerinde sırasıyla 1 ve 3 elektron vardır ve birinci kurala (kovalent iletişim mekanizması için dış kabuğun üzerinde bir elektron kullanın), oluşturabilirler: sodyum (NA) - 1 ve alüminyum ( Al) - 3 kovalent bağ. Bağlantıların oluşumundan sonra, sodyumun dış kabukları üzerindeki elektronların sayısı ( Na) ve alüminyum ( Al) sırasıyla 2 ve 6; Bunlar. azami sayı (8) Bu atomlar için. Fosfor ( P) ve klor ( Cl) Dış kabuğun üzerinde sırasıyla 5 ve 7 elektron vardır ve yukarıda belirtilen kalıpların ikincisine göre, 5 ve 7 kovalent bağları oluşturabilirler. Dördüncü kalıpla, kovalent bir bağın oluşumu, bu atomların dış kabuğundaki elektronların sayısı 1 ile artar 1. Altıncı desene göre, bir kovalent bağ oluşturulduğunda, dış kabuğundaki elektron sayısı bağlayıcı atomların 8'den fazla olamaz. Yani fosfor ( P) Klor (8-5 \u003d 3), sadece 3 bağlantı kurabilir (8-5 \u003d 3) Cl) sadece bir tane oluşturabilir (8-7 \u003d 1).
Misal: Analize dayanarak, bazı maddelerin sodyum atomlarından oluştuğunu bulduk. (NA) ve klor ( Cl). Kovalent bağ oluşturma mekanizmasının kalıplarını bilmek, bu sodyumun ( Na.) Sadece 1 kovalent bağ oluşturabilir. Böylece, her sodyum atomunun olduğunu varsayabiliriz ( Na)klor Atomu ile İlişkili ( Cl)bu maddede kovalent bağ ile ve bu maddenin bir atom moleküllerinden oluştuğu NaCl. Bu molekül için yapının formülü: Na - cl. Burada çizgi (-) kovalent bir bağlantı anlamına gelir. Bu molekülün elektronik formülü aşağıdaki gibi gösterilebilir:
. .
NA: CL:
. .
Elektronik formüle göre, sodyum atomunun dış kabuğuna ( Na) içinde NaCl 2 elektron vardır ve klorin atomunun dış kılıfı vardır ( Cl) 8 elektron var. Bu formülde, sodyum atomları arasındaki elektronlar (noktalar) ( Na) ve
klor (Cl) bağlayıcı elektronlardır. Klorundaki PEI'ten beri ( Cl) 13 EV'ye eşit ve sodyum (NA) 5.14 EV'ye eşittir, bağlayıcı elektron çifti atomuna çok daha yakındır. Cl.atomdan daha Na.. Molekülü oluşturan atomların iyonlaşma enerjileri büyük ölçüde farklıysa, sonuçta ortaya çıkan iletişim polar kovalent bağ.
Başka bir davayı düşünün. Analize dayanarak, bazı maddelerin alüminyum atomlardan oluştuğunu bulduk ( Al) ve klor atomları ( Cl). Alüminyum ( Al) Dış kabuğun üzerinde 3 elektron vardır; Böylece, o zaman 3 kovalent kimyasal bağ oluşturabilir klor (Cl), önceki durumda olduğu gibi, sadece 1 bağlantı kurabilir. Bu madde olarak temsil edilir ALCL 3.Ve elektronik formülü aşağıdaki gibi gösterilebilir:
Şekil 3.1. Elektronik formülAlcl 3
yapının formülü:
CL - AL - CL
Cl.
Bu elektronik formül bunu gösterir ALCL 3. Klor atomlarının dış kılıfında ( Cl.) Alüminyum atomunun dış kılıfında iken 8 elektron vardır ( Al) Onların 6. Bir kovalent bağın oluşumu için mekanizmaya göre, bir elektronun her iki bağlayıcı (her bir atomdan biri) bağlayıcı atomların dış kabuklarına gelir.
Çoklu kovalent bağlar
Dış kabuğun üzerinde birden fazla elektrona sahip atomlar, bir tane değil, aynı zamanda birkaç kovalent bağ olabilir. Bu tür bağlantılar çoklu denir (daha sık) çoklu) İlişkiler. Bu tür bağlantıların örnekleri, azot moleküllerinin bağlarıdır ( N.= N.) ve oksijen ( O \u003d O.).
Tek atomların birliği tarafından oluşturulan bağlantı denir homoatomik kovalent kravat, eatomlar farklıysa, bağlantı denir Heteroatomik kovalent kravat [Yunanca halkı "homo" ve "hetero" sırasıyla aynı ve farklı anlamına gelir.
Hayal edin, aslında, eşleştirilmiş atomlu bir moleküle benziyor. Eşleştirilmiş atomlu en basit molekül, bir hidrojen molekülüdür.
7.8. Kovalent bağ çeşitleri
Kovalent iletişim Elektronik bulutların bağlayıcı atomların üst üste binmesi ile oluşturulur. Var olmak farklı yöntemler Bu elektronik bulutların üst üste binmesi.
1. Doğrudan üst üste binme:
Bu durumda, örtüşen elektron bulutlarının tek alanı, atomların çekirdeğini bağlayan düz bir çizgide yatmaktadır. Bu şekilde oluşturulan iletişim denir - İletişim.
Örtüşen bulutların türüne bağlı olarak oluşabilir s. , s-s. , p-s. Ve diğer bağlantı çeşitleri.
2. Yan çakışan:
Bu durumda, üst üste gelen elektron bulutlarının iki alanı, bağlayıcı atomların çekirdeklerinin yattığı düzlemden farklı yönlerde bulunur. Bu örtüşen EO'da oluşturulan iletişim bir bağlantı denir.
Bağlantı durumunda olduğu gibi, örtüşen bulutların türüne bağlı olarak, çeşitli bağlantı çeşitleri oluşabilir: p-s. , p-d. ,
d-d. vb.
Ve - ve-ve -svyaz, atomların arzusu nedeniyle, yani maksimum elektron yoğunluğu alanındaki bulutları örtüşmek için atomların arzusu nedeniyle oluşan belli bir yöne sahiptir. Böylece, bir kovalent bağlantının odak noktası vardır. Örneğin, sülfur atomu ile iki hidrojen atomu arasındaki H23 yatağının hidrojen sülfit molekülünde neredeyse diktir (bkz. Sayfa 95). Atom, tamamen tanımlanmış bir pahalı elektron sayısı vardır, bu nedenle tamamen tanımlanmış bir sayıda kovalent bağ oluşturabilir. Böylece, kovalent bir bağ doygunluğa sahiptir. Örneğin, bir klor atomu bir hidrojen atomu ile bir ° C oluşturulursa (sayfa 95'deki şemaya bakın), artık bir hidrojen atomu ile bağlanamaz.
Özelliklerin karşılaştırılması - ve hücrelerin Tablo 20'de gösterilmiştir.
Tablo 20.Özelliklerin karşılaştırılması - ve - İletişim
Bir örtüşen alan |
Üst üste binen iki alan |
Elektronik bulutlar en yüksek elektron yoğunluğuna sahip parçalarla örtüşür |
Elektronik bulutlar periferik parçalarıyla örtüşüyor |
Neredeyse her zaman daha az dayanıklı olduğundan, hücresinden, genellikle atomlar arasında, ilk olarak - α ve daha sonra bir fırsat varsa, o zaman -cv. Sonuç olarak, yalnızca birden fazla bağ (çift ve üçlü) oluşumu durumunda mümkündür:
| Siyanor Bahçesi - HCN. Diğer isim - hidrokiyanik asit. Bu, 26 o C'nin kaynama noktasına sahip renksiz bir sopadır. Güçlü bir ısıtma veya ışıkta ayrışır. Sinil asit, her açıdan su ile karıştırılır. Halojen üreme ile analojiyle, suya bir siyanovodorod çözeltisi siyanojenik asit olarak adlandırılır. Sinil asit ve tuzları (siyanitler) çok güçlü zehirlerdir (bir kişi için 50 mg'tan fazla olmayan ölümcül doz) ve asidin kendisine sağlam ciltten bile gövdeye nüfuz edebilir. Vücudunuzda bir kez, siyanod ve siyanürler, siyangemoglobin'deki hemoglobin ile ilişkilidir, solunum merkezlerini etkiler ve boğulmaya neden olur. Toksisitesine rağmen, sentetik asit, sentetik liflerin ve bazı plastiklerin üretiminde kullanılır. Küçük konsantrasyonlarda, bitki dünyasında mavi asit bulunur (örneğin, Gorky Badem'de). |
-Celm, -svyaz.
1. Paragrafın sonu, dört maddenin yapısal formüllerini göstermektedir. Onlar için elektronik ve moleküler formüller yapın.
2. Aşağıdaki maddelerin olağan yapısal ve elektronik formüllerini basın: CH3CL, COF 2, S02C12 ve N2H4. Zorluk durumunda, bu moleküllerde ilişkilerin oluşumunu betimleyin. B'yi belirtin yapısal formüller -Ved -ovy. CH3C CL ATOMS N ve CL'sinde, yalnızca ATOM'larla C, COF 2 atomu O ve F'de ayrıca karbon atomları ile ilişkili olduğunu ve ayrıca 2 CL 2 atomu O ve C1'de yalnızca S. atomları ile bağlanır. .
7.9. Kovalent tahvil enerjisi
İletişim gücü, iletişim enerjisi ile karakterize edilir (bkz. Paragraf 7.5). Kovalent bağın gücü iki şekilde tahmin edilebilir: Maddenin belirli bir kısmındaki tüm bağların kırılması için gerekli enerjinin belirlenmesi veya bilinen bağlantı sayısının kesilmesi için gerekli enerjiyi belirleyerek. İlk durumda, böyle bir enerji, ikinci iletişim enerjisinde atomizasyon enerjisi denir. Uygulamada, uygun molar değerler kullanılır.
Atomizasyonun molar enerjisi, yalıtımlı atomlarda 1 dua eden maddenin ayrılması için hangi enerjinin harcanması gerektiğini göstermektedir.
İletişimin molar enerjisi, 1 mol (6.02. 10 23) bağlantısı boşluğuna harcamanın hangi enerjinin gerekli olduğunu göstermektedir. Diatomik moleküller için bu enerjiler çakışıyor.
Ve bir ve diğer molar enerji, Mol başına Kilodzhoules'da ölçülür: atomizasyon enerjisi durumunda - maddenin mol üzerinde ve iletişim enerjisi durumunda - tahvillerin mol üzerinde. İkili (veya üçlü) belirlemek için bağlantı sayısını hesaplarken, bağlantının bir bağ olduğu kabul edilir.
Tablo 21.E SV'nin E ve ortalama değerlerinin değer örnekleri (KJ / MOL cinsinden)
Madde |
Madde |
||||||
| H 2. | Hf. | C- H. | N \u003d O. | ||||
| F 2. | Hcl | N- H. | C- C. | ||||
| Cl 2. | Hbr | O- H. | C \u003d C. | ||||
| BR 2. | SELAM | SI- H. | Cє c. | ||||
| Ben 2. | Coşku | P- H. | Cє n. | ||||
| O 2. | İbr. | S- H. | Si-o. | ||||
| N 2. | Clf. | C \u003d O. | S \u003d O. |
Tablo 21'de verilen değerlerden, kovalent bağların gücünün daha büyük olduğu sonucuna varılabilir, ciltleme atomlarının boyutu ve daha çok sayıda iletişimin büyüklüğü.
Molar Atomizasyon Enerjisi, Molar İletişim Enerjisi.
7.10. Moleküllerin yapısı. Hibridizasyon modeli
Atomlar arasındaki kovalent bağlara sahip bileşiklerin çoğu moleküllerden oluşur.
"Moleküllerin yapısı" kavramı - oldukça geniş bir konsept ve özellikle, kimyasal yapı ve mekansal yapı.
Molekülün kimyasal yapısı yapısal formül ile tarif edilmiştir.
Molekülün mekansal yapısı, mekansal formül tarafından tarif edilmiştir.
Molekülün mekansal yapısını kantitatif olarak karakterize etmek için, akıllı mesafeleri ve bağlantılar arasındaki açıları belirlemek gerekir. Her ikisi de deneysel olarak belirlenebilir.
Maddelerin moleküllerdeki interatomik mesafeleri değerlendirmek için, mekansal yapısı henüz çalışılmamış olan, atomik (kovalent) yarıçapı olarak kullanılır.
Farklı elemanların atomik yarıçap atomlarının toplamı, moleküllerde veya kristallerde basit bir kovalent bağla ilişkili bu elementlerin atomları arasındaki ortalama mesafeye eşittir. Atomik yarıçapı tablosu Ek 9'da gösterilmiştir.
Bağlantılar arasındaki köşeleri tahmin etmek için, yararlı bir hibridizasyon modeli sağlanır.
Metan moleküllerinin kimyasal yapısını hatırlayın (bkz. Şekil 2'de). Bu moleküldeki kovalent bağların oluşum şemasından (s. 105) Bu moleküldeki dört bağlantının üçünün tamamen aynı olduğunu izler. Elektronik bulutların ekseni P-AO'nun karşılıklı olarak dik olduğundan, bu bulutların katılımıyla oluşan üç kovalent bağ, birbirine dik açılara yönlendirilmelidir. Dördüncü bağlantı onlardan biraz farklı olmalıdır. Metan molekülündeki dört bağın hepsinin tamamen aynı olduğu ve Şekilde gösterildiği gibi uzayda gönderilen deneysel olarak oluşturulmuştur (s. 21). Yani, karbon atomu, tetrahedronun merkezinde (sağ tetrahedral, üçgen piramit) ve köşelerindeki hidrojen atomları bir pozisyon kaplar. Bu, yalnızca iletişimin oluşumunda yer alan karbon atomunun elektronik bulutları kesinlikle aynı ve uygun şekilde yerleştirilmişse mümkündür.
Hibridizasyon modelinin bir parçası olarak, bu hizalamanın gerçekten gerçekleştiği varsayılmaktadır.
AO ve EO'nun hibridizasyonu hibrit olarak adlandırılır.
METANE CH 4'ü, hibridizasyonun, bir 2S-AO ve üç 2P-JSC karbon atomuna tabi tutulurken, dört SP 3-Hybrid JSC oluşturulur. Şematik olarak bu şu şekilde yazılabilir:
1 (2S-AO) + 3 (2P-AO) 4 (SP3 -AO).
Orbitallerin enerjileri aynı şekilde aynı hale gelir: - İletişim: AO Hibridizasyon Modelini kullanarak molekülün yapısını doğru bir şekilde tahmin etmek için, aşağıdakileri hatırlamanız gerekir:
1) Bu elektronların her zaman hibritleştiği, yalnızca eşleşmemiş elektronların (Gruplar IIA, III ve IVA), orbital olan S-ve P-Blokların elementlerinin atomlarında kovalent bağların oluşumunda;
2) Kovalent bağlar, bir acil durum çiftine (VA ve via grupları) sahip olan plak bloğunun atomları tarafından oluşturulduğunda, hibridizasyon sadece ikinci periyodun elemanlarının atomları için karakteristiktir;
3) Elementlerin atomları için IA ve VIIA grupları, hibridizasyonun varlığının veya yokluğunun deneysel onayı imkansızdır;
4) Hiçbir engel yoksa, SP 3-hibridizasyon gerçekleştirilir; Bunun için yeterli değerlik elektron yoksa, veya bazıları yüzlerin oluşumunda yer alıyorsa, SP2 - veya SP-hibridizasyon gerçekleştirilir.
Molekülün kimyasal yapısı, molekülün mekansal yapısı, interatomik mesafe, bağlar arasındaki açı, atomik yarıçapı, JSC'nin hibridizasyonu, hibrit orbitaller, JSC'nin hibridizasyonu koşulları.
1. Aşağıdaki maddelerin moleküllerini artırırken, bağlanma enerjisini arttırır: a) H 2 S, H20, H2 TE, H 2 SE; b) pH 3, NH3, SBH 3, kül 3.
2. Aşağıdaki moleküller için, kovalent bağların oluşumu için şemaları çizin ve merkezi atomların hibridizasyonu tipini belirleyin: a) CCl4, 2, nf3; b) BEI 2, BF 3, SICL 4; C) H 3 C-CH3, HCHO, N - N ile
Her atom pozitif yüklü bir çekirdekten ve negatif yüklü bir elektronik kabuktan oluşur. Kernin ve bitişik atomlar arasındaki elektronların ücretleri nedeniyle, elektrostatik kuvvetler ortaya çıkıyor: cazibe ve itme. Atomların yakınlaşması, elde edilen partikülün enerjisinde (bireysel atomların enerjileri ile karşılaştırıldığında) bir düşüşe yol açarsa, bir kimyasal bağ oluşturulur.
Kimyasal İletişim - Bunlar birbirlerinin parçacıklarını tutan etkileşimin güçlü yönleridir.
Bilim adamları, iletişimin oluşumundaki ana rolün, dış elektronik kabuğun üzerinde bulunan çekirdeği ile daha az ilişkili elektronlar tarafından oynandığını kanıtlamıştır. Bu tür elektronlar değerlik denir.
Elementlerin atomlarında başlıca alt gruplar Tüm değerlik elektronları bulunur son (dış) Elektronik katman ve bunların sayısı grup numarasına eşittir.
Elementlerin atomlarında yan alt gruplar Değerlik elektronları genellikle bulunur son iki elektronik katmanda, Ancak bunları, öğenin ait olduğu grubun sayısına da eşittir.
Örneğin, potasyum atomunda, bir değerlik elektronunda, manganez atomunda, 7 değerlik elektronu (Şek. 1).
İncir. 1. Potasyum ve manganez atomlarının elektronik konfigürasyonları
Kimyasal bağ teorisine göre, sekiz elektronun dış mermileri en kararlı - oktet (yalnızca 1 elektronik tabaka halinde, o zaman en istikrarlı iki elektron durumu ikilisidir).
Kararlı bir e-kabuğun oluşumu, çeşitli şekillerde, bu nedenle farklı kimyasal bağ türleri ayırt edebilir.
Kovalent iletişim - Elektronik atomların üst üste binmesi ile oluşturulan kimyasal bağ. İletişim sağlayan elektronik bulutlar (elektronlar), ortak bir elektronik çifti olarak adlandırılır.
İki kovalent yapıştırma mekanizması ayırt edilir: değişim ve donör-alıcı.
Borsa mekanizması ile, her atom ortak bir çift oluşturmak için bir elektron sağlar:
A · + b \u003d a: içinde
Bir bağışçı-alıcı mekanizması ile, bir atom zaten mevcut olanları (donör) halihazırda bir çift elektron sağlar ve diğer atom bu elektron çifti için (alıcı) için ücretsiz bir yörünge sağlar:
A: + □ B \u003d a: içinde
Ortak elektronik çiftlerin oluşumu ile gerçekleştirilen ilişki, her iki atomda da aynı ölçüde, kovalent polar olmayanlar denir.
Kovalent polar olmayan iletişim Metallerin atomları arasında, örneğin, etilendeki karbon atomları arasında, örneğin klor molekülleri, azot, klor moleküllerinde, (Tablo 1) arasında aynı değerlerle birlikte oluşur.
|
Moleküler formüller |
Elektronik formüller |
Grafik formülleri |
|
|
Masa. 1. Kovalent polar olmayan iletişimin bulunduğu bileşiklerin örnekleri.
Ortak elektronik çiftlerin sayısı, sekizde için kaç elektronun yeterince alacağına bağlıdır. Klor - Eleman VII-A Subgroup, bu nedenle, dış elektronik elektron katmanında. Octet yeterli tek elektron değil, CL 2'deki ortak bir elektron çifti oluştuğu anlamına gelir. N 2 molekülünde, yani üçlü kovalent bağda azot atomları arasında üç ortak elektronik çift vardır. Etilendeki karbon atomları arasında bir çift kovalent bağ oluşturulur.
Lütfen her kuraldan, istisnalar olduğu ve sekizli kuralı her zaman gerçekleştirilmediğini unutmayın (bir örnek, sülfik bir gaz molekülü öyleyse 2).
Kovalent polar iletişimi Daha elektronegatif bir elemanın bir atomuna kaydırılan genel elektronik çiftlerin oluşumu ile gerçekleştirilir. Bu durumda, kısmi yükler atomlarda oluşturulur: δ + ve δ- (Şekil 2).
İncir. 2. Klorür molekülünde kovalent bir bağın eğitimi
Elementlerin elektronezliğinin farkı ne kadar büyük olursa, iletişimin polaritesi o kadar büyük olur.
İyon İletişim - Limit Kılıf Kovalent polar iletişim.
İyon İletişim - Bu, elektronik çifti'nin neredeyse tam kayması ile atomlardan birine kadar olan iyonlar arasındaki elektrostatik bir çekimdir. Atomların göreceli elektronezlenebilirliğinin değerlerinin farkı büyükse (kural olarak, gerçek ölçekte 1.7'den fazla) farklılaştırılmıştır.
İyon İletişim genellikle tipik arasında oluşur metalve tipik nemetall. Örneğin, sodyum klorürde NaCl sodyum atomu 1 değerlik elektronu, klorin atomunu verdi ve bir katyona dönüştü ve 1 elektron benimseyen bir klor atomu bir anyona dönüştü. Anyon katyonu çekilir ve bir iyon bağlantısı oluşur (Şekil 3).
İncir. 3. Sodyum klorürde iyon iletişimin eğitimi
Tuzlar, alkali, ana oksitler, karbürler, nitritler İyonik bağlantılar. Normal koşullardaki tüm bu maddeler, yüksek erime sıcaklıkları (genellikle 700-1000 ° C), elektriksel olarak yapıların çözeltileri ve eriyikleri ile katıdır.
İyonik bileşiklerin yansıması, iyonun karşıt yüklü iyonları herhangi bir yönde ve büyük miktarlarda çekebileceği gerçeğiyle açıklanmaktadır. Sonuç olarak, iyonlar kristal kafesle sıkıca bağlanır. Örneğin, bir kristal sodyum sodyum ızgarasında, bir sodyum katyon altı klor anyonuyla çevrilidir ve her klor anyonu altı sodyum katyon ile çevrilidir (Şekil 4). Böylece, pişirme tuzunun tüm kristali bir şekilde çok sayıda iyondan oluşan büyük bir makromoleküldür. VE kimyasal formül NACL sadece kristaldeki oranlarını belirler. Normal koşullar altında, NaCl molekülü yoktur.
İncir. 4. Kristal Sodyum Klorür Kafes Modeli
Bir maddede, birkaç tür kimyasal bağ uygulanabilir. Örneğin, amonyum klorürde, değişim ve donör-alıcı mekanizmada oluşan kovalent bağlar ve ayrıca amonyum katyonu ve klorür iyonu arasındaki iyonik bir bağlantı vardır (Şekil 5).
İncir. 5. Amonyum klorürde kimyasal bağların eğitimi
Dersi toplamak
Kimyasal bir bağlantının ne olduğunu ve neden oluştuğunu öğrendiniz, kovalent ve iyonik ilişki arasındaki fark nedir, çeşitli maddelerde kimyasal bağların oluşum şemalarını nasıl canlandırırsınız.
Bibliyografi
1. Novoshinsky I.I., Novoshinskaya N.S. Kimya. 10 sınıf dersi için öğretici. Yaratıcı Profil seviyesi. - m.: LLC "TID" Rus sözcüğü - RS ", 2008. (§§ 8, 14)
2. Kuznetsova N.E., Litvinova T.N., Lekun A.N. Kimya: 11. Sınıf: Öğrenciler için ders kitabı. Yaratıcı (Profil seviyesi): 2 saat içinde. M.: Ventana Graf, 2008. (§9)
3. RADETSKY A.M. Kimya. Didaktik malzeme. 10-11 sınıf. - M.: Aydınlanma, 2011. (s. 88-95)
4. HOMBENKO I.D. Lisesi için kimyada görev ve alıştırmaların toplanması. - M.: Ria "Yeni Dalga": Demolekov'un yayıncısı, 2008. (s. 39-41)
Ödev
1.c. 39-40 NOS. 7.3, 7.5, 7.7, 7.17 Yüksek Okul (Khomchenko I.D.), 2008 için Kimyada Görev ve Egzersizler Koleksiyonunun.
2. Maddelerin listesi: H 2 S, CO, KOH, K2 O, Na 2 S04, CUCL 2, HI, S, PCL 3, N 2 O 5. Maddelerin formüllerini itin: a) İyon bağı ile; b) kovalent bir bağ ile.
3. SO2 molekülünün elektronik bir formülünü yapın. Elektronik yoğunluk ofsetini göster. Kimyasal bağın türünü belirtin.
İlk önce elektronik kabuğun yapısını açıkladım, kimyasal bağ ve elektronik doğası fikrinin yaratılmasına katkıda bulundum. Bor modeline göre, elektronlar belirli enerji durumlarına, yani enerji seviyelerine karşılık gelen pozisyonun atomunda işgal edebilir. 1915'te Alman fizikçi Kossel, tuzlardaki kimyasal tahvillerin bir açıklamasını yaptı ve 1916'da Amerikan bilim adamı Lewis, moleküllerde kimyasal bağın yorumlanmasını önerdi. Elementlerin atomlarının, asil gazların elektronik konfigürasyonunu (dış elektronik tabakanın tam doldurulması) elde etme eğiliminde olduğu fikirlerden devam ettiler. Kossel ve Lewis'in temsilleri, elektronik değerlik teorisinin isimlerini aldı.
Ana alt grupların elemanlarının değerlenmesi Periyodik sistem Dış elektronik katmanda bulunan elektronların sayısına bağlıdır. Bu nedenle, bu dış elektronların değerlik denir. Yan alt grupların elemanları için, hem dış katmanın elektronları hem de iç subeblevelin elektronları değerlik elektronları olarak görünebilir.
Üç ana kimyasal bağ tipi vardır: kovalent, iyonik, metalik.
Tablo. Kimyasal bağlar ve bunların ana ayırt edici özellikleri.
| Kimyasal İletişim | Bağlayıcı atomlar | Elementlerin karakteri | Elektronik kabukta işlem | Oluşan parçalar | Kristal hücre | Endüstriyel karakter | Örnek |
| İyonik | Metal Atom ve Atom Nemetalla | Elektrolop Yaşayan I. elektriksel olumsuz |
Değerlik elektronlarının geçişi | Olumlu ve negatif iyonlar | İyonik | Salin nyu |
NaCl Cao Naoh. |
| Kovalent | Nemmetalov atomları (az sıklıkta metal atomları) | Elektriksel alârma Yaşamak |
Ortak elektronik çiftlerin eğitimi, moleküler orbitaller doldurma | Moleküller |
Moleküler |
Sinek ya da uçucu olmayan | BR2 C02 C6H 6 |
| --------- | Atomik | Bond benzeri nyu |
Elmas si si | ||||
| Metal Kaya. |
Metal atomları | Elektrolop Yaşamak |
Değerlik elektronlarının iadesi | Pozitif iyonlar ve elektronik gaz | Metal | Metal- Kaya. |
Metaller ve Alaşımlar |
Kovalent bağlantı.
Kovalent bağ, ilişkili atomların kabuklarında ortaya çıkan genel elektronik çiftler nedeniyle oluşur.
Elektronezlik kavramını tanıtmak gerekir. Elektrik, atomların yeteneğidir kimyasal element Kimyasal bağlantının oluşumunda yer alan genel elektronik çiftlere basın.
Bir dizi elektronezlik
Göreceli Elektrogellik Elemanları (Polonyalıyken)
| grup | BEN. | II. | III | İv. | V. | Vi | Vii | VIII. | |||
| dönem | |||||||||||
| 1 | H. 2,1 |
O. - |
|||||||||
| 2 | Li 0,97 |
Olmak. 1,47 |
B. 2,01 |
C. 2,50 |
N. 3,07 |
Ö. 3,5 |
F. 4,10 |
Ne - |
|||
| 3 | Na. 1,01 |
MG. 1,23 |
AL 1,47 |
Sİ 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 |
Cr 1,56 |
Mn. 1,60 |
Fe. 1,64 |
Coşku 1,70 |
Ni. 1,75 |
|
| Cu. 1,75 |
Zn. 1,66 |
Ga. 1,82 |
GE. 2,02 |
Gibi 2,20 |
Bir 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 |
CD 1,46 |
İÇİNDE. 1,49 |
Sn. 1,72 |
Sb. 1,82 |
Te. 2,01 |
BEN. 2,21 |
Xe. - |
||||
| 6 | Cs. 0,86 |
BA. 0,97 |
La * 1,08 |
Hf. 1,23 |
Ta. 1,33 |
W. 1,40 |
Yeniden. 1,46 |
İŞLETİM SİSTEMİ. 1,52 |
İr. 1,55 |
Pt. 1,44 |
|
| Au. 1,42 |
Hg. 1,44 |
TL 1,44 |
Pb. 1,55 |
Bi 1,67 |
Po 1,76 |
AT. 1,90 |
Rn. - |
||||
| 7 | Fr. 0,86 |
Ra 0,97 |
AC ** 1,00 |
* LANTANOIDS - 1.08 - 1.14 | |||||||
Seyrek kimyasal maddeler Ayrı, ilgili olmayan kimyasal elementlerin atomlarından oluşur. Böyle bir binada, asil adı verilen az sayıda gaz: Helyum, Neon, Argon, Krypton, Xenon ve Radon böyle bir yapıya sahiptir. Daha sık, kimyasallar farklı atomlardan değil, derneklerden çeşitli gruplara göre değildir. Atomların bu tür bir entegrasyonu birkaç birimi, yüzlerce, binlerce veya hatta çekilebilir daha fazla atom. Bu atomları bu tür grupların bir parçası olarak tutan kuvvet denir kimyasal İletişim.
Başka bir deyişle, kimyasal bağın, bireysel atomların daha karmaşık yapılara (moleküller, iyonlar, radikaller, kristaller vb.) İlişkisini sağlayan etkileşim olarak adlandırıldığı söylenebilir.
Kimyasal bir bağın oluşumunun nedeni, daha karmaşık yapıların enerjisinin, bireyin toplam enerjisinden daha az olması, onu atomları oluşturmasıdır.
Böylece, özellikle, XY molekülü x ve y atomlarının etkileşiminde oluşturulursa, bu, bu maddenin moleküllerinin iç enerjisinin, oluştuğu bireysel atomların iç enerjisinden daha düşük olduğu anlamına gelir:
E (xy)< E(X) + E(Y)
Bu nedenle, bireysel atomlar arasındaki kimyasal bağların oluşumunda, enerji tahsis edilecektir.
Kimyasal bağların oluşumunda, harici elektronik tabakanın elektronları çekirdeği ile en küçük iletişim enerjisiyle olan elektronlar söz konusudur, sevgililer. Örneğin, Bora, enerji seviyesinin elektronları 2'ye sahip - 2'de 2 elektron s-orbital ve 1 ila 2 p.-Theliti:
Kimyasal bir bağın oluşumunda, her bir atom, asil gazların atomlarının elektronik bir konfigürasyonunu elde etmeyi amaçlamaktadır. Böylece dış elektron katmanında 8 elektron vardır (ilk periyot elemanları için 2). Bu fenomen oktet kuralının adını aldı.
Erken gazın elektronik konfigürasyon atomlarının elde edilmesi, başlangıçta tek atomların değerlik elektronlarının bir kısmını diğer atomlar için ortaklaştıracaksa mümkündür. Aynı zamanda, genel elektronik çiftler oluşur.
Elektron baskı derecesine bağlı olarak, kovalent, iyonik ve metalik iletişim ayırt edilebilir.
Kovalent iletişim
Kovalent bağ, en sık metal olmayan elementlerin atomları arasında gerçekleşir. Bir kovalent bağ oluşturan metal olmayan atomlar farklı kimyasal elementlere aitse, böyle bir bağlantı kovalent polar olarak adlandırılır. Böyle bir adın nedeni, farklı unsurların atomlarının kendilerine ortak bir elektronik çifti çekme yeteneğine sahip olması gerçeğinde yatmaktadır. Bunun bir sonucu olarak, kısmi bir negatif şarjın oluştuğu bir sonucu olarak, ortak bir elektron çiftinin atomlardan birine doğru yer değiştirmesine yol açtığı açıktır. Buna karşılık, başka bir atomda kısmi bir pozitif şarj oluşur. Örneğin, klorodor molekülünde elektronik para hidrojen atomundan klorin atomuna kaydırıldı:
Kovalent polar bağı olan maddelerin örnekleri:
CCl 4, H 2 S, CO 2, pH 3, Si02, vb.
Covenate Polar olmayan bağlantı, bir kimyasal elemanın metal olmayan atomları arasında oluşturulur. Atomlar aynı olduğundan, aynı ve genel elektronları geciktirme yetenekleriyle aynıdır. Bu bağlamda, elektronik çiftin yer değiştirmesi gözlenmedi:
Yukarıda tarif edilen kovalent tahvil oluşum mekanizması, her iki atom da genel elektronik çiftlerin oluşumu için elektron sağlarken, döviz kuru denir.
Donör alıcı bir mekanizma da var.
Donör alıcı mekanizması üzerine kovalent bir bağın oluşumunda, genel elektron çifti, bir atomun (iki elektronlu) ve diğer atomun boş orbitalinin orbitalinden dolayı oluşturulur. Sulu bir elektron çiftinin sağlanması bir atom bir donör ve ücretsiz orbital - alıcı ile bir atom denir. Bir atomlu elektronları eşleştirdi, örneğin N, O, P, S.
Örneğin, donör alıcı mekanizmaya göre, dördüncü kovalent n-H iletişimi Amonyum katyonunda NH4 +:
Polarite ek olarak, kovalent bağlar da enerji ile karakterize edilir. İletişim Enerjisi, atomlar arasındaki bağları kırmak için minimum enerji denir.
İletişim enerjisi, bağlayıcı atomların arttırılmasıyla birlikte azalır. Bildiğimiz gibi atomik yarıçapı Alt grupları arttırır, örneğin, halojen-hidrojen bağ dayanımının arka arkaya arındırıldığı sonucuna varmak mümkündür:
SELAM< HBr < HCl < HF
Ayrıca, bağlayıcı enerji çokluğuna bağlıdır - iletişimin çokluğu artması, enerjisi arttırır. İletişimin çokluğu altında iki atom arasındaki genel elektronik çiftlerin sayısı olarak anlaşılmaktadır.
İyon İletişim
İyonik iletişim, aşırı bir kovalent polar iletişim vakası olarak görülebilir. Bir genel elektron çifti, kovalent ve kutupsal bir bağlantıya atom çiftlerinden birine yerleştirilirse, iyonikte, neredeyse tamamen "verilen" atomlardan biridir. Elektron (lar) veren bir atom olumlu bir ücret kazandırır ve katyonve elektronlarını tırmanan bir atom, negatif bir ücret alıyor ve anyon.
Böylece, iyon bağlantısı, elektrostatik katyonların anyonlarla yapılan bir ilişkidir.
Bu tür bir iletişimin oluşumu, tipik metallerin ve tipik metallerin etkileşiminin karakteristiğidir.
Örneğin, potasyum florür. Potasyum katyonu, bir elektronun nötr atomundan ayrılmanın bir sonucu olarak elde edilir ve florin bir elektron atomuna bağlandığında flor iyonu oluşur:
Sonuç olarak, iyonik bağlantının oluşturulduğu sonucu elde edilen iyonlar arasında bir elektrostatik çekim gücü ortaya çıkar.
Kimyasal bağların oluşumunda, sodyum atomundan elektronlar klorin atomuna taşındı ve tam bir harici enerji seviyesine sahip olan karşıt yüklü iyonlar oluştu.
Metal atomundan elektronların tamamen uzamaması, ancak sadece kovalent bir bağda olduğu gibi sadece klorin atomuna doğru kaydığı tespit edilmiştir.
Metal atom içeren çoğu ikili bileşikler iyoniktir. Örneğin, oksitler, halojenürler, sülfitler, nitrürler.
İyon bağlantısı, basit katyonlar ve basit anyonlar (F -, Cl -, S2-) ile basit katyonlar ve karmaşık anyonlar arasında (3 -, yani 4 2-, PÇ 4 3-, OH - - ). Bu nedenle, iyonik bileşikler arasında tuzlar ve bazlar bulunur (Na2S04, Cu (No 3) 2, (NH4) 2 S04), CA (OH) 2, NaOH)
Metal İletişim
Bu tür iletişim metallerde oluşur.
Dış elektron katmanındaki tüm metallerin atomlarında atomik çekirdek ile düşük bağ enerjisine sahip elektronlar vardır. Çoğu metal için, dış elektronları kaybetme süreci enerjik olarak faydalıdır.
Nükleus ile böyle zayıf bir etkileşim göz önüne alındığında, metallerdeki bu elektronlar çok mobil ve her metal kristalde sürekli olarak aşağıdaki işlem gerçekleşir:
M 0 - ne - \u003d m n +,
buradaki m 0, nötr bir metal atomu ve aynı metalin katyonundadır. Aşağıdaki şekil, meydana gelen işlemlerin gösterimini göstermektedir.
Yani, elektronlar metal kristal tarafından "kullanılır", bir metal atomdan ayrılarak, ondan bir katyon oluşturur, başka bir katyona bağlanarak, bir nötr atom oluşturur. Böyle bir fenomen "elektronik rüzgar" olarak adlandırıldı ve serbest elektronların NemMetall atomunun kristalindeki kombinasyonu "elektronik gaz" olarak adlandırıldı. Metallerin atomları arasındaki benzer bir etkileşimin metal bir kravat olarak adlandırılmıştır.
Hidrojen İletişim
Herhangi bir maddede bir hidrojen atomu, yüksek bir elektron elemanı (azot, oksijen veya florin) ile ilişkili ise, böyle bir fenomen bir hidrojen bağı olarak karakterize edilir.
Hidrojen atomu bir elektronegatif atomla ilişkili olduğundan, hidrojen atomunda ve elektronegatif elemanın atomunda kısmi bir pozitif yük oluşturulur - kısmi negatif. Bu bağlamda, bir molekülün kısmen pozitif yüklü bir hidrojen atomu ile diğerinin elektro-negatif bir atomu arasında elektrostatik cazibe için mümkün olur. Örneğin, su molekülleri için hidrojen bağ gözlenir:
Anormal olarak açıklayan bir hidrojen bağdır. sıcaklık Eritme suyu. Suya ek olarak, dayanıklıdır hidrojen bağları Florür hidrojen, amonyak, oksijen içeren asitler, fenoller, alkoller, aminler gibi bu tür maddelerde oluşturulurlar.