5.1. Ikatan kovalen

Ikatan kimia terbentuk apabila dua atau lebih atom bergabung jika, akibat interaksi mereka, jumlah tenaga sistem berkurangan. Konfigurasi elektronik yang paling stabil bagi kulit elektron luar atom ialah konfigurasi atom gas mulia, yang terdiri daripada dua atau lapan elektron. Cangkang elektron terluar atom unsur lain mengandungi daripada satu hingga tujuh elektron, i.e. belum selesai. Apabila molekul terbentuk, atom cenderung memperoleh petala dua elektron atau lapan elektron yang stabil. Elektron valensi atom mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan kimia.

Kovalen adalah ikatan kimia antara dua atom, yang dibentuk oleh pasangan elektron yang secara serentak tergolong dalam kedua atom ini.

Terdapat dua mekanisme untuk pembentukan ikatan kovalen: pertukaran dan penerima penderma.

5.1.1. Mekanisme pertukaran pembentukan ikatan kovalen

Mekanisme pertukaran Pembentukan ikatan kovalen direalisasikan kerana pertindihan awan elektron elektron kepunyaan atom yang berbeza. Contohnya, apabila dua atom hidrogen mendekati satu sama lain, orbital elektron 1s bertindih. Akibatnya, sepasang elektron biasa muncul, serentak kepunyaan kedua-dua atom. Dalam kes ini, ikatan kimia dibentuk oleh elektron yang mempunyai putaran antiselari, Rajah. 5.1.

nasi. 5.1. Pembentukan molekul hidrogen daripada dua atom H

5.1.2. Mekanisme penderma-penerima untuk pembentukan ikatan kovalen

Dengan mekanisme penderma-penerima pembentukan ikatan kovalen, ikatan juga terbentuk menggunakan pasangan elektron. Walau bagaimanapun, dalam kes ini, satu atom (penderma) menyediakan pasangan elektronnya, dan atom lain (penerima) mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan dengan orbital bebasnya. Contoh pelaksanaan ikatan penderma-penerima ialah pembentukan ion ammonium NH 4 + semasa interaksi ammonia NH 3 dengan kation hidrogen H +.

Dalam molekul NH 3, tiga pasangan elektron membentuk tiga ikatan N - H, pasangan elektron keempat kepunyaan atom nitrogen adalah tunggal. Pasangan elektron ini boleh membentuk ikatan dengan ion hidrogen yang mempunyai orbital yang tidak berpenghuni. Hasilnya ialah ion ammonium NH 4 +, Rajah. 5.2.

nasi. 5.2. Penampilan ikatan penderma-penerima semasa pembentukan ion ammonium

Perlu diingat bahawa empat ikatan N–H kovalen yang wujud dalam ion NH 4 + adalah setara. Dalam ion ammonium adalah mustahil untuk mengenal pasti ikatan yang dibentuk oleh mekanisme penderma-penerima.

5.1.3. Ikatan kovalen polar dan bukan polar

Jika ikatan kovalen dibentuk oleh atom-atom yang sama, maka pasangan elektron terletak pada jarak yang sama antara nukleus atom-atom ini. Ikatan kovalen sedemikian dipanggil nonpolar. Contoh molekul dengan ikatan kovalen bukan kutub ialah H2, Cl2, O2, N2, dll.

Dalam kes ikatan kovalen polar, pasangan elektron yang dikongsi dialihkan kepada atom dengan elektronegativiti yang lebih tinggi. Ikatan jenis ini direalisasikan dalam molekul yang dibentuk oleh atom yang berbeza. Ikatan kovalen polar berlaku dalam molekul HCl, HBr, CO, NO, dsb. Contohnya, pembentukan ikatan kovalen kutub dalam molekul HCl boleh diwakili oleh gambar rajah, Rajah. 5.3:

nasi. 5.3. Pembentukan ikatan polar kovalen dalam molekul HC1

Dalam molekul yang sedang dipertimbangkan, pasangan elektron dialihkan kepada atom klorin, kerana keelektronegatifannya (2.83) lebih besar daripada keelektronegatifan atom hidrogen (2.1).

5.1.4. Momen dipol dan struktur molekul

Ukuran kekutuban ikatan ialah momen dipolnya μ:

μ = e l,

di mana e- cas elektron, l– jarak antara pusat cas positif dan negatif.

Momen dipol ialah kuantiti vektor. Konsep "momen dipol ikatan" dan "momen dipol molekul" hanya bertepatan untuk molekul diatomik. Momen dipol molekul adalah sama dengan jumlah vektor momen dipol semua ikatan. Oleh itu, momen dipol molekul poliatomik bergantung kepada strukturnya.

Dalam molekul CO 2 linear, sebagai contoh, setiap ikatan C-O adalah polar. Walau bagaimanapun, molekul CO 2 biasanya bukan kutub, kerana momen dipol ikatan saling membatalkan satu sama lain (Rajah 5.4). Momen dipol bagi molekul karbon dioksida ialah m = 0.

Dalam molekul H2O sudut, ikatan H–O kutub terletak pada sudut 104.5 o. Jumlah vektor bagi momen dipol dua ikatan H–O dinyatakan dengan pepenjuru segiempat selari (Rajah 5.4). Akibatnya, momen dipol molekul air m tidak sama dengan sifar.

nasi. 5.4. Momen dipol bagi molekul CO 2 dan H 2 O

5.1.5. Valensi unsur dalam sebatian dengan ikatan kovalen

Valensi atom ditentukan oleh bilangan elektron tidak berpasangan yang mengambil bahagian dalam pembentukan pasangan elektron biasa dengan elektron atom lain. Mempunyai satu elektron tidak berpasangan pada lapisan elektron luar, atom halogen dalam molekul F 2, HCl, PBr 3 dan CCl 4 adalah monovalen. Unsur-unsur subkumpulan oksigen mengandungi dua elektron tidak berpasangan di lapisan luar, oleh itu dalam sebatian seperti O 2, H 2 O, H 2 S dan SCl 2 ia adalah divalen.

Oleh kerana, sebagai tambahan kepada ikatan kovalen biasa, ikatan boleh dibentuk dalam molekul oleh mekanisme penerima penderma, valensi atom juga bergantung pada kehadiran pasangan elektron tunggal dan orbital elektron bebas. Ukuran kuantitatif valensi ialah bilangan ikatan kimia yang melaluinya atom tertentu disambungkan kepada atom lain.

Valensi maksimum unsur, sebagai peraturan, tidak boleh melebihi bilangan kumpulan di mana ia berada. Pengecualian ialah unsur-unsur subkumpulan sekunder kumpulan pertama Cu, Ag, Au, yang valensi dalam sebatian lebih besar daripada satu. Elektron valensi terutamanya merangkumi elektron lapisan luar, bagaimanapun, untuk unsur subkumpulan sampingan, elektron lapisan terakhir (pra-luar) juga mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan kimia.

5.1.6. Valensi unsur dalam keadaan normal dan teruja

Valensi kebanyakan unsur kimia bergantung kepada sama ada unsur ini berada dalam keadaan normal atau teruja. Konfigurasi elektronik atom Li: 1s 2 2s 1. Atom litium pada paras luar mempunyai satu elektron tidak berpasangan, i.e. litium adalah monovalen. Perbelanjaan tenaga yang sangat besar diperlukan dikaitkan dengan peralihan elektron 1s ke orbital 2p untuk mendapatkan litium trivalen. Perbelanjaan tenaga ini sangat besar sehingga ia tidak diimbangi oleh tenaga yang dikeluarkan semasa pembentukan ikatan kimia. Dalam hal ini, tiada sebatian litium trivalen.

Konfigurasi lapisan elektronik luar unsur subkumpulan berilium ns 2. Ini bermakna bahawa dalam lapisan elektron luar unsur-unsur ini dalam orbital sel ns terdapat dua elektron dengan putaran bertentangan. Unsur-unsur subkumpulan berilium tidak mengandungi elektron yang tidak berpasangan, jadi valensinya dalam keadaan normal adalah sifar. Dalam keadaan teruja, konfigurasi elektronik unsur-unsur subkumpulan berilium ialah ns 1 nр 1, i.e. unsur membentuk sebatian di mana ia divalen.

Kemungkinan valensi atom boron

Mari kita pertimbangkan konfigurasi elektronik atom boron dalam keadaan dasar: 1s 2 2s 2 2p 1. Atom boron dalam keadaan dasar mengandungi satu elektron tidak berpasangan (Rajah 5.5), i.e. ia adalah monovalen. Walau bagaimanapun, boron tidak dicirikan oleh pembentukan sebatian di mana ia adalah monovalen. Apabila atom boron teruja, satu elektron 2s beralih kepada orbital 2p (Rajah 5.5). Atom boron dalam keadaan teruja mempunyai 3 elektron tidak berpasangan dan boleh membentuk sebatian di mana valensinya ialah tiga.

nasi. 5.5. Keadaan valensi atom boron dalam keadaan normal dan teruja

Tenaga yang dibelanjakan pada peralihan atom kepada keadaan teruja dalam satu tahap tenaga, sebagai peraturan, lebih daripada dikompensasi oleh tenaga yang dibebaskan semasa pembentukan ikatan tambahan.

Oleh kerana kehadiran satu orbital 2p bebas dalam atom boron, boron dalam sebatian boleh membentuk ikatan kovalen keempat, bertindak sebagai penerima pasangan elektron. Rajah 5.6 menunjukkan bagaimana molekul BF berinteraksi dengan ion F, menghasilkan pembentukan ion – di mana boron membentuk empat ikatan kovalen.

nasi. 5.6. Mekanisme penerima donor untuk pembentukan ikatan kovalen keempat pada atom boron

Kemungkinan valensi atom nitrogen

Mari kita pertimbangkan struktur elektronik atom nitrogen (Rajah 5.7).

nasi. 5.7. Taburan elektron dalam orbital atom nitrogen

Daripada rajah yang dibentangkan jelas bahawa nitrogen mempunyai tiga elektron tidak berpasangan, ia boleh membentuk tiga ikatan kimia dan valensinya ialah tiga. Peralihan atom nitrogen kepada keadaan teruja adalah mustahil, kerana tahap tenaga kedua tidak mengandungi orbital-d. Pada masa yang sama, atom nitrogen boleh memberikan pasangan elektron tunggal elektron luar 2s 2 kepada atom yang mempunyai orbital bebas (penerima). Akibatnya, ikatan kimia keempat atom nitrogen muncul, seperti yang berlaku, sebagai contoh, dalam ion ammonium (Rajah 5.2). Oleh itu, kovalen maksimum (bilangan ikatan kovalen yang terbentuk) atom nitrogen ialah empat. Dalam sebatiannya, nitrogen, tidak seperti unsur lain kumpulan kelima, tidak boleh pentavalen.

Kemungkinan valensi bagi atom fosforus, sulfur dan halogen

Tidak seperti atom nitrogen, oksigen dan fluorin, atom fosforus, sulfur dan klorin yang terletak dalam tempoh ketiga mempunyai sel 3d percuma yang boleh dipindahkan oleh elektron. Apabila atom fosforus teruja (Rajah 5.8), ia mempunyai 5 elektron tidak berpasangan pada lapisan elektron luarnya. Akibatnya, dalam sebatian atom fosforus boleh bukan sahaja tri-, tetapi juga pentavalen.

nasi. 5.8. Taburan elektron valens dalam orbital untuk atom fosforus dalam keadaan teruja

Dalam keadaan teruja, sulfur, sebagai tambahan kepada valensi dua, juga mempamerkan valensi empat dan enam. Dalam kes ini, elektron 3p dan 3s berpasangan secara berurutan (Rajah 5.9).

nasi. 5.9. Kemungkinan valensi atom sulfur dalam keadaan teruja

Dalam keadaan teruja, untuk semua unsur subkumpulan utama kumpulan V, kecuali fluorin, berjujukan pasangan p- dan kemudian s-elektron pertama adalah mungkin. Akibatnya, unsur-unsur ini menjadi tri-, penta- dan heptavalen (Rajah 5.10).

nasi. 5.10. Kemungkinan valensi atom klorin, bromin dan iodin dalam keadaan teruja

5.1.7. Panjang, tenaga dan arah ikatan kovalen

Ikatan kovalen biasanya terbentuk antara atom bukan logam. Ciri-ciri utama ikatan kovalen ialah panjang, tenaga dan arah.

Panjang ikatan kovalen

Panjang ikatan ialah jarak antara nukleus atom yang membentuk ikatan ini. Ia ditentukan oleh kaedah fizikal eksperimen. Panjang ikatan boleh dianggarkan menggunakan peraturan aditiviti, mengikut mana panjang ikatan dalam molekul AB adalah lebih kurang sama dengan separuh jumlah panjang ikatan dalam molekul A 2 dan B 2:

.

Dari atas ke bawah di sepanjang subkumpulan sistem berkala unsur, panjang ikatan kimia bertambah, kerana jejari atom meningkat ke arah ini (Jadual 5.1). Apabila kepelbagaian ikatan bertambah, panjangnya berkurangan.

Jadual 5.1.

Panjang beberapa ikatan kimia

Tenaga komunikasi

Ukuran kekuatan ikatan ialah tenaga ikatan. Tenaga komunikasi ditentukan oleh tenaga yang diperlukan untuk memutuskan ikatan dan mengeluarkan atom-atom yang membentuk ikatan itu pada jarak yang tidak terhingga antara satu sama lain. Ikatan kovalen sangat kuat. Tenaganya berjulat dari beberapa puluh hingga beberapa ratus kJ/mol. Untuk molekul IСl 3, sebagai contoh, Ebond ialah ≈40, dan untuk molekul N 2 dan CO Ebond ialah ≈1000 kJ/mol.

Dari atas ke bawah di sepanjang subkumpulan sistem berkala unsur, tenaga ikatan kimia berkurangan, kerana panjang ikatan meningkat ke arah ini (Jadual 5.1). Apabila kepelbagaian ikatan bertambah, tenaganya bertambah (Jadual 5.2).

Jadual 5.2.

Tenaga beberapa ikatan kimia

Ketepuan dan arah ikatan kovalen

Sifat yang paling penting bagi ikatan kovalen ialah ketepuan dan arahnya. Ketepuan boleh ditakrifkan sebagai keupayaan atom untuk membentuk bilangan ikatan kovalen yang terhad. Oleh itu, atom karbon boleh membentuk hanya empat ikatan kovalen, dan atom oksigen boleh membentuk dua. Bilangan maksimum ikatan kovalen biasa yang boleh dibentuk oleh atom (tidak termasuk ikatan yang dibentuk oleh mekanisme penerima-penderma) adalah sama dengan bilangan elektron yang tidak berpasangan.

Ikatan kovalen mempunyai orientasi spatial, kerana pertindihan orbital semasa pembentukan ikatan tunggal berlaku di sepanjang garis yang menghubungkan nukleus atom. Susunan ruang orbital elektron bagi molekul menentukan geometrinya. Sudut antara ikatan kimia dipanggil sudut ikatan.

Ketepuan dan arah ikatan kovalen membezakan ikatan ini daripada ikatan ionik, yang, tidak seperti ikatan kovalen, tidak tepu dan tidak berarah.

Struktur ruang bagi molekul H 2 O dan NH 3

Mari kita pertimbangkan arah ikatan kovalen menggunakan contoh molekul H 2 O dan NH 3.

Molekul H 2 O terbentuk daripada atom oksigen dan dua atom hidrogen. Atom oksigen mempunyai dua elektron p yang tidak berpasangan, yang menduduki dua orbital yang terletak pada sudut tegak antara satu sama lain. Atom hidrogen mempunyai elektron 1s yang tidak berpasangan. Sudut antara ikatan yang dibentuk oleh p-elektron hendaklah dekat dengan sudut antara orbital p-elektron. Walau bagaimanapun, secara eksperimen, didapati bahawa sudut antara ikatan O–H dalam molekul air ialah 104.50. Peningkatan sudut berbanding dengan sudut 90 o boleh dijelaskan oleh daya tolakan yang bertindak antara atom hidrogen, Rajah. 5.11. Oleh itu, molekul H 2 O mempunyai bentuk sudut.

Tiga elektron p yang tidak berpasangan bagi atom nitrogen, yang orbitalnya terletak dalam tiga arah yang saling berserenjang, mengambil bahagian dalam pembentukan molekul NH 3. Oleh itu, tiga ikatan N–H hendaklah terletak pada sudut antara satu sama lain hampir 90° (Rajah 5.11). Nilai percubaan sudut antara ikatan dalam molekul NH 3 ialah 107.3°. Perbezaan antara sudut antara ikatan dan nilai teori adalah disebabkan, seperti dalam kes molekul air, kepada penolakan bersama atom hidrogen. Di samping itu, skema yang dibentangkan tidak mengambil kira kemungkinan penyertaan dua elektron dalam orbital 2s dalam pembentukan ikatan kimia.

nasi. 5.11. Pertindihan orbital elektronik semasa pembentukan ikatan kimia dalam molekul H 2 O (a) dan NH 3 (b)

Mari kita pertimbangkan pembentukan molekul BeC1 2. Atom berilium dalam keadaan teruja mempunyai dua elektron tidak berpasangan: 2s dan 2p. Ia boleh diandaikan bahawa atom berilium harus membentuk dua ikatan: satu ikatan yang dibentuk oleh s-elektron dan satu ikatan yang dibentuk oleh p-elektron. Ikatan ini mesti mempunyai tenaga yang berbeza dan panjang yang berbeza. Molekul BeCl 2 dalam kes ini tidak seharusnya linear, tetapi bersudut. Pengalaman, bagaimanapun, menunjukkan bahawa molekul BeCl 2 mempunyai struktur linear dan kedua-dua ikatan kimia di dalamnya adalah setara. Keadaan yang sama diperhatikan apabila mempertimbangkan struktur molekul BCl 3 dan CCl 4 - semua ikatan dalam molekul ini adalah setara. Molekul BC1 3 mempunyai struktur rata, CC1 4 mempunyai struktur tetrahedral.

Untuk menerangkan struktur molekul seperti BeCl 2, BCl 3 dan CCl 4, Pauling dan Slater(AS) memperkenalkan konsep hibridisasi orbital atom. Mereka mencadangkan untuk menggantikan beberapa orbital atom, yang tidak banyak berbeza dalam tenaga mereka, dengan bilangan orbital setara yang sama, dipanggil orbital hibrid. Orbital hibrid ini terdiri daripada orbital atom hasil daripada gabungan linearnya.

Menurut L. Pauling, apabila ikatan kimia dibentuk oleh atom yang mempunyai elektron jenis yang berbeza dalam satu lapisan dan, oleh itu, tidak begitu berbeza dalam tenaga mereka (contohnya, s dan p), adalah mungkin untuk menukar konfigurasi orbital. daripada jenis yang berbeza, di mana penjajaran dalam bentuk dan tenaga berlaku . Akibatnya, orbital hibrid terbentuk yang mempunyai bentuk tidak simetri dan sangat memanjang pada satu sisi nukleus. Adalah penting untuk ditekankan bahawa model hibridisasi digunakan apabila elektron daripada jenis yang berbeza, contohnya s dan p, terlibat dalam pembentukan ikatan.

5.1.8.2. Pelbagai jenis hibridisasi orbital atom

penghibridan sp

Hibridisasi satu s- dan satu R- orbital ( sp- hibridisasi) direalisasikan, sebagai contoh, semasa pembentukan berilium klorida. Seperti yang ditunjukkan di atas, dalam keadaan teruja, atom Be mempunyai dua elektron tidak berpasangan, satu daripadanya menduduki orbital 2s, dan satu lagi menduduki orbital 2p. Apabila ikatan kimia terbentuk, kedua-dua orbital berbeza ini diubah menjadi dua orbital hibrid yang sama, diarahkan pada sudut 180° antara satu sama lain (Rajah 5.12). Susunan linear dua orbital hibrid sepadan dengan tolakan minimum mereka antara satu sama lain. Akibatnya, molekul BeCl 2 mempunyai struktur linear - ketiga-tiga atom terletak pada garis yang sama.

nasi. 5.12. Gambar rajah pertindihan orbital elektron semasa pembentukan molekul BeCl 2

Struktur molekul asetilena; ikatan sigma dan pi

Mari kita pertimbangkan gambar rajah pertindihan orbital elektronik semasa pembentukan molekul asetilena. Dalam molekul asetilena, setiap atom karbon berada dalam keadaan sp-hibrid. Dua orbital sp-hibrid terletak pada sudut 1800 antara satu sama lain; ia membentuk satu ikatan σ antara atom karbon dan dua ikatan σ dengan atom hidrogen (Rajah 5.13).

nasi. 5.13. Skim pembentukan ikatan-s dalam molekul asetilena

Ikatan σ ialah ikatan yang terbentuk hasil daripada pertindihan orbital elektron di sepanjang garis yang menghubungkan nukleus atom.

Setiap atom karbon dalam molekul asetilena mengandungi dua lagi p-elektron, yang tidak mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan σ. Awan elektron elektron ini terletak dalam satah saling berserenjang dan, bertindih antara satu sama lain, membentuk dua lagi ikatan π antara atom karbon disebabkan pertindihan sisi bukan hibrid. R–awan (Rajah 5.14).

Ikatan π ialah ikatan kimia kovalen yang terbentuk hasil daripada peningkatan ketumpatan elektron pada kedua-dua belah garis yang menghubungkan nukleus atom.

nasi. 5.14. Skema pembentukan ikatan σ - dan π - dalam molekul asetilena.

Oleh itu, dalam molekul asetilena, ikatan rangkap tiga terbentuk antara atom karbon, yang terdiri daripada satu ikatan σ - dan dua ikatan π; σ -ikatan lebih kuat daripada ikatan π.

penghibridan sp2

Struktur molekul BCl 3 boleh dijelaskan dari segi sp 2- hibridisasi. Atom boron dalam keadaan teruja pada lapisan elektron luar mengandungi satu s-elektron dan dua p-elektron, i.e. tiga elektron tidak berpasangan. Ketiga-tiga awan elektron ini boleh ditukar kepada tiga orbital hibrid yang setara. Tolakan minimum tiga orbital hibrid antara satu sama lain sepadan dengan lokasinya dalam satah yang sama pada sudut 120 o antara satu sama lain (Rajah 5.15). Oleh itu, molekul BCl 3 mempunyai bentuk rata.

nasi. 5.15. Struktur rata bagi molekul BCl 3

sp 3 - hibridisasi

Orbital valensi atom karbon (s, р x, р y, р z) boleh ditukar kepada empat orbital hibrid setara, yang terletak di angkasa pada sudut 109.5 o antara satu sama lain dan diarahkan ke bucu tetrahedron , di tengahnya ialah nukleus atom karbon (Rajah 5.16).

nasi. 5.16. Struktur tetrahedral molekul metana

5.1.8.3. Hibridisasi yang melibatkan pasangan elektron tunggal

Model hibridisasi boleh digunakan untuk menerangkan struktur molekul yang, sebagai tambahan kepada ikatan, juga mengandungi pasangan elektron bebas. Dalam molekul air dan ammonia, jumlah pasangan elektron atom pusat (O dan N) ialah empat. Pada masa yang sama, molekul air mempunyai dua, dan molekul ammonia mempunyai satu pasangan elektron tunggal. Pembentukan ikatan kimia dalam molekul ini boleh dijelaskan dengan mengandaikan bahawa pasangan elektron tunggal juga boleh mengisi orbital hibrid. Pasangan elektron tunggal mengambil lebih banyak ruang di angkasa daripada yang mengikat. Akibat tolakan yang berlaku antara pasangan elektron tunggal dan ikatan, sudut ikatan dalam air dan molekul ammonia berkurangan, yang ternyata kurang daripada 109.5 o.

nasi. 5.17. sp 3 – hibridisasi yang melibatkan pasangan elektron tunggal dalam molekul H 2 O (A) dan NH 3 (B)

5.1.8.4. Mewujudkan jenis hibridisasi dan menentukan struktur molekul

Untuk menubuhkan jenis hibridisasi, dan, akibatnya, struktur molekul, peraturan berikut mesti digunakan.

1. Jenis hibridisasi atom pusat, yang tidak mengandungi pasangan elektron tunggal, ditentukan oleh bilangan ikatan sigma. Jika terdapat dua ikatan sedemikian, sp-hibridisasi berlaku, tiga - sp 2 -hibridisasi, empat - sp 3 -hibridisasi. Pasangan elektron tunggal (tanpa ketiadaan ikatan yang dibentuk oleh mekanisme penderma-penerima) tidak hadir dalam molekul yang dibentuk oleh atom berilium, boron, karbon, silikon, i.e. dalam unsur subkumpulan utama II - kumpulan IV.

2. Jika atom pusat mengandungi pasangan elektron tunggal, maka bilangan orbital hibrid dan jenis hibridisasi ditentukan oleh jumlah bilangan ikatan sigma dan bilangan pasangan elektron tunggal. Hibridisasi yang melibatkan pasangan elektron tunggal berlaku dalam molekul yang dibentuk oleh atom nitrogen, fosforus, oksigen, sulfur, i.e. unsur subkumpulan utama kumpulan V dan VI.

3. Bentuk geometri molekul ditentukan oleh jenis hibridisasi atom pusat (Jadual 5.3).

Jadual 5.3.

Sudut ikatan, bentuk geometri molekul bergantung kepada bilangan orbital hibrid dan jenis hibridisasi atom pusat

5.2. Ikatan ionik

Ikatan ionik berlaku melalui tarikan elektrostatik antara ion bercas bertentangan. Ion-ion ini terbentuk hasil daripada pemindahan elektron dari satu atom ke atom yang lain. Ikatan ionik terbentuk antara atom yang mempunyai perbezaan besar dalam keelektronegatifan (biasanya lebih besar daripada 1.7 pada skala Pauling), contohnya, antara logam alkali dan atom halogen.

Mari kita pertimbangkan kejadian ikatan ionik menggunakan contoh pembentukan NaCl. Daripada formula elektronik atom Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 dan Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 adalah jelas bahawa untuk melengkapkan tahap luar, lebih mudah bagi atom natrium untuk melepaskan satu elektron. daripada menambah tujuh, dan lebih mudah bagi atom klorin untuk menambah satu, daripada memberikan tujuh. Dalam tindak balas kimia, atom natrium melepaskan satu elektron, dan atom klorin mengambilnya. Akibatnya, cengkerang elektronik atom natrium dan klorin diubah menjadi cengkerang elektronik gas mulia yang stabil (konfigurasi elektronik kation natrium ialah Na + 1s 2 2s 2 2p 6, dan konfigurasi elektronik anion klorin Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Interaksi elektrostatik ion membawa kepada pembentukan molekul NaCl.

Ciri asas ikatan ion dan sifat sebatian ionik

1. Ikatan ion ialah ikatan kimia yang kuat. Tenaga ikatan ini adalah pada urutan 300 – 700 kJ/mol.

2. Tidak seperti ikatan kovalen, ikatan ionik ialah tidak berarah, kerana ion boleh menarik ion tanda yang bertentangan dengan dirinya dalam sebarang arah.

3. Tidak seperti ikatan kovalen, ikatan ionik ialah tak tepu, kerana interaksi ion-ion tanda yang bertentangan tidak membawa kepada melengkapkan pampasan bersama medan daya mereka.

4. Semasa pembentukan molekul dengan ikatan ionik, pemindahan lengkap elektron tidak berlaku, oleh itu, seratus peratus ikatan ionik tidak wujud dalam alam semula jadi. Dalam molekul NaCl, ikatan kimia hanya 80% ionik.

5. Sebatian dengan ikatan ion ialah pepejal kristal yang mempunyai takat lebur dan didih yang tinggi.

6. Kebanyakan sebatian ionik larut dalam air. Larutan dan leburan sebatian ionik mengalirkan arus elektrik.

5.3. Sambungan logam

Atom logam pada tahap tenaga luar mengandungi sejumlah kecil elektron valens. Oleh kerana tenaga pengionan atom logam adalah rendah, elektron valens dikekalkan dengan lemah dalam atom ini. Akibatnya, ion bercas positif dan elektron bebas muncul dalam kekisi kristal logam. Dalam kes ini, kation logam terletak di nod kekisi kristal mereka, dan elektron bergerak bebas dalam bidang pusat positif membentuk apa yang dipanggil "gas elektron". Kehadiran elektron bercas negatif antara dua kation menyebabkan setiap kation berinteraksi dengan elektron ini. Oleh itu, ikatan logam ialah ikatan antara ion positif dalam kristal logam, yang berlaku melalui tarikan elektron yang bergerak bebas di seluruh kristal.

Oleh kerana elektron valens dalam logam diagihkan sama rata di seluruh kristal, ikatan logam, seperti ikatan ionik, adalah ikatan bukan arah. Tidak seperti ikatan kovalen, ikatan logam ialah ikatan tak tepu. Daripada ikatan kovalen sambungan logam Ia juga berbeza dalam kekuatan. Tenaga ikatan logam adalah lebih kurang tiga hingga empat kali kurang daripada tenaga ikatan kovalen.

Oleh kerana pergerakan gas elektron yang tinggi, logam dicirikan oleh kekonduksian elektrik dan haba yang tinggi.

5.4. Ikatan hidrogen

Dalam molekul sebatian HF, H 2 O, NH 3, terdapat ikatan hidrogen dengan unsur elektronegatif kuat (H–F, H–O, H–N). Antara molekul sebatian tersebut boleh terbentuk ikatan hidrogen antara molekul. Dalam beberapa molekul organik yang mengandungi ikatan H–O, H–N, ikatan hidrogen intramolekul.

Mekanisme pembentukan ikatan hidrogen adalah sebahagiannya elektrostatik, sebahagiannya bersifat penerima penderma. Dalam kes ini, penderma pasangan elektron ialah atom unsur elektronegatif kuat (F, O, N), dan penerima ialah atom hidrogen yang disambungkan kepada atom ini. Seperti ikatan kovalen, ikatan hidrogen dicirikan oleh fokus di angkasa dan ketepuan.

Ikatan hidrogen biasanya dilambangkan dengan titik: H ··· F. Semakin kuat ikatan hidrogen, semakin besar keelektronegatifan atom rakan kongsi dan semakin kecil saiznya. Ia adalah ciri terutamanya sebatian fluorin, serta oksigen, pada tahap yang lebih rendah nitrogen, dan pada tahap yang lebih rendah lagi klorin dan sulfur. Tenaga ikatan hidrogen juga berubah dengan sewajarnya (Jadual 5.4).

Jadual 5.4.

Nilai purata tenaga ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen antara molekul dan intramolekul

Terima kasih kepada ikatan hidrogen, molekul bergabung menjadi dimer dan sekutu yang lebih kompleks. Sebagai contoh, pembentukan dimer asid formik boleh diwakili oleh rajah berikut (Rajah 5.18).

nasi. 5.18. Pembentukan ikatan hidrogen antara molekul dalam asid formik

Rantai panjang bagi (H 2 O) n bersekutu boleh muncul di dalam air (Rajah 5.19).

nasi. 5.19. Pembentukan rantaian bersekutu dalam air cecair disebabkan oleh ikatan hidrogen antara molekul

Setiap molekul H2O boleh membentuk empat ikatan hidrogen, tetapi molekul HF boleh membentuk hanya dua.

Ikatan hidrogen boleh berlaku di antara molekul yang berbeza (ikatan hidrogen antara molekul) dan dalam molekul (ikatan hidrogen intramolekul). Contoh pembentukan ikatan intramolekul untuk beberapa bahan organik ditunjukkan dalam Rajah. 5.20.

nasi. 5.20. Pembentukan ikatan hidrogen intramolekul dalam molekul pelbagai sebatian organik

Pengaruh ikatan hidrogen terhadap sifat bahan

Penunjuk yang paling mudah bagi kewujudan ikatan hidrogen antara molekul ialah takat didih sesuatu bahan. Takat didih air yang lebih tinggi (100 o C berbanding dengan sebatian hidrogen unsur subkumpulan oksigen (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) dijelaskan oleh kehadiran ikatan hidrogen: tenaga tambahan mesti dibelanjakan untuk memusnahkan antara molekul. ikatan hidrogen dalam air.

Ikatan hidrogen boleh menjejaskan struktur dan sifat bahan dengan ketara. Kewujudan ikatan hidrogen antara molekul meningkatkan takat lebur dan didih bahan. Kehadiran ikatan hidrogen intramolekul menyebabkan molekul asid deoksiribonukleik (DNA) dilipat menjadi heliks berganda dalam air.

Ikatan hidrogen juga memainkan peranan penting dalam proses pembubaran, kerana keterlarutan juga bergantung kepada keupayaan sebatian untuk membentuk ikatan hidrogen dengan pelarut. Akibatnya, bahan yang mengandungi kumpulan OH seperti gula, glukosa, alkohol, dan asid karboksilik, sebagai peraturan, sangat larut dalam air.

5.5. Jenis kekisi kristal

Pepejal biasanya mempunyai struktur kristal. Zarah-zarah yang membentuk kristal (atom, ion atau molekul) terletak pada titik yang ditentukan dengan ketat dalam ruang, membentuk kekisi kristal. Kekisi kristal terdiri daripada sel asas yang mengekalkan ciri struktur ciri kekisi tertentu. Titik di mana zarah terletak dipanggil nod kekisi kristal. Bergantung pada jenis zarah yang terletak di tapak kekisi dan pada sifat sambungan di antara mereka, 4 jenis kekisi kristal dibezakan.

5.5.1. Kekisi kristal atom

Pada nod kekisi kristal atom terdapat atom yang bersambung antara satu sama lain dengan ikatan kovalen. Bahan yang mempunyai kekisi atom termasuk berlian, silikon, karbida, silisid, dsb. Dalam struktur hablur atom adalah mustahil untuk mengasingkan molekul individu; keseluruhan kristal dianggap sebagai satu molekul gergasi. Struktur berlian ditunjukkan dalam Rajah. 5.21. Berlian terdiri daripada atom karbon, setiap satunya terikat kepada empat atom jiran. Disebabkan oleh fakta bahawa ikatan kovalen adalah kuat, semua bahan dengan kekisi atom adalah refraktori, keras dan rendah meruap. Mereka sedikit larut dalam air.

nasi. 5.21. Kekisi kristal berlian

5.5.2. Kekisi kristal molekul

Pada nod kekisi kristal molekul terdapat molekul yang disambungkan antara satu sama lain oleh daya antara molekul yang lemah. Oleh itu, bahan dengan kekisi molekul mempunyai kekerasan yang rendah, ia boleh melebur, dicirikan oleh turun naik yang ketara, sedikit larut dalam air, dan penyelesaiannya, sebagai peraturan, tidak mengalirkan arus elektrik. Banyak bahan dengan kekisi kristal molekul diketahui. Ini adalah pepejal hidrogen, klorin, karbon monoksida (IV) dan bahan lain yang berada dalam keadaan gas pada suhu biasa. Kebanyakan sebatian organik kristal mempunyai kekisi molekul.

5.5.3. Kisi kristal ionik

Kekisi kristal yang mengandungi ion pada nodnya dipanggil ionik. Mereka dibentuk oleh bahan dengan ikatan ionik, sebagai contoh, halida logam alkali. Dalam kristal ionik, molekul individu tidak dapat dibezakan; keseluruhan kristal boleh dianggap sebagai satu makromolekul. Ikatan antara ion adalah kuat, oleh itu bahan dengan kekisi ionik mempunyai kemeruapan yang rendah dan takat lebur dan didih yang tinggi. Kekisi kristal natrium klorida ditunjukkan dalam Rajah. 5.22.

nasi. 5.22. Kekisi kristal natrium klorida

Dalam rajah ini, bola terang ialah ion Na +, bola gelap ialah ion Cl –. Di sebelah kiri dalam Rajah. Rajah 5.22 menunjukkan sel unit NaCl.

5.5.4. Kekisi kristal logam

Logam dalam keadaan pepejal membentuk kekisi kristal logam. Tapak kekisi tersebut mengandungi ion logam positif, dan elektron valens bergerak bebas di antara mereka. Elektron secara elektrostatik menarik kation, dengan itu memberikan kestabilan kepada kekisi logam. Struktur kekisi ini menentukan kekonduksian terma yang tinggi, kekonduksian elektrik dan keplastikan logam - semasa ubah bentuk mekanikal tidak ada pemecahan ikatan dan pemusnahan kristal, kerana ion yang membentuknya kelihatan terapung dalam awan gas elektron. Dalam Rajah. Rajah 5.23 menunjukkan kekisi hablur natrium.

nasi. 5.23. Kekisi kristal natrium

7.11. Struktur bahan dengan ikatan kovalen

Bahan di mana, daripada semua jenis ikatan kimia, hanya satu kovalen yang ada, dibahagikan kepada dua kumpulan tidak sama: molekul (sangat banyak) dan bukan molekul (lebih kurang).
Hablur bahan molekul pepejal terdiri daripada molekul yang terikat dengan lemah oleh daya interaksi antara molekul molekul. Kristal sedemikian tidak mempunyai kekuatan dan kekerasan yang tinggi (fikir ais atau gula). Takat lebur dan didihnya juga rendah (lihat Jadual 22).

Jadual 22. Takat lebur dan didih beberapa bahan molekul

Tidak seperti rakan molekul mereka, bahan bukan molekul dengan ikatan kovalen membentuk kristal yang sangat keras. Kristal berlian (bahan paling keras) tergolong dalam jenis ini.
Dalam hablur berlian (Rajah 7.5), setiap atom karbon disambungkan kepada empat atom karbon lain melalui ikatan kovalen ringkas (penghibridan sp 3). Atom karbon membentuk rangka kerja tiga dimensi. Pada asasnya keseluruhan kristal berlian adalah satu molekul yang besar dan sangat kuat.
Kristal silikon, digunakan secara meluas dalam elektronik radio dan kejuruteraan elektronik, mempunyai struktur yang sama.
Jika anda menggantikan separuh daripada atom karbon dalam berlian dengan atom silikon tanpa mengganggu struktur kerangka kristal, anda akan mendapat kristal silikon karbida SiC - juga bahan yang sangat keras digunakan sebagai bahan pelelas. Pasir kuarza biasa (silikon dioksida) juga tergolong dalam jenis bahan kristal ini. Kuarza adalah bahan yang sangat keras; Di bawah nama "ampelas" ia juga digunakan sebagai bahan yang melelas. Struktur kuarza mudah diperoleh dengan memasukkan atom oksigen antara setiap dua atom silikon dalam kristal silikon. Dalam kes ini, setiap atom silikon akan dikaitkan dengan empat atom oksigen, dan setiap atom oksigen dengan dua atom silikon.

Kristal berlian, silikon, kuarza dan struktur serupa dipanggil kristal atom.
Hablur atom ialah hablur yang terdiri daripada atom satu atau lebih unsur yang dihubungkan oleh ikatan kimia.
Ikatan kimia dalam hablur atom boleh menjadi kovalen atau logam.
Seperti yang anda sedia maklum, mana-mana kristal atom, seperti kristal ionik, adalah "supermolekul" yang besar. Formula struktur "supermolekul" sedemikian tidak boleh ditulis - anda hanya boleh menunjukkan serpihannya, sebagai contoh:

Tidak seperti bahan molekul, bahan yang membentuk hablur atom adalah antara yang paling refraktori (lihat jadual 23.).

Jadual 23. Takat lebur dan didih beberapa bahan bukan molekul Dengan ikatan kovalen

Suhu lebur yang begitu tinggi agak difahami jika kita ingat bahawa apabila bahan ini cair, bukan ikatan antara molekul yang lemah yang dipecahkan, tetapi ikatan kimia yang kuat. Atas sebab yang sama, banyak bahan yang membentuk hablur atom tidak cair apabila dipanaskan, tetapi terurai atau segera berubah menjadi keadaan wap (sublimat), contohnya, grafit sublim pada 3700 o C.

7.12. Kekutuban ikatan kovalen. Keelektronegatifan

Ingat bahawa atom-atom terpencil dari unsur-unsur yang berbeza mempunyai kecenderungan yang berbeza untuk kedua-duanya menyerah dan menerima elektron. Perbezaan ini berterusan selepas pembentukan ikatan kovalen. Iaitu, atom beberapa unsur cenderung untuk menarik pasangan elektron ikatan kovalen kepada diri mereka sendiri dengan lebih kuat daripada atom unsur lain.

Pertimbangkan molekul HCl.
Menggunakan contoh ini, mari kita lihat bagaimana kita boleh menganggarkan sesaran awan komunikasi elektron menggunakan tenaga pengionan molar dan cara kepada elektron. 1312 kJ/mol, dan 1251 kJ/mol - perbezaannya tidak ketara, kira-kira 5%. 73 kJ/mol, dan 349 kJ/mol - di sini perbezaannya jauh lebih besar: tenaga pertalian elektron atom klorin hampir lima kali lebih besar daripada atom hidrogen. Daripada ini kita boleh membuat kesimpulan bahawa pasangan elektron ikatan kovalen dalam molekul hidrogen klorida sebahagian besarnya beralih ke arah atom klorin. Dalam erti kata lain, elektron ikatan menghabiskan lebih banyak masa berhampiran atom klorin daripada berhampiran atom hidrogen. Pengagihan ketumpatan elektron yang tidak sekata ini membawa kepada pengagihan semula cas elektrik di dalam molekul.Caj separa (lebihan) timbul pada atom; pada atom hidrogen ia positif, dan pada atom klorin ia negatif.

Dalam kes ini, ikatan dikatakan terkutub, dan ikatan itu sendiri dipanggil ikatan kovalen polar.
Jika pasangan elektron ikatan kovalen tidak disesarkan kepada mana-mana atom terikat, iaitu, elektron ikatan sama-sama tergolong dalam atom terikat, maka ikatan sedemikian dipanggil ikatan kovalen nonpolar.
Konsep "caj formal" dalam kes ikatan kovalen juga boleh digunakan. Hanya dalam definisi kita tidak sepatutnya bercakap tentang ion, tetapi tentang atom. Secara umum, definisi berikut boleh diberikan.

Dalam molekul di mana ikatan kovalen hanya terbentuk melalui mekanisme pertukaran, cas formal atom adalah sama dengan sifar. Oleh itu, dalam molekul HCl, cas formal pada kedua-dua atom klorin dan hidrogen adalah sifar. Akibatnya, dalam molekul ini cas sebenar (berkesan) pada atom klorin dan hidrogen adalah sama dengan cas separa (lebihan).
Tidak selalu mudah untuk menentukan tanda caj separa pada atom satu atau unsur lain dalam molekul berdasarkan tenaga pengionan molar dan pertalian untuk elektrod, iaitu, untuk menganggar ke arah mana pasangan elektron ikatan berada. beralih. Biasanya, untuk tujuan ini, satu lagi ciri tenaga atom digunakan - keelektronegatifan.

Pada masa ini, tiada sebutan tunggal yang diterima umum untuk elektronegativiti. Ia boleh dilambangkan dengan huruf E/O. Juga tiada kaedah tunggal yang diterima umum untuk mengira keelektronegatifan. Dengan cara yang mudah, ia boleh diwakili sebagai separuh daripada jumlah tenaga pengionan molar dan pertalian elektron - ini adalah salah satu cara pertama untuk mengiranya.
Nilai mutlak keelektronegatifan atom pelbagai unsur digunakan sangat jarang. Yang paling biasa digunakan ialah keelektronegatifan relatif, dilambangkan dengan c. Pada mulanya, nilai ini ditakrifkan sebagai nisbah keelektronegatifan atom unsur tertentu kepada keelektronegatifan atom litium. Selepas itu, kaedah pengiraannya agak berubah.
Keelektronegatifan relatif ialah kuantiti tanpa dimensi. Nilainya diberikan dalam Lampiran 10.

Oleh kerana keelektronegatifan relatif bergantung terutamanya pada tenaga pengionan atom (tenaga afiniti elektron sentiasa jauh lebih rendah), maka dalam sistem unsur kimia ia berubah kira-kira sama dengan tenaga pengionan, iaitu, ia meningkat secara menyerong daripada cesium (0.86). kepada fluorin (4.10). Nilai keelektronegatifan relatif helium dan neon yang diberikan dalam jadual tidak mempunyai kepentingan praktikal, kerana unsur-unsur ini tidak membentuk sebatian.

Dengan menggunakan jadual keelektronegatifan, anda boleh dengan mudah menentukan ke arah mana antara dua atom elektron yang menyambungkan atom ini dialihkan, dan, oleh itu, tanda-tanda cas separa yang timbul pada atom ini.

Oleh itu, dalam kes pembentukan ikatan kovalen antara atom unsur yang berbeza, ikatan sedemikian akan sentiasa kutub, dan dalam kes pembentukan ikatan kovalen antara atom unsur yang sama (dalam bahan ringkas), ikatan dalam kebanyakan kes bukan kutub.

Semakin besar perbezaan keelektronegatifan atom-atom terikat, semakin polar ikatan kovalen antara atom-atom ini ternyata.

Ikatan KOVALEN POLAR, Ikatan KOVALEN BUKAN POLAR, ELEKTRONEGATIVITI MUTLAK, ELEKTRONEGATIVITI RELATIF.
1. Eksperimen dan pengiraan seterusnya menunjukkan bahawa cas berkesan silikon dalam silikon tetrafluorida ialah +1.64 e, dan xenon dalam xenon heksafluorida +2.3 e. Tentukan nilai cas separa pada atom fluorin dalam sebatian ini. 2. Bina formula struktur bahan berikut dan, menggunakan tatatanda " " dan " ", cirikan kekutuban ikatan kovalen dalam molekul sebatian ini: a) CH 4, CCl 4, SiCl 4; b) H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te; c) NH 3, NF 3, NCl 3; d) SO 2, Cl 2 O, OF 2.
3. Dengan menggunakan jadual keelektronegatifan, nyatakan di antara sebatian yang mana ikatannya lebih polar: a) CCl 4 atau SiCl 4 ; b) H 2 S atau H 2 O; c) NF 3 atau NCl 3; d) Cl 2 O atau OF 2.

7.13. Mekanisme penderma-penerima pembentukan ikatan

Dalam perenggan sebelumnya, anda telah mempelajari secara terperinci tentang dua jenis ikatan: ionik dan kovalen. Ingat bahawa ikatan ionik terbentuk apabila elektron dipindahkan sepenuhnya dari satu atom ke atom yang lain. Kovalen - apabila berkongsi elektron yang tidak berpasangan bagi atom terikat.

Di samping itu, terdapat satu lagi mekanisme untuk pembentukan ikatan. Mari kita pertimbangkan menggunakan contoh interaksi molekul ammonia dengan molekul boron trifluorida:

Akibatnya, kedua-dua ikatan kovalen dan ion timbul antara atom nitrogen dan boron. Dalam kes ini, atom nitrogen ialah penderma pasangan elektron ("memberinya" untuk pembentukan ikatan), dan atom boron - penerima(“menerima”nya apabila membentuk sambungan). Oleh itu nama mekanisme untuk pembentukan sambungan sedemikian - " penerima penderma".

Apabila ikatan dibentuk menggunakan mekanisme penerima-penderma, kedua-dua ikatan kovalen dan ikatan ionik terbentuk secara serentak.
Sudah tentu, selepas pembentukan ikatan, disebabkan oleh perbezaan keelektronegatifan atom terikat, polarisasi ikatan berlaku dan cas separa timbul, mengurangkan caj berkesan (sebenar) atom.

Mari kita lihat contoh lain.

Sekiranya terdapat molekul hidrogen klorida yang sangat polar di sebelah molekul ammonia, di mana terdapat cas separa yang ketara pada atom hidrogen, maka dalam kes ini peranan penerima pasangan elektron akan dimainkan oleh atom hidrogen. Ia 1 s-AO, walaupun tidak kosong sepenuhnya, seperti atom boron dalam contoh sebelumnya, ketumpatan elektron dalam awan orbital ini berkurangan dengan ketara.

Struktur ruang bagi kation yang terhasil ialah ion ammonium NH 4 adalah serupa dengan struktur molekul metana, iaitu keempat-empat ikatan NH adalah betul-betul sama.
Pembentukan hablur ionik ammonium klorida NH 4 Cl boleh diperhatikan dengan mencampurkan gas ammonia dengan gas hidrogen klorida:

NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (cr)

Bukan sahaja atom nitrogen boleh menjadi penderma pasangan elektron. Ia boleh, sebagai contoh, atom oksigen bagi molekul air. Molekul air akan berinteraksi dengan hidrogen klorida yang sama seperti berikut:

Kation H3O yang terhasil dipanggil ion oksonium dan, seperti yang akan anda pelajari tidak lama lagi, adalah sangat penting dalam kimia.
Sebagai kesimpulan, mari kita pertimbangkan struktur elektronik molekul karbon monoksida (karbon monoksida) CO:

Sebagai tambahan kepada tiga ikatan kovalen (ikatan rangkap tiga), ia juga mengandungi ikatan ionik.
Syarat pembentukan ikatan mengikut mekanisme penerima-penderma:
1) kehadiran pasangan tunggal elektron valens dalam salah satu atom;
2) kehadiran orbital bebas pada subaras valens atom lain.
Mekanisme penderma-penerima pembentukan ikatan agak meluas. Ia berlaku terutamanya semasa pembentukan sebatian d-elemen. Hampir semua atom d-elemen mempunyai banyak orbital valens kosong. Oleh itu, mereka adalah penerima aktif pasangan elektron.

MEKANISME PENDERMA-PENERIMA PEMBENTUKAN BON, ION AMMONIUM, ION OXONIUM, SYARAT UNTUK PEMBENTUKAN BON OLEH MEKANISME PENDERMA-PENERIMA.
1.Buat persamaan tindak balas dan skema pembentukan
a) ammonium bromida NH 4 Br daripada ammonia dan hidrogen bromida;
b) ammonium sulfat (NH 4) 2 SO 4 daripada ammonia dan asid sulfurik.
2. Cipta persamaan tindak balas dan skema interaksi untuk a) air dengan hidrogen bromida; b) air dengan asid sulfurik.
3. Atom yang manakah dalam empat tindak balas terdahulu merupakan penderma pasangan elektron, dan yang manakah merupakan penerima? kenapa? Terangkan jawapan anda dengan gambar rajah subaras valens.
4.Formula struktur asid nitrik Sudut antara ikatan O–N–O adalah hampir 120 o. takrifkan:
a) jenis hibridisasi atom nitrogen;
b) AO atom nitrogen manakah yang mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan -;
c) AO atom nitrogen yang manakah mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan mengikut mekanisme penderma-penerima.
Pada pendapat anda, apakah sudut antara ikatan H–O–N dalam molekul ini lebih kurang sama? 5. Cipta formula struktur ion sianida CN (cas negatif pada atom karbon). Adalah diketahui bahawa sianida (sebatian yang mengandungi ion sedemikian) dan karbon monoksida CO adalah racun yang kuat, dan kesan biologinya sangat serupa. Tawarkan penjelasan anda tentang kedekatan tindakan biologi mereka.

7.14. Sambungan logam. logam

Ikatan kovalen terbentuk antara atom-atom yang serupa dalam kecenderungannya untuk menyerah dan memperoleh elektron hanya apabila saiz atom terikat adalah kecil. Dalam kes ini, ketumpatan elektron di kawasan awan elektron yang bertindih adalah penting, dan atom-atom ternyata terikat rapat, seperti, sebagai contoh, dalam molekul HF. Jika sekurang-kurangnya satu daripada atom terikat mempunyai jejari yang besar, pembentukan ikatan kovalen menjadi kurang berfaedah, kerana ketumpatan elektron di kawasan awan elektron yang bertindih untuk atom besar adalah jauh lebih rendah daripada yang kecil. Contoh molekul sedemikian dengan ikatan yang lebih lemah ialah molekul HI (menggunakan Jadual 21, bandingkan tenaga pengatoman molekul HF dan HI).

Namun di antara atom-atom besar ( r o > 1.1) ikatan kimia berlaku, tetapi dalam kes ini ia terbentuk kerana perkongsian semua (atau sebahagian) elektron valens semua atom terikat. Contohnya, dalam kes atom natrium, kesemua 3 s-elektron atom ini, dan awan elektron tunggal terbentuk:

Atom membentuk kristal dengan logam komunikasi
Dengan cara ini, kedua-dua atom unsur yang sama dan atom unsur yang berbeza boleh terikat antara satu sama lain. Dalam kes pertama, bahan mudah dipanggil logam, dan dalam kedua - bahan kompleks dipanggil sebatian antara logam.

Daripada semua bahan dengan ikatan logam antara atom, anda hanya akan belajar tentang logam di sekolah. Apakah struktur spatial logam? Kristal logam terdiri daripada rangka atom, yang tinggal selepas sosialisasi elektron valens, dan awan elektron elektron disosialisasikan. Teras atom biasanya membentuk pembungkusan yang sangat rapat, dan awan elektron menduduki keseluruhan isipadu bebas kristal yang tinggal.

Jenis utama pembungkusan padat ialah padu pembungkusan terdekat(KPU) dan pembungkusan rapat heksagon(GPU). Nama-nama pakej ini dikaitkan dengan simetri kristal di mana ia direalisasikan. Sesetengah logam membentuk kristal yang dibungkus longgar - padu berpusat badan(OTSK). Model isipadu dan bola-dan-batang pakej ini ditunjukkan dalam Rajah 7.6.
Pembungkusan rapat padu dibentuk oleh atom Cu, Al, Pb, Au dan beberapa unsur lain. Pembungkusan rapat heksagon - atom Be, Zn, Cd, Sc dan beberapa yang lain. Pembungkusan padu atom berpusat badan terdapat dalam kristal logam alkali, unsur kumpulan VB dan VIB. Sesetengah logam mungkin mempunyai struktur yang berbeza pada suhu yang berbeza. Sebab-sebab perbezaan dan ciri-ciri struktur logam tersebut masih belum difahami sepenuhnya.
Apabila cair, hablur logam bertukar menjadi cecair logam. Jenis ikatan kimia antara atom tidak berubah.
Ikatan logam tidak mempunyai arah dan ketepuan. Dalam hal ini ia serupa dengan ikatan ionik.
Dalam kes sebatian antara logam, kita juga boleh bercakap tentang kebolehpolaran ikatan logam.
Ciri fizik logam:
1) kekonduksian elektrik yang tinggi;
2) kekonduksian haba yang tinggi;
3) kemuluran yang tinggi.

Takat lebur logam yang berbeza sangat berbeza antara satu sama lain: takat lebur terendah adalah untuk merkuri (- 39 o C), dan yang tertinggi adalah untuk tungsten (3410 o C).

LOGAM, SEBATIAN ANTARA LOGAM, IKATAN LOGAM, PEMBUNGKUSAN PADAT.
1. Untuk mencirikan pelbagai pakej, konsep "pekali pengisian ruang" digunakan, iaitu nisbah isipadu atom kepada isipadu kristal

di mana V a - isipadu atom,
Z ialah bilangan atom dalam sel unit,
V i- isipadu sel unit.
Atom dalam kes ini diwakili oleh bola tegar jejari R, menyentuh antara satu sama lain. Isipadu bola V w = (4/3) R 3 .
Tentukan faktor pengisian ruang untuk pembungkusan pukal dan bcc.
2. Dengan menggunakan nilai jejari logam (Lampiran 9), hitung saiz sel unit a) kuprum (CPU), b) aluminium (CPU) dan c) cesium (BCC).

E.N.Frenkel

Tutorial kimia

Manual untuk mereka yang tidak tahu, tetapi ingin belajar dan memahami kimia

Bahagian I. Unsur kimia am
(tahap kesukaran pertama)

sambungan. Lihat dalam No 13, 18, 23/2007;
6/2008

Bab 4. Konsep ikatan kimia

Bab sebelumnya dalam manual ini membincangkan fakta bahawa jirim terdiri daripada molekul, dan molekul terdiri daripada atom. Pernahkah anda terfikir: mengapa atom-atom yang membentuk molekul tidak terbang ke arah yang berbeza? Apakah yang memegang atom dalam molekul?

Menahan mereka ikatan kimia .

Untuk memahami sifat ikatan kimia, cukup untuk mengingat semula eksperimen fizikal yang mudah. Dua bola yang tergantung sebelah menyebelah pada tali tidak "bertindak balas" antara satu sama lain dalam apa jua cara. Tetapi jika anda memberikan satu bola cas positif dan satu lagi cas negatif, mereka akan menarik antara satu sama lain. Bukankah ini kuasa yang menarik atom antara satu sama lain? Sesungguhnya, penyelidikan telah menunjukkan bahawa ikatan kimia adalah bersifat elektrik.

Dari manakah cas dalam atom neutral?

Artikel itu diterbitkan dengan sokongan kursus dalam talian untuk persediaan untuk Peperiksaan Negeri Bersepadu "Peperiksaan". Di laman web ini anda akan menemui semua bahan yang diperlukan untuk persediaan bebas untuk Peperiksaan Negeri Bersepadu - merangka pelan penyediaan unik untuk setiap pengguna, menjejaki kemajuan pada setiap topik subjek, teori dan tugas. Semua tugasan mematuhi perubahan dan penambahan terkini. Ia juga mungkin untuk menghantar tugas dari bahagian bertulis Peperiksaan Negeri Bersepadu kepada pakar untuk menerima mata dan menganalisis kerja mengikut kriteria penilaian. Tugasan dalam bentuk pencarian dengan pengumpulan pengalaman, melengkapkan tahap, menerima bonus dan anugerah, pertandingan dengan rakan-rakan di Arena Peperiksaan Negeri Bersatu. Untuk mula menyediakan, ikuti pautan: https://examer.ru.

Apabila menerangkan struktur atom, ditunjukkan bahawa semua atom, kecuali atom gas mulia, cenderung untuk mendapatkan atau melepaskan elektron. Sebabnya ialah pembentukan paras luar lapan elektron yang stabil (seperti gas mulia). Apabila menerima atau memberikan elektron, cas elektrik timbul dan, akibatnya, interaksi elektrostatik antara zarah. Ini adalah bagaimana ia timbul ikatan ionik , iaitu ikatan antara ion.

Ion ialah zarah bercas stabil yang terbentuk akibat menerima atau kehilangan elektron.

Sebagai contoh, atom logam aktif dan bukan logam aktif mengambil bahagian dalam tindak balas:

Dalam proses ini, atom logam (natrium) melepaskan elektron:

a) Adakah zarah tersebut stabil?

b) Berapakah bilangan elektron yang tinggal dalam atom natrium?

c) Adakah zarah ini mempunyai cas?

Oleh itu, dalam proses ini zarah yang stabil telah terbentuk (8 elektron pada paras luar), yang mempunyai cas, kerana nukleus atom natrium masih mempunyai cas +11, dan elektron yang tinggal mempunyai jumlah cas -10. Oleh itu, cas ion natrium ialah +1. Rakaman ringkas proses ini kelihatan seperti ini:

Apakah yang berlaku kepada atom sulfur? Atom ini menerima elektron sehingga tahap luar selesai:

Pengiraan mudah menunjukkan bahawa zarah ini mempunyai cas:

Ion bercas bertentangan menarik antara satu sama lain, menghasilkan ikatan ionik dan "molekul ionik":

Terdapat cara lain untuk membentuk ion, yang akan dibincangkan dalam Bab 6.

Secara formal, natrium sulfida dikreditkan dengan tepat komposisi molekul ini, walaupun bahan, yang terdiri daripada ion, mempunyai kira-kira struktur berikut (Rajah 1):

Oleh itu, bahan yang terdiri daripada ion tidak mengandungi molekul individu! Dalam kes ini, kita hanya boleh bercakap tentang "molekul ionik" bersyarat.

Tugasan 4.1. Tunjukkan bagaimana pemindahan elektron berlaku apabila ikatan ionik berlaku antara atom:

a) kalsium dan klorin;

b) aluminium dan oksigen.

INGAT! Atom logam melepaskan elektron luar; Atom bukan logam mengambil elektron yang hilang.

Kesimpulan. Menurut mekanisme yang diterangkan di atas, ikatan ionik terbentuk antara atom logam aktif dan bukan logam aktif.

Walau bagaimanapun, penyelidikan menunjukkan bahawa pemindahan lengkap elektron dari satu atom ke atom lain tidak selalu berlaku. Selalunya, ikatan kimia terbentuk bukan dengan memberi dan menerima elektron, tetapi hasil daripada pembentukan pasangan elektron sepunya*. Sambungan ini dipanggil kovalen .

Ikatan kovalen berlaku disebabkan oleh pembentukan pasangan elektron yang dikongsi. Ikatan jenis ini terbentuk, contohnya, antara atom bukan logam. Oleh itu, diketahui bahawa molekul nitrogen terdiri daripada dua atom - N 2. Bagaimanakah ikatan kovalen timbul antara atom-atom ini? Untuk menjawab soalan ini, adalah perlu untuk mempertimbangkan struktur atom nitrogen:

soalan. Berapakah bilangan elektron yang hilang sebelum tahap luar selesai?

JAWAPAN: Tiga elektron hilang. Oleh itu, menandakan setiap elektron peringkat luar dengan titik, kita memperoleh:

soalan. Mengapakah tiga elektron diwakili oleh titik tunggal?

JAWAPAN: Intinya ialah kita ingin menunjukkan pembentukan pasangan elektron yang dikongsi. Sepasang ialah dua elektron. Pasangan sedemikian berlaku, khususnya, jika setiap atom menyediakan satu elektron untuk membentuk pasangan. Atom nitrogen kekurangan tiga elektron untuk melengkapkan tahap luar. Ini bermakna dia mesti "menyediakan" tiga elektron tunggal untuk membentuk pasangan masa hadapan (Rajah 2).

Menerima formula elektron bagi molekul nitrogen, yang menunjukkan bahawa setiap atom nitrogen kini mempunyai lapan elektron (enam daripadanya dibulatkan dalam bujur ditambah 2 elektron sendiri); tiga pasangan elektron biasa muncul di antara atom (persimpangan bulatan).

Setiap pasangan elektron sepadan dengan satu ikatan kovalen. Berapa banyak ikatan kovalen yang terbentuk? Tiga. Kami menunjukkan setiap ikatan (setiap pasangan elektron yang dikongsi) menggunakan sengkang (strok valens):

Walau bagaimanapun, semua formula ini tidak memberikan jawapan kepada soalan: apakah yang menghubungkan atom apabila ikatan kovalen terbentuk? Formula elektronik menunjukkan bahawa sepasang elektron biasa terletak di antara atom. Lebihan cas negatif muncul di kawasan ruang ini. Dan nukleus atom, seperti yang diketahui, mempunyai cas positif. Oleh itu, nukleus kedua-dua atom tertarik kepada cas negatif biasa, yang timbul disebabkan oleh pasangan elektron biasa (lebih tepat lagi, persilangan awan elektron) (Rajah 3).

Bolehkah ikatan sedemikian timbul antara atom yang berbeza? Mungkin. Biarkan atom nitrogen berinteraksi dengan atom hidrogen:

Struktur atom hidrogen menunjukkan bahawa atom mempunyai satu elektron. Berapa banyak daripada atom ini mesti diambil supaya atom nitrogen "mendapat apa yang dikehendakinya" - tiga elektron? Jelas sekali tiga atom hidrogen
(Gamb. 4):

Pangkah dalam Rajah. 4 menunjukkan elektron atom hidrogen. Formula elektronik molekul ammonia menunjukkan bahawa atom nitrogen kini mempunyai lapan elektron, dan setiap atom hidrogen kini mempunyai dua elektron (dan tidak boleh ada lebih banyak pada tahap tenaga pertama).

Formula grafik menunjukkan bahawa atom nitrogen mempunyai valens tiga (tiga sengkang, atau tiga sengkang valensi), dan setiap atom hidrogen mempunyai valens satu (satu sengkang).

Walaupun kedua-dua molekul N 2 dan NH 3 mengandungi atom nitrogen yang sama, ikatan kimia antara atom adalah berbeza antara satu sama lain. Dalam molekul nitrogen N2, ikatan kimia terbentuk atom yang sama, jadi pasangan elektron yang dikongsi terletak di tengah-tengah antara atom. Atom kekal neutral. Ikatan kimia ini dipanggil bukan kutub .

Dalam molekul ammonia NH 3 ikatan kimia terbentuk atom yang berbeza. Oleh itu, salah satu atom (dalam kes ini, atom nitrogen) menarik pasangan elektron sepunya dengan lebih kuat. Pasangan elektron biasa dialihkan ke arah atom nitrogen, dan cas negatif kecil muncul di atasnya, dan positif pada atom hidrogen, kutub elektrik telah timbul - ikatan polar (Gamb. 5).

Kebanyakan bahan yang dibina menggunakan ikatan kovalen terdiri daripada molekul individu (Rajah 6).

Daripada Rajah. Rajah 6 menunjukkan bahawa terdapat ikatan kimia antara atom, tetapi antara molekul ia tidak hadir atau tidak ketara.

Jenis ikatan kimia mempengaruhi sifat bahan dan kelakuannya dalam larutan. Jadi, semakin besar daya tarikan antara zarah, semakin sukar untuk memisahkannya antara satu sama lain dan semakin sukar untuk menukar pepejal kepada keadaan gas atau cecair. Cuba tentukan dalam rajah di bawah zarah yang mempunyai daya interaksi yang lebih besar dan ikatan kimia yang terbentuk (Rajah 7).

Jika anda membaca bab tersebut dengan teliti, jawapan anda adalah seperti berikut: interaksi maksimum antara zarah berlaku dalam kes I (ikatan ionik). Oleh itu, semua bahan tersebut adalah pepejal. Interaksi paling sedikit antara zarah tidak bercas (kes III - ikatan kovalen bukan kutub). Bahan sedemikian selalunya gas.

Tugasan 4.2. Tentukan ikatan kimia yang berlaku antara atom dalam bahan: NaCl, HCl, Cl 2, AlCl 3, H 2 O. Berikan penjelasan.

Tugasan 4.3. Buat formula elektronik dan grafik untuk bahan tersebut daripada tugasan 4.2 di mana anda menentukan kehadiran ikatan kovalen. Untuk ikatan ionik, lukis gambar rajah pemindahan elektron.

Bab 5. Penyelesaian

Tidak ada orang di Bumi yang tidak melihat penyelesaian. Dan apa itu?

Larutan ialah campuran homogen dua atau lebih komponen (komponen atau bahan).

Apakah campuran homogen? Kehomogenan campuran mengandaikan bahawa antara bahan konstituennya antara muka hilang. Dalam kes ini, adalah mustahil, sekurang-kurangnya secara visual, untuk menentukan berapa banyak bahan yang membentuk campuran tertentu. Sebagai contoh, melihat air paip dalam gelas, sukar untuk membayangkan bahawa, sebagai tambahan kepada molekul air, ia mengandungi sedozen ion dan molekul yang baik (O 2, CO 2, Ca 2+, dll.). Dan tiada mikroskop akan membantu anda melihat zarah ini.

Tetapi ketiadaan antara muka bukanlah satu-satunya tanda kehomogenan. Dalam campuran homogen komposisi campuran adalah sama pada sebarang titik. Oleh itu, untuk mendapatkan penyelesaian, anda perlu mencampurkan komponen (bahan) yang membentuknya dengan teliti.

Penyelesaian boleh mempunyai keadaan pengagregatan yang berbeza:

Larutan gas (contohnya, udara - campuran gas O 2, N 2, CO 2, Ar);

Penyelesaian cecair (contohnya, cologne, sirap, air garam);

Larutan pepejal (contohnya, aloi).

Salah satu bahan yang membentuk larutan dipanggil pelarut. Pelarut mempunyai keadaan pengagregatan yang sama dengan larutan. Jadi, untuk penyelesaian cecair ia adalah cecair: air, minyak, petrol, dll. Selalunya dalam amalan, larutan akueus digunakan. Ia akan dibincangkan dengan lebih lanjut (melainkan tempahan yang sepadan dibuat).

Apakah yang berlaku apabila pelbagai bahan larut dalam air? Mengapakah sesetengah bahan larut dengan baik dalam air, manakala yang lain larut dengan buruk? Apakah yang menentukan keterlarutan - keupayaan bahan untuk larut dalam air?

Cuba kita bayangkan bahawa sekeping gula diletakkan di dalam segelas air suam. Ia terletak di sana, mengecil dalam saiz dan... hilang. di mana? Adakah undang-undang pemuliharaan jirim (jisim, tenaga) dilanggar? Tidak. Ambil seteguk larutan yang terhasil dan anda akan yakin bahawa air itu manis dan gula tidak hilang. Tetapi mengapa ia tidak kelihatan?

Hakikatnya ialah semasa pembubaran, penghancuran (pengisaran) bahan berlaku. Dalam kes ini, sekeping gula telah dipecahkan kepada molekul, tetapi kita tidak dapat melihatnya. Ya, tetapi mengapa gula yang terletak di atas meja tidak terurai menjadi molekul? Mengapa sekeping marjerin yang dicelup ke dalam air juga tidak hilang? Tetapi kerana pemecahan bahan larut berlaku di bawah pengaruh pelarut, contohnya air. Tetapi pelarut akan dapat "menarik" kristal, bahan pepejal, ke dalam molekul jika ia berjaya "menangkap" zarah-zarah ini. Dengan kata lain, apabila bahan larut mesti ada interaksi antara bahan dan pelarut.

Bilakah interaksi sedemikian boleh dilakukan? Hanya dalam kes apabila struktur bahan (kedua-dua larut dan pelarut) adalah serupa. Peraturan ahli alkimia telah lama diketahui: "seperti larut dalam sejenis." Dalam contoh kami, molekul gula adalah polar dan terdapat daya interaksi tertentu di antara mereka dan molekul air kutub. Tiada daya sedemikian antara molekul lemak bukan kutub dan molekul air kutub. Oleh itu, lemak tidak larut dalam air. Oleh itu, keterlarutan bergantung kepada sifat zat terlarut dan pelarut.

Hasil daripada interaksi antara zat terlarut dan air, sebatian terbentuk - hidrat. Ini boleh menjadi sambungan yang sangat kuat:

Sebatian sedemikian wujud sebagai bahan individu: bes, asid yang mengandungi oksigen. Secara semulajadi, semasa pembentukan sebatian ini, ikatan kimia yang kuat timbul dan haba dibebaskan. Jadi, apabila CaO (kapur cepat) dilarutkan dalam air, terlalu banyak haba yang dibebaskan sehingga campuran mendidih.

Tetapi mengapa, apabila gula atau garam dibubarkan dalam air, larutan yang terhasil tidak menjadi panas? Pertama, tidak semua hidrat adalah sekuat asid sulfurik atau kalsium hidroksida. Terdapat hidrat garam (hidrat kristal), yang mudah terurai apabila dipanaskan:

Kedua, semasa pembubaran, seperti yang telah disebutkan, proses penghancuran berlaku. Dan ini menggunakan tenaga dan menyerap haba.

Memandangkan kedua-dua proses berlaku serentak, penyelesaian boleh memanaskan atau menyejukkan, bergantung pada proses yang mendominasi.

Tugasan 5.1. Tentukan proses mana - penghancuran atau penghidratan - mendominasi dalam setiap kes:

a) apabila melarutkan asid sulfurik dalam air, jika larutan dipanaskan;

b) apabila ammonium nitrat dibubarkan dalam air, jika larutan telah disejukkan;

c) apabila garam meja dilarutkan dalam air, jika suhu larutan kekal hampir tidak berubah.

Oleh kerana suhu larutan berubah semasa pembubaran, adalah wajar untuk menganggapnya keterlarutan bergantung pada suhu. Sesungguhnya, keterlarutan kebanyakan pepejal meningkat dengan pemanasan. Keterlarutan gas berkurangan apabila dipanaskan. Oleh itu, pepejal biasanya dilarutkan dalam air suam atau panas, manakala minuman berkarbonat disimpan sejuk.

Keterlarutan(keupayaan untuk melarutkan) bahan tidak bergantung pada pengisaran bahan atau keamatan pencampuran. Tetapi dengan meningkatkan suhu, mengisar bahan, mengaduk penyelesaian siap, anda boleh mempercepatkan proses pembubaran. Dengan menukar syarat untuk mendapatkan penyelesaian, adalah mungkin untuk mendapatkan penyelesaian komposisi yang berbeza. Sememangnya, terdapat had, apabila mencapainya adalah mudah untuk mengetahui bahawa bahan itu tidak lagi larut dalam air. Penyelesaian ini dipanggil kaya raya. Untuk bahan yang sangat larut, larutan tepu akan mengandungi banyak bahan terlarut. Oleh itu, larutan tepu KNO 3 pada 100 °C mengandungi 245 g garam setiap 100 g air (dalam 345 g larutan), ini tertumpu penyelesaian. Larutan tepu bagi bahan yang kurang larut mengandungi jisim sebatian terlarut yang boleh diabaikan. Oleh itu, larutan tepu perak klorida mengandungi 0.15 mg AgCl dalam 100 g air. Ini sangat dicairkan penyelesaian.

Oleh itu, jika larutan mengandungi banyak zat terlarut berbanding pelarut, ia dipanggil pekat, jika terdapat sedikit bahan, ia dipanggil cair. Selalunya, sifatnya, dan oleh itu penggunaannya, bergantung pada komposisi penyelesaian.

Oleh itu, larutan asid asetik (cuka meja) yang dicairkan digunakan sebagai perasa, dan larutan pekat asid ini (pati asetik apabila diambil secara lisan) boleh menyebabkan luka bakar yang membawa maut.

Untuk mencerminkan komposisi kuantitatif penyelesaian, gunakan nilai yang dipanggil pecahan jisim zat terlarut :

di mana m(v-va) – jisim zat terlarut dalam larutan; m(larutan) – jumlah jisim larutan yang mengandungi zat terlarut dan pelarut.

Jadi, jika 100 g cuka mengandungi 6 g asid asetik, maka kita bercakap tentang larutan 6% asid asetik (ini adalah cuka meja). Kaedah untuk menyelesaikan masalah menggunakan konsep pecahan jisim terlarut akan dibincangkan dalam Bab 8.

Kesimpulan untuk Bab 5. Larutan adalah campuran homogen yang terdiri daripada sekurang-kurangnya dua bahan, satu daripadanya dipanggil pelarut, yang satu lagi adalah zat terlarut. Apabila dibubarkan, bahan ini berinteraksi dengan pelarut, yang menyebabkan zat terlarut dihancurkan. Komposisi larutan dinyatakan dengan menggunakan pecahan jisim zat terlarut dalam larutan.

* Pasangan elektron ini berlaku di persimpangan awan elektron.

Akan bersambung

169338 0

Setiap atom mempunyai bilangan elektron tertentu.

Apabila memasuki tindak balas kimia, atom menderma, memperoleh, atau berkongsi elektron, mencapai konfigurasi elektronik yang paling stabil. Konfigurasi dengan tenaga paling rendah (seperti dalam atom gas mulia) ternyata paling stabil. Corak ini dipanggil "peraturan oktet" (Rajah 1).

nasi. 1.

Peraturan ini terpakai kepada semua orang jenis sambungan. Sambungan elektronik antara atom membolehkan mereka membentuk struktur yang stabil, daripada kristal paling mudah kepada biomolekul kompleks yang akhirnya membentuk sistem hidup. Mereka berbeza daripada kristal dalam metabolisme berterusan mereka. Pada masa yang sama, banyak tindak balas kimia berjalan mengikut mekanisme pemindahan elektronik, yang memainkan peranan penting dalam proses tenaga dalam badan.

Ikatan kimia ialah daya yang mengikat dua atau lebih atom, ion, molekul, atau mana-mana gabungan ini..

Sifat ikatan kimia adalah universal: ia adalah daya tarikan elektrostatik antara elektron bercas negatif dan nukleus bercas positif, ditentukan oleh konfigurasi elektron kulit luar atom. Keupayaan atom untuk membentuk ikatan kimia dipanggil valens, atau keadaan pengoksidaan. Konsep elektron valens- elektron yang membentuk ikatan kimia, iaitu, terletak di orbital tenaga tertinggi. Oleh itu, kulit luar atom yang mengandungi orbital ini dipanggil cangkang valensi. Pada masa ini, tidak cukup untuk menunjukkan kehadiran ikatan kimia, tetapi perlu untuk menjelaskan jenisnya: ionik, kovalen, dipol-dipol, logam.

Jenis sambungan pertama ialahionik sambungan

Menurut teori valens elektronik Lewis dan Kossel, atom boleh mencapai konfigurasi elektronik yang stabil dalam dua cara: pertama, dengan kehilangan elektron, menjadi kation, kedua, memperoleh mereka, bertukar menjadi anion. Hasil daripada pemindahan elektron, disebabkan oleh daya tarikan elektrostatik antara ion dengan cas tanda yang bertentangan, ikatan kimia terbentuk, dipanggil oleh Kossel " elektrovalen"(sekarang dipanggil ionik).

Dalam kes ini, anion dan kation membentuk konfigurasi elektronik yang stabil dengan kulit elektron luar yang terisi. Ikatan ionik tipikal terbentuk daripada kumpulan kation T dan II sistem berkala dan anion unsur bukan logam kumpulan VI dan VII (masing-masing 16 dan 17 subkumpulan, chalcogens Dan halogen). Ikatan sebatian ionik tidak tepu dan tidak berarah, jadi ia mengekalkan kemungkinan interaksi elektrostatik dengan ion lain. Dalam Rajah. Rajah 2 dan 3 menunjukkan contoh ikatan ionik yang sepadan dengan model pemindahan elektron Kossel.

nasi. 2.

nasi. 3. Ikatan ion dalam molekul garam meja (NaCl)

Di sini adalah wajar untuk mengingati beberapa sifat yang menerangkan kelakuan bahan dalam alam semula jadi, khususnya, mempertimbangkan idea tentang asid Dan sebab.

Larutan akueus semua bahan ini adalah elektrolit. Mereka menukar warna secara berbeza penunjuk. Mekanisme tindakan penunjuk ditemui oleh F.V. Ostwald. Dia menunjukkan bahawa penunjuk adalah asid atau bes lemah, yang warnanya berbeza dalam keadaan tidak berpisah dan berpisah.

Bes boleh meneutralkan asid. Tidak semua bes larut dalam air (contohnya, beberapa sebatian organik yang tidak mengandungi kumpulan OH tidak larut, khususnya, trietilamin N(C 2 H 5) 3); basa larut dipanggil alkali.

Larutan akueus asid mengalami tindak balas ciri:

a) dengan oksida logam - dengan pembentukan garam dan air;

b) dengan logam - dengan pembentukan garam dan hidrogen;

c) dengan karbonat - dengan pembentukan garam, CO 2 dan N 2 O.

Sifat asid dan bes diterangkan oleh beberapa teori. Sesuai dengan teori S.A. Arrhenius, asid ialah bahan yang terurai untuk membentuk ion N+ , manakala asas membentuk ion DIA- . Teori ini tidak mengambil kira kewujudan bes organik yang tidak mempunyai kumpulan hidroksil.

Sesuai dengan proton Menurut teori Brønsted dan Lowry, asid ialah bahan yang mengandungi molekul atau ion yang menderma proton ( penderma proton), dan bes ialah bahan yang terdiri daripada molekul atau ion yang menerima proton ( penerima proton). Perhatikan bahawa dalam larutan akueus, ion hidrogen wujud dalam bentuk terhidrat, iaitu, dalam bentuk ion hidronium H3O+ . Teori ini menerangkan tindak balas bukan sahaja dengan air dan ion hidroksida, tetapi juga yang dijalankan tanpa ketiadaan pelarut atau dengan pelarut bukan akueus.

Contohnya, dalam tindak balas antara ammonia N.H. 3 (bes lemah) dan hidrogen klorida dalam fasa gas, ammonium klorida pepejal terbentuk, dan dalam campuran keseimbangan dua bahan sentiasa terdapat 4 zarah, dua daripadanya adalah asid, dan dua lagi adalah bes:

Campuran keseimbangan ini terdiri daripada dua pasangan konjugat asid dan bes:

1)N.H. 4+ dan N.H. 3

2) HCl Dan Cl ‑

Di sini, dalam setiap pasangan konjugat, asid dan bes berbeza dengan satu proton. Setiap asid mempunyai asas konjugat. Asid kuat mempunyai bes konjugat lemah, dan asid lemah mempunyai bes konjugat yang kuat.

Teori Brønsted-Lowry membantu menjelaskan peranan unik air untuk kehidupan biosfera. Air, bergantung kepada bahan yang berinteraksi dengannya, boleh menunjukkan sifat sama ada asid atau bes. Sebagai contoh, dalam tindak balas dengan larutan akueus asid asetik, air ialah bes, dan dalam tindak balas dengan larutan akueus ammonia, ia adalah asid.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Di sini, molekul asid asetik menderma proton kepada molekul air;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + DIA- . Di sini, molekul ammonia menerima proton daripada molekul air.

Oleh itu, air boleh membentuk dua pasangan konjugat:

1) H2O(asid) dan DIA- (asas konjugat)

2) H 3 O+ (asid) dan H2O(asas konjugat).

Dalam kes pertama, air menderma proton, dan dalam kes kedua, ia menerimanya.

Harta ini dipanggil amphiprotonisme. Bahan yang boleh bertindak balas sebagai kedua-dua asid dan bes dipanggil amfoterik. Bahan sedemikian sering dijumpai dalam alam semula jadi. Sebagai contoh, asid amino boleh membentuk garam dengan kedua-dua asid dan bes. Oleh itu, peptida mudah membentuk sebatian koordinasi dengan ion logam yang ada.

Oleh itu, sifat ciri ikatan ionik ialah pergerakan lengkap elektron ikatan ke salah satu nukleus. Ini bermakna di antara ion-ion terdapat kawasan di mana ketumpatan elektron hampir sifar.

Jenis sambungan kedua ialahkovalen sambungan

Atom boleh membentuk konfigurasi elektronik yang stabil dengan berkongsi elektron.

Ikatan sedemikian terbentuk apabila sepasang elektron dikongsi satu demi satu daripada semua orang atom. Dalam kes ini, elektron ikatan yang dikongsi diedarkan sama rata antara atom. Contoh ikatan kovalen termasuklah homonuklear diatomik molekul H 2 , N 2 , F 2. Jenis sambungan yang sama terdapat dalam alotrop O 2 dan ozon O 3 dan untuk molekul poliatomik S 8 dan juga molekul heteronuklear hidrogen klorida HCl, karbon dioksida CO 2, metana CH 4, etanol DENGAN 2 N 5 DIA, sulfur heksafluorida SF 6, asetilena DENGAN 2 N 2. Semua molekul ini berkongsi elektron yang sama, dan ikatannya tepu dan diarahkan dengan cara yang sama (Rajah 4).

Adalah penting bagi ahli biologi bahawa ikatan berganda dan rangkap tiga telah mengurangkan jejari atom kovalen berbanding dengan ikatan tunggal.

nasi. 4. Ikatan kovalen dalam molekul Cl 2.

Jenis ikatan ionik dan kovalen ialah dua kes ekstrem bagi banyak jenis ikatan kimia yang sedia ada, dan dalam praktiknya kebanyakan ikatan adalah perantaraan.

Sebatian dua unsur yang terletak di hujung bertentangan tempoh yang sama atau berbeza dalam sistem berkala kebanyakannya membentuk ikatan ionik. Apabila unsur-unsur bergerak lebih rapat dalam satu tempoh, sifat ionik sebatian mereka berkurangan, dan watak kovalen meningkat. Sebagai contoh, halida dan oksida unsur-unsur di sebelah kiri jadual berkala membentuk ikatan ion terutamanya ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), dan sebatian unsur yang sama di sebelah kanan jadual adalah kovalen ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glukosa C 6 H 12 O 6, etanol C 2 H 5 OH).

Ikatan kovalen pula mempunyai satu lagi pengubahsuaian.

Dalam ion poliatomik dan dalam molekul biologi kompleks, kedua-dua elektron hanya boleh datang daripada satu atom. Ia dikenali sebagai penderma pasangan elektron. Atom yang berkongsi pasangan elektron ini dengan penderma dipanggil penerima pasangan elektron. Ikatan kovalen jenis ini dipanggil penyelarasan (penderma-penerima, ataudatif) komunikasi(Gamb. 5). Jenis ikatan ini paling penting untuk biologi dan perubatan, kerana kimia unsur-d yang paling penting untuk metabolisme sebahagian besarnya diterangkan oleh ikatan koordinasi.

Rajah. 5.

Sebagai peraturan, dalam sebatian kompleks, atom logam bertindak sebagai penerima pasangan elektron; sebaliknya, dalam ikatan ionik dan kovalen atom logam adalah penderma elektron.

Intipati ikatan kovalen dan kepelbagaiannya - ikatan koordinasi - boleh dijelaskan dengan bantuan teori asid dan bes lain yang dicadangkan oleh GN. Lewis. Beliau agak meluaskan konsep semantik istilah "asid" dan "bes" mengikut teori Brønsted-Lowry. Teori Lewis menerangkan sifat pembentukan ion kompleks dan penyertaan bahan dalam tindak balas penggantian nukleofilik, iaitu, dalam pembentukan CS.

Menurut Lewis, asid ialah bahan yang mampu membentuk ikatan kovalen dengan menerima pasangan elektron daripada bes. Bes Lewis ialah bahan yang mempunyai pasangan elektron tunggal, yang, dengan menderma elektron, membentuk ikatan kovalen dengan asid Lewis.

Iaitu, teori Lewis memperluaskan julat tindak balas asid-bes juga kepada tindak balas di mana proton tidak mengambil bahagian sama sekali. Selain itu, proton itu sendiri, menurut teori ini, juga merupakan asid, kerana ia mampu menerima pasangan elektron.

Oleh itu, menurut teori ini, kation adalah asid Lewis dan anion adalah bes Lewis. Contohnya ialah tindak balas berikut:

Telah dinyatakan di atas bahawa pembahagian bahan kepada ionik dan kovalen adalah relatif, kerana pemindahan elektron lengkap daripada atom logam kepada atom penerima tidak berlaku dalam molekul kovalen. Dalam sebatian dengan ikatan ionik, setiap ion berada dalam medan elektrik ion yang berlawanan tanda, jadi ia saling terpolarisasi, dan cangkerangnya berubah bentuk.

Kebolehularan ditentukan oleh struktur elektronik, cas dan saiz ion; untuk anion ia lebih tinggi daripada untuk kation. Kebolehpolaran tertinggi di antara kation adalah untuk kation yang bercas lebih besar dan saiz yang lebih kecil, contohnya, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Mempunyai kesan polarisasi yang kuat N+ . Oleh kerana pengaruh polarisasi ion adalah dua hala, ia mengubah sifat sebatian yang terbentuk dengan ketara.

Jenis sambungan ketiga ialahdipol-dipol sambungan

Sebagai tambahan kepada jenis komunikasi yang disenaraikan, terdapat juga dipol-dipol antara molekul interaksi, juga dipanggil van der Waals .

Kekuatan interaksi ini bergantung pada sifat molekul.

Terdapat tiga jenis interaksi: dipol kekal - dipol kekal ( dipol-dipol tarikan); dipol kekal - dipol teraruh ( induksi tarikan); dipol serta-merta - dipol teraruh ( tersebar tarikan, atau pasukan London; nasi. 6).

nasi. 6.

Hanya molekul dengan ikatan kovalen polar mempunyai momen dipol-dipol ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), dan kekuatan ikatan ialah 1-2 Debaya(1D = 3.338 × 10‑30 meter coulomb - C × m).

Dalam biokimia, terdapat satu lagi jenis sambungan - hidrogen sambungan yang merupakan kes mengehadkan dipol-dipol tarikan. Ikatan ini dibentuk oleh tarikan antara atom hidrogen dan atom elektronegatif kecil, selalunya oksigen, fluorin dan nitrogen. Dengan atom besar yang mempunyai keelektronegatifan yang sama (seperti klorin dan sulfur), ikatan hidrogen jauh lebih lemah. Atom hidrogen dibezakan oleh satu ciri penting: apabila elektron ikatan ditarik, nukleusnya - proton - terdedah dan tidak lagi dilindungi oleh elektron.

Oleh itu, atom bertukar menjadi dipol besar.

Ikatan hidrogen, tidak seperti ikatan van der Waals, terbentuk bukan sahaja semasa interaksi antara molekul, tetapi juga dalam satu molekul - intramolekul ikatan hidrogen. Ikatan hidrogen memainkan peranan penting dalam biokimia, contohnya, untuk menstabilkan struktur protein dalam bentuk a-helix, atau untuk pembentukan heliks berganda DNA (Rajah 7).

Rajah.7.

Ikatan hidrogen dan van der Waals jauh lebih lemah daripada ikatan ionik, kovalen dan koordinasi. Tenaga ikatan antara molekul ditunjukkan dalam jadual. 1.

Jadual 1. Tenaga daya antara molekul

Catatan: Darjah interaksi antara molekul dicerminkan oleh entalpi lebur dan penyejatan (mendidih). Sebatian ionik memerlukan lebih banyak tenaga untuk memisahkan ion daripada memisahkan molekul. Entalpi lebur sebatian ionik jauh lebih tinggi daripada sebatian molekul.

Jenis sambungan keempat ialahsambungan logam

Akhirnya, terdapat satu lagi jenis ikatan antara molekul - logam: sambungan ion positif kekisi logam dengan elektron bebas. Jenis sambungan ini tidak berlaku pada objek biologi.

Daripada tinjauan ringkas jenis ikatan, satu perincian menjadi jelas: parameter penting atom atau ion logam - penderma elektron, serta atom - penerima elektron, adalah saiz.

Tanpa perincian, kita perhatikan bahawa jejari kovalen atom, jejari ionik logam dan jejari van der Waals molekul berinteraksi meningkat apabila nombor atomnya bertambah dalam kumpulan jadual berkala. Dalam kes ini, nilai jejari ion adalah yang terkecil, dan jejari van der Waals adalah yang terbesar. Sebagai peraturan, apabila bergerak ke bawah kumpulan, jejari semua unsur meningkat, kedua-dua kovalen dan van der Waals.

Yang paling penting bagi ahli biologi dan pakar perubatan ialah penyelarasan(penderma-penerima) ikatan yang dipertimbangkan oleh kimia penyelarasan.

Bioinorganik perubatan. G.K. Barashkov