A kémiai kötés típusa a hcl molekulában. A kémiai kötések típusai. Vegyérték kötés módszer

A kötés legfontosabb jellemzői: a kötés hossza, polaritása, dipólusmomentuma, telítettsége, irányultsága, erőssége és sokasága.

A kommunikáció hossza- a molekula atommagjai közötti távolságnak nevezzük. A kötés hosszát a magok mérete és az elektronfelhők átfedésének mértéke határozza meg.

A kötés hossza HF -ben 0,92 ∙ 10 -10, HCl -ban -1,28 ∙ 10 -10 m. Minél rövidebb a kötés hossza, annál erősebb a kötés.

Ragasztási szög (valenceszög) kémiailag kötött atomok magjain áthaladó képzeletbeli vonalak közötti szögnek nevezzük. ∟ HOH = 104 0,5; ∟ H 2 S = 92,2 0; ∟H 2 S е = 91 0, 0.

A legfontosabb jellemző kémiai kötés egy energia meghatározva azt erő.

Kvantitatív értelemben a kötés erősségét a megszakítására fordított energia jellemzi, és kJ-ban mérik, 1 mol anyagra vonatkoztatva.

Ezért a kötés erősségét mennyiségileg az E subl szublimációs energia jellemzi. anyagok és a molekula atomokká disszociációjának energiája E dis. ... A szublimációs energián azt az energiát értjük, amelyet egy anyag szilárd halmazállapotból gázhalmazállapotúvá történő átmenetére fordítanak. Kétatomos molekulák esetében a kötési energia megegyezik a molekula két atomra való disszociációs energiájával.

Például az E diss. (és ezért E St.) a H2 molekulában 435 kJ / mol. Az F 2 molekulában = 159 kJ / mol, az N 2 molekulában = 940 kJ / mol.

Nem kétatomos, hanem többatomos AB n típusú molekuláknál az átlagos kötési energia

AB miatt n = A + nB.

Például a folyamat során elnyelt energia

924 kJ / mol.

Kommunikációs energia

E OH = = = = 462 kJ/mol.

A molekulák szerkezetére és az anyag szerkezetére vonatkozó következtetéseket különböző módszerekkel kapott eredmények alapján vonják le. Ebben az esetben a kapott információkat nemcsak a kötéshosszakról és energiákról, kötési szögekről, hanem az anyag egyéb tulajdonságairól, például mágneses, optikai, elektromos, termikus és egyebekről is felhasználjuk.

Az anyag szerkezetére vonatkozó kísérleti úton nyert adatok halmaza kiegészíti és általánosítja a kémiai kötés kvantummechanikai elméletének koncepcióját használó kvantumkémiai számítási módszerek eredményeit. Úgy gondolják, hogy a kémiai kötést főleg vegyértékű elektronok végzik. Az s- és p-elemek esetében a valencia a külső réteg pályáinak elektronja, a d-elemek esetében pedig a külső réteg s-pályájának és az elő-külső réteg d-pályájának elektronjai.

A kémiai kötés jellege.

Kémiai kötés csak akkor jön létre, ha a rendszer összenergiája (E kin. + E pot.) az atomok közeledtével csökken.

Tekintsük a kémiai kötés jellegét a H 2 +molekuláris hidrogénion példájával. (Hidrogénmolekulák H 2 elektronokkal történő besugárzásával nyerik; gázkisülésben). Egy ilyen legegyszerűbb molekuláris rendszer esetében a Schrödinger -egyenlet a legpontosabban megoldott.

A H2 +hidrogénionban egy elektron mozog két mag - proton - mezőjében. A magok közötti távolság 0,106 nm, a kötési energia (H atomokra és H + ionokra való disszociáció) 255,7 kJ / mol. Vagyis a részecske erős.

A Н 2 + molekulaionban kétféle elektrosztatikus erő hat - az elektron vonzási erői mindkét atommaghoz és az atommagok közötti taszító erők. A taszító erő a pozitív töltésű H A + és H A + magok között nyilvánul meg, amelyek a következő ábra formájában ábrázolhatók. 3. A taszító erő hajlamos elválasztani a magokat egymástól.

Rizs. 3. Két atommag közötti taszító (a) és vonzás (b) ereje, amely akkor jön létre, ha egymáshoz közelednek az atomok nagyságrendjével.

A vonzóerők a negatív töltésű elektron e - és a pozitív töltésű H + és H + magok között hatnak. Molekula akkor keletkezik, ha a vonzási és taszító erők eredője nulla, vagyis az atommagok kölcsönös taszítását az elektronnak az atommagokhoz való vonzódásával kell kompenzálni. Ez a kompenzáció attól függ, hogy az e - elektron hol helyezkedik el az atommagokhoz képest (3. b és c. ábra). Ez nem az elektron térbeli helyzetét jelenti (ami nem határozható meg), hanem az elektron megtalálásának valószínűségét a térben. ábra szerinti elektronsűrűség helye a térben. 3.b) elősegíti a magok konvergenciáját, és a megfelelő ábra. 3.c) - az atommagok taszítása, mivel ebben az esetben a vonzási erők egy irányba irányulnak, és az atommagok taszítása nem kompenzálódik. Így van egy kötési terület, amikor az elektronsűrűség eloszlik az atommagok között, és egy lazító vagy antikötő terület, amikor az elektronsűrűség az atommagokon túl oszlik el.

Ha egy elektron belép a kötési területre, akkor kémiai kötés jön létre. Ha az elektron a lazulás tartományába esik, akkor kémiai kötés nem jön létre.

A kötési tartományban az elektronsűrűség-eloszlás természetétől függően a kémiai kötéseknek három fő típusát különböztetjük meg: kovalens, ionos és fémes kötéseket. Tiszta formában ezek a kötések nem jönnek létre, és általában az ilyen típusú kötések kombinációja van jelen a kapcsolatokban.

A hivatkozások típusai.

A kémiában a következő típusú kötéseket különböztetjük meg: kovalens, ionos, fémes, hidrogénkötések, van der Waals kötések, donor-elfogadó kötés, dátumkötés.

Kovalens kötés

Ha kovalens kötés jön létre, az atomok megosztanak egymással elektronokat. A kovalens kötés egy példája a kémiai kötés egy Cl 2 molekulában. Először Lewis (1916) javasolta, hogy egy ilyen kötésben a két klóratom mindegyike osztozzon az egyiken. külső elektronok egy másik klóratommal. Az atompályák átfedéséhez két atomnak a lehető legközelebb kell állnia egymáshoz. A közös elektronpár kovalens kötést hoz létre. Ezek az elektronok ugyanazt a pályát foglalják el, és pörgetéseik ellentétes irányba vannak irányítva.

Így a kovalens kötés a különböző atomokból származó elektronok megosztásával valósul meg az elektronok ellentétes pörgetésekkel való párosításának eredményeként.

A kovalens kötés a kötések széles körben elterjedt típusa. Kovalens kötés nemcsak molekulákban, hanem kristályokban is kialakulhat. Ugyanazon atomok között fordul elő (H2, Cl 2, gyémánt molekuláiban) és különböző atomok között (H2O, NH 3 ... molekulákban)

A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusa

Tekintsük a mechanizmust az Н 2 molekula képződésének példáján.

H + H = H2, ∆H = -436 kJ / mol

A szabad hidrogénatom magját gömbszimmetrikus elektronfelhő veszi körül, amelyet 1s elektron alkot. Amikor az atomok egy bizonyos távolsághoz közelítenek egymáshoz, elektronfelhőik (pályájuk) részleges átfedése figyelhető meg (4. ábra).

Rizs. 4. A kötés kialakulásának mechanizmusa a hidrogénmolekulában.

Ha az érintés előtt megközelített hidrogénatomok magjai közötti távolság 0,106 nm, akkor az elektronfelhők átfedése után ez a távolság 0,074 nm.

Ennek eredményeképpen egy molekuláris kételektronos felhő jelenik meg a magok középpontjai között, amelynek maximális elektronsűrűsége van a magok közötti térben. A magok közötti negatív töltés sűrűségének növekedése a magok közötti vonzóerők erőteljes növekedésének kedvez, ami energia felszabadulásához vezet. Minél nagyobb az elektronpályák átfedése, annál erősebb a kémiai kötés. Két hidrogénatom közötti kémiai kötés következtében mindegyik eléri elektronikus konfiguráció nemesgáz atomja - hélium.

Két módszer magyarázza kvantummechanikai szempontból az elektronfelhők átfedő régiójának kialakulását, illetve a kovalens kötés kialakulását. Az egyiket VS (valenciakötések) módszernek, a másikat MO (molekuláris pályák) módszernek nevezik.

A vegyértékkötések módszerében a kiválasztott atompárok atomi pályáinak átfedését veszik figyelembe. Az MO-módszerben a molekulát egy egésznek tekintjük, és az elektronsűrűség eloszlását (egy elektronról) a teljes molekulán elkenjük. A MO 2H helyzetéből a H 2 -ben kapcsolódnak, mivel a magok vonzódnak az e magok között elhelyezkedő elektronfelhőhöz.

Kovalens kötés képe

A kapcsolatokat különböző módon ábrázolják:

1). Elektronok használata pontként

Ebben az esetben a hidrogénmolekula kialakulását mutatja a séma

H ∙ + H ∙ → H: H

2). Négyzet alakú cellák (pályák) használata, például két ellentétes spinű elektron elhelyezése egy molekuláris kvantumcellában

Ez a diagram azt mutatja, hogy a molekuláris energia szintje alacsonyabb, mint az eredeti atomi szintek, ami azt jelenti molekuláris állapot Az anyagok stabilabbak, mint az atomok.

3). A kovalens kötést vonalként ábrázoltuk

Például H - N. ez a tulajdonság egy elektronpárt szimbolizál.

Ha egy kovalens kötés jött létre az atomok között (egy közös elektronpár), akkor azt ún egyetlen, ha több, akkor többszörös kettős(két közös elektronpár), hármas(három közös elektronpár). Egyetlen kötést egy vonal, kettős - kettő, hármas - három vonal ábrázol.

Az atomok közötti kötőjel azt mutatja, hogy van egy általánosított elektronpár.

A kovalens kötések osztályozása

Az elektronfelhők átfedésének irányától függően σ-, π-, δ-kötéseket különböztetünk meg. σ-kötés akkor jön létre, amikor az elektronfelhők átfedik egymást a kölcsönható atommagokat összekötő tengely mentén.

Példák σ-kötésre:

Rizs. 5. σ-kötés kialakulása az s-, p-, d- elektronok között.

Példa egy σ-kötés kialakulására, amikor az s-s-felhők átfedik egymást egy hidrogénmolekulában.

A π-kötés akkor következik be, amikor az elektronfelhők átfedik a tengely mindkét oldalát, összekötve az atommagokat.

Rizs. 6. π-kötés kialakulása p-, d- elektronok között.

A δ-csatolás akkor következik be, amikor két d-elektronfelhő átfedésben van párhuzamos síkok... A δ kötés kevésbé erős, mint a π kötés, és a π kötés kevésbé erős, mint a σ kötés.

Kovalens kötés tulajdonságai

a). Polaritás.

Kétféle kovalens kötés létezik: nem poláris és poláris.

Nem poláris kovalens kötés esetén egy közös elektronpár alkotta elektronfelhő az atommagokhoz képest szimmetrikusan oszlik el a térben. Ilyen például egy kétatomos molekulák, amelyek egy elem atomjaiból állnak: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2. Elektronpárjuk egyformán mindkét atomhoz tartozik.

Poláris kötés esetén a kötést alkotó elektronfelhő egy nagyobb relatív elektronegativitású atom felé tolódik el.

Példák a molekulákra: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3 stb. Tekintsük egy HCl molekula kialakulását, amelyet a következő séma ábrázolhat

Az elektronpár elfogult a klóratom felé, mert a klóratom (2.83) relatív elektronegativitása nagyobb, mint a hidrogénatomé (2.1).

b). Telítettség.

Az atomok azon képességét, hogy részt vegyenek korlátozott számú kovalens kötésben, kovalens kötés telítettségének nevezzük. A kovalens kötések telítettsége annak köszönhető, hogy ben kémiai kölcsönhatás csak elektronok külső energiaszintjei voltak, azaz korlátozott számú elektron.

v) ... Fókuszés kovalens kötés hibridizációja.

A kovalens kötést a tér iránya jellemzi. Ez annak a ténynek köszönhető, hogy az elektronfelhők bizonyos alakúak, és maximális átfedésük bizonyos térbeli orientáció mellett lehetséges.

A kovalens kötés irányultsága határozza meg a molekulák geometriai szerkezetét.

Például a víz esetében háromszög alakú.

Rizs. 7. A vízmolekula térbeli szerkezete.

Kísérletileg megállapították, hogy a H2O vízmolekulában a hidrogén és az oxigén atommagjai közötti távolság 0,096 nm (96 pm). Az atommagokon áthaladó egyenesek közötti szög 104,5 0. Így a vízmolekula szögletes alakú, szerkezete a bemutatott ábra formájában fejezhető ki.

Hibridizáció

Amint azt kísérleti és elméleti tanulmányok (Slater, Pauling) kimutatták, egyes vegyületek, például BeCl 2, BeF 2, BeBr 2 képződésénél az atom vegyérték-elektronjainak állapotát egy molekulában nem a tiszta s-, p -, d-hullám függvények, de lineáris kombinációik miatt ... Az ilyen vegyes szerkezeteket hibrid pályáknak, a keverési folyamatot hibridizációnak nevezik.

Amint azt a kvantumkémiai számítások is mutatják, egy atom s- és p-pályáinak összekeverése egy molekulaképződés szempontjából kedvező folyamat. Ebben az esetben több energia szabadul fel, mint a tiszta s és p pályák részvételével létrejövő kötések kialakításánál. Ezért az atom elektronpályáinak hibridizációja a rendszer energiájának nagymértékű csökkenéséhez, és ennek megfelelően a molekula stabilitásának növekedéséhez vezet. A hibridizált orbitális a mag egyik oldalán megnyúltabb, mint a másik oldalán. Ezért a hibrid felhő átfedő régiójában az elektronok sűrűsége nagyobb lesz, mint az elektron sűrűsége az s és p pályák átfedő régiójában külön -külön, aminek következtében a hibrid pálya elektronjai által alkotott kötést a nagyobb erő.

A hibrid állapotoknak többféle típusa van. Az s- és p-pályák hibridizációja során (úgynevezett sp-hibridizáció) két hibrid orbitál jelenik meg, amelyek egymáshoz képest 180 0 -os szögben helyezkednek el. Ebben az esetben lineáris szerkezet jön létre. Ez a konfiguráció (szerkezet) a legtöbb alkáliföldfém -halogenidről ismert (például BeX 2, ahol X = Cl, F, Br), azaz a csatlakozási szög 180 0 С.

Rizs. 8.sp hibridizáció

A hibridizáció egy másik típusa, az úgynevezett sp 2 -hibridizáció (egy s és két p -orbitálisból alakul ki), három hibrid pálya kialakulásához vezet, amelyek egymással 120 0 -os szögben helyezkednek el. Ebben az esetben egy molekula trigonális szerkezete (vagy szabályos háromszög) jön létre a térben. Ilyen szerkezetek ismertek a BX3 vegyületekről (X = Cl, F, Br).

Rizs. 9.sp 2 -hibridizáció.

Nem ritkábban fordul elő Sp 3 -hibridizáció, amely egy s- és három p-pályából képződik. Ebben az esetben négy hibrid pálya jön létre, amelyek a térben szimmetrikusan orientálódnak a tetraéder négy csúcsára, azaz 109 0 28"-os szöget zárnak be. Ezt a térbeli helyzetet tetraédernek nevezik. Ilyen szerkezet ismert pl. NH 3, H 2 O molekulák és általában a II. Periódus elemeire vonatkozóan. Térbeli nézetét a következő ábra jeleníti meg

Rizs. 10. A kötések térbeli elrendezése az ammónia molekulában,

a síkra vetítve.

A tetraéderes kötések kialakulását az sp 3 -hibridizáció miatt a következőképpen lehet ábrázolni (11. ábra):

Rizs. 11. Tetraéderes kötések kialakulása az sp 3 -hibridizáció során.

A tetraéderes kötések kialakulását az sp 3 - hibridizáció során az 1. ábrán mutatjuk be a CCl4 molekula példájára. 12.

12. ábra. Tetraéder kötések kialakulása sp 3 - CCl 4 molekulákká történő hibridizáció során

A hibridizáció nem csak az s és p pályákat érinti. A III és az azt követő periódusok sztereokémiai elemeinek magyarázatához szükségessé válik egyidejűleg s-, p-, d- pályákat tartalmazó hibrid pályák kialakítása.

Azokkal az anyagokkal, amelyek kovalens kötés viszonyul:

1. szerves vegyületek;

2. szilárd és folyékony anyagok, amelyekben kötések képződnek halogénatomok, valamint hidrogén-, nitrogén- és oxigénatomok között, például H2;

3. a VI. csoport elemei (például tellúr spirálláncai), az V. csoport elemei (például arzén), a IV. csoport elemei (gyémánt, szilícium, germánium);

4. vegyületek, amelyek engedelmeskednek a 8-N szabálynak (például InSb, CdS, GaAs, CdTe), ha az őket alkotó elemek a periódusos rendszerben a II-VI., III-V.

A kovalens kötéssel rendelkező szilárd anyagokban ugyanarra az anyagra különböző kristályszerkezetek képződhetnek, amelyek kötési energiája gyakorlatilag azonos. Például a ZnS szerkezete lehet köbös (cink keverék) vagy hatszögletű (wurtzit). A legközelebbi szomszédok elrendezése cinkkeverékben és wurtzitben azonos, és e két szerkezet energiáinak egyetlen és kis különbségét a legközelebbi atomok elrendezése határozza meg. Néhány anyagnak ezt a képességét allotrópiának vagy polimorfizmusnak nevezik. Az allotrópia egy másik példája a szilícium -karbid, amelynek számos, a tisztán köbös és a hatszögletű szerkezetű polietípusa van. A ZnS, SiC számos kristályos módosulata szobahőmérsékleten létezik.

Ionos kötés

Az ionos kötés az elektrosztatikus vonzóerő az ellentétes töltésű ionok között (pl. + És -).

Az ionos kötés fogalma V.Kossel elképzelései alapján alakult ki. Azt javasolta (1916), hogy amikor két atom kölcsönhatásba lép, az egyik feladja őket, a másik pedig elektronokat fogad be. Így egy vagy több elektron egyik atomról a másikra való átvitelének eredményeként ionos kötés jön létre. Például a nátrium -kloridban ionos kötés jön létre az elektronnak a nátriumatomból a klóratomba történő átvitelének eredményeként. Ennek az átvitelnek a hatására +1 töltésű nátriumion és -1 töltésű klórion keletkezik. Elektrosztatikus erők vonzzák őket egymáshoz, stabil molekulát képezve. A Kossel által javasolt elektronátviteli modell lehetővé teszi olyan vegyületek képződését, mint a lítium -fluorid, a kalcium -oxid és a lítium -oxid.

A legjellemzőbb ionvegyületek az I. és II. csoportba tartozó fémkationokból állnak. periodikus rendszer, és anionok nem fémes elemek VI és VII csoportba tartozik.

Az ionos vegyület képződésének egyszerűsége függ az alkotó kationok és anionok képződésének könnyűségétől. Minél nagyobb a képződés egyszerűsége, annál alacsonyabb az ionizációs energia atomfeladó elektronja (elektrondonor), és az atomhoz kötődő elektron (elektronakceptor) nagyobb affinitással rendelkezik egy elektron iránt. Elektronaffinitás Az atom azon képességét méri, hogy elektronot tud kötni. Mennyiségileg úgy határozzák meg, mint az energiaváltozást, amely akkor következik be, amikor egy mól atom töltésű anion képződik egy mól atomból. Ez az úgynevezett "első elektron affinitás" fogalma. A második elektron affinitás az energiaváltozás, amely akkor következik be, amikor egy mól kétszeresen töltött anion képződik egy mól egyedileg töltött anionból. Ezek a fogalmak, azaz az ionizációs energia és az elektron -affinitás gáznemű anyagokra vonatkoznak, és az atomok és ionok jellemzői gáz halmazállapotú... De szem előtt kell tartani, hogy a legtöbb ionos vegyület szilárd állapotban a legstabilabb. Ez a körülmény azzal magyarázható, hogy szilárd állapotban kristályrács létezik. Felmerül a kérdés. Miért van az, hogy az ionos vegyületek stabilabbak kristályrács formájában, és nem gáz halmazállapotban? A válasz erre a kérdésre a kristályrács energia kiszámítása az elektrosztatikus modell alapján. Ezenkívül ez a számítás az ionos kötés elméletének tesztje is.

A kristályrács energiájának kiszámításához meg kell határozni azt a munkát, amelyet a kristályrács megsemmisítésére kell fordítani gáznemű ionok képződésével. A számítás elvégzéséhez a vonzó és taszító erők fogalmát használják. Az egyszeres töltésű ionok kölcsönhatási energiájának kifejezését a vonzás és a taszítás energiájának összegzésével kapjuk

E = E pr + E rep (1).

Az ellentétes előjelű ionok Coulomb -vonzásának energiáját E -nek tekintjük, például Na + és Cl - a NaCl vegyületre

E at = -e 2 / 4πε 0 r (2),

mivel a feltöltött elektronhéjban az elektrontöltés eloszlása ​​gömbszimmetrikus. A Pauli -elvből fakadó taszítás miatt, amikor az anion és a kation töltött héjai átfedik egymást, az ionok megközelítési távolsága korlátozott. A taszító energia gyorsan változik a magok közötti távolsággal, és a következő két közelítő kifejezéssel írható fel:

E OT = A / r n (n≈12) (3)

E OT = B ∙ exp (-r / ρ) (4),

ahol A és B állandók, r az ionok távolsága, ρ egy paraméter (karakterhossz).

Meg kell jegyezni, hogy e kifejezések egyike sem felel meg az összetett kvantummechanikai folyamatnak, amely taszításhoz vezet.

E képletek közelítése ellenére lehetővé teszik az olyan ionos vegyületek molekuláiban lévő kémiai kötések pontos kiszámítását és ennek megfelelően leírását, mint a NaCl, KCl, CaO.

Mivel az ion elektromos tere gömbszimmetrikus (13. ábra), az ionos kötésnek a kovalens kötéssel ellentétben nincs irányultsága. Két ellentétes töltésű ion kölcsönhatását a taszító erők csak az ionmagok középpontjait összekötő irányban kompenzálják, más irányokban az ionok elektromos mezőinek kompenzációja nem következik be. Ezért képesek kölcsönhatásba lépni más ionokkal. Így az ionos kötés nem telíthető.

Rizs. 13. Az elektrosztatikus tér gömbszimmetriája

ellentétesen felszámított díjak.

Az ionos kötés nem irányultsága és telítetlensége miatt energetikailag a legkedvezőbb, ha minden ion körül van az ellenkező előjelű ionok maximális száma. Emiatt az ionos vegyület létezésének legelőnyösebb formája a kristály. Például egy NaCl kristályban minden kation hat aniont tartalmaz legközelebbi szomszédként.

Csak magas hőmérsékleten, gáz halmazállapotú állapotban léteznek ionos vegyületek nem asszociált molekulák formájában.

Az ionos vegyületekben a koordinációs szám nem függ az atomok elektronikus szerkezetének sajátosságától, mint a kovalens vegyületek, hanem az ionok méretének aránya határozza meg. Az ionos sugarak aránya 0,41-0,73 között van, az ionok oktaéderes koordinációja figyelhető meg, 0,73-1,37 arányban köbös koordináció stb.

Így normál körülmények között az ionos vegyületek kristályos anyagok... A kétionos molekulák fogalma, például NaCL, CsCl, nem alkalmazható rájuk. Minden kristály nagyszámú ionból áll.

Az ionos kötés a végső poláris kötésnek tekinthető, amelynél az atom effektív töltése közel van az egységhez. Tisztán kovalens, nem poláris kötés esetén az atomok effektív töltése nulla. A valódi anyagokban kevés tisztán ionos és tisztán kovalens kötés található. A legtöbb vegyület kötési köztes jellegű a nem poláris kovalens és a poláris ionok között. Vagyis ezekben a vegyületekben a kovalens kötés részben ionos. A valós anyagok ionos és kovalens kötéseinek jellegét a 14. ábra mutatja.

Rizs. 14. A kötés ionos és kovalens jellege.

A kötés ionos jellegének arányát az ionitás fokának nevezzük. Jellemzője a molekulában lévő atomok effektív töltése. Az ionizálás mértéke növekszik, ha nő az azt alkotó atomok elektronegativitása közötti különbség.

Fémes kötés

A fématomokban a külső vegyértékű elektronok sokkal gyengébbek maradnak, mint a nemfém atomokban. Ez okozza az elektronok és az egyes atomok közötti kötés elég hosszú ideig tartó elvesztését és szocializációját. A külső elektronok szocializált együttese jön létre. Egy ilyen elektronikus rendszer megléte olyan erők kialakulásához vezet, amelyek a pozitív fémionokat hasonló töltésük ellenére szoros állapotban tartják. Az ilyen kötést fémesnek nevezzük. Az ilyen kapcsolat csak fémre jellemző, és szilárd és folyékony halmazállapot anyagok. A fémes kötés egyfajta kémiai kötés. A külső elektronok szocializációján alapul, amelyek elveszítik kötődésüket az atomhoz, ezért szabad elektronoknak nevezik őket (15. ábra).

Rizs. 15. Fémes kötés.

A fémes kötés létezését a következő tények igazolják. Minden fém nagy hővezető képességgel és nagy elektromos vezetőképességgel rendelkezik, amelyet a szabad elektronok jelenléte biztosít. Ezenkívül ugyanez a körülmény határozza meg a fémek jó fényvisszaverő képességét, fényességét és homályosságát, nagy plaszticitását, pozitív hőmérsékleti együttható elektromos ellenállás.

A fémek kristályrácsának stabilitása nem magyarázható olyan típusú kötésekkel, mint az ionos és a kovalens. A kristályrács csomópontjaiban elhelyezkedő fématomok között ionos kötés lehetetlen, mivel azonos töltésűek. A fématomok közötti kovalens kötés sem valószínű, mivel minden atomnak 8-12 legközelebbi szomszédja van, és a kovalens kötések kialakulása ennyi közös elektronpárral nem ismert.

A fémszerkezetekre jellemző, hogy az atomok meglehetősen ritka elrendezésűek (nagyok az atommagok közötti távolságok), ill. nagy szám a legközelebbi szomszédok a kristályrács minden atomjára. Az 1. táblázat három tipikus fémszerkezetet sorol fel.

Asztal 1

A három leggyakoribb fém szerkezetének jellemzői

Látjuk, hogy minden atom nagyszámú kötés kialakításában vesz részt (például 8 atommal). Ennyi kötést (8 vagy 12 atom) nem lehet egyszerre lokalizálni az űrben. A kommunikációt rezonancia útján kell végezni oszcilláló mozgás az egyes atomok külső elektronjai, aminek következtében a kristály összes külső elektronjának kollektivizálása elektrongáz képződésével történik. Sok fémben elegendő minden atomból egy elektront venni ahhoz, hogy fémes kötés jöjjön létre. Pontosan ez figyelhető meg a lítium esetében, amelynek csak egy elektronja van a külső héjon. A lítiumkristály Li + ionokból (0,068 nm sugarú golyókból) álló rács, amelyet elektrongáz vesz körül.

Rizs. 16. Különféle kristálycsomagolások: a-hatszögletű zárt csomagolás; b - arcközpontú köbös csomagolás; c-testközpontú köbös csomagolás.

Hasonlóságok vannak a fémes és kovalens kötések között. Ez abban rejlik, hogy mindkét típusú kötés a vegyértékelektronok megosztásán alapul. A kovalens kötés azonban csak két szomszédos atomot köt össze, és a megosztott elektronok a csatlakoztatott atomok közvetlen közelében vannak. Egy fémkötésben több atom vesz részt a vegyértékelektronok szocializációjában.

Így a fémes kötés fogalma elválaszthatatlanul kapcsolódik a fémek fogalmához, mint pozitív töltésű ionmagok halmazához, amelyekben az ionok között nagy hézagok vannak elektrongázzal kitöltve, miközben makroszkopikus szinten a rendszer elektromosan semleges marad.

A fenti kémiai kötéseken kívül más típusú kötések is léteznek, amelyek intermolekulárisak: hidrogénkötés, van der Waals kölcsönhatás, donor-akceptor kölcsönhatás.

A molekulák donor-akceptor kölcsönhatása

A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusát az egyik atom két elektronból álló felhője és egy másik szabad pályája miatt donor-akceptornak nevezzük. Az olyan atomot vagy részecskét, amely kételektronos felhőt biztosít a kommunikációhoz, donornak nevezzük. Ezt az elektronpárt elfogadó szabad pályájú atomot vagy részecskét akceptornak nevezzük.

Az intermolekuláris kölcsönhatások fő típusai. Hidrogén kötés

Az intermolekuláris vonzás elektrosztatikus erői a szemcseméretet meghaladó távolságokban nyilvánulhatnak meg a vegyértékkel telített molekulák között. Van der Waals -erőknek nevezik őket. A van der Waals kölcsönhatás mindig fennáll a szorosan elhelyezett atomok között, de csak erős kötési mechanizmusok hiányában játszik fontos szerepet. Ez a gyenge, 0,2 eV/atom karakterisztikus energiájú kölcsönhatás semleges atomok és molekulák között lép fel. A kölcsönhatás neve Van der Waals nevéhez fűződik, mivel ő javasolta először, hogy az állapotegyenlet, figyelembe véve a gázmolekulák közötti gyenge kölcsönhatást, sokkal jobban leírja a valós gázok tulajdonságait, mint a ideális gáz állapota. Ennek a vonzóerőnek a természetét azonban csak 1930 -ban magyarázta London. Jelenleg a következő három típusú kölcsönhatást tulajdonítják Van der Waals vonzásának: orientációs, induktív, diszperzív (London-hatás). A van der Waals vonzás energiáját az orientációs, indukciós és diszperziós kölcsönhatások összege határozza meg.

E pr = E op + E ind + E disp (5).

Az orientációs kölcsönhatás (vagy dipólus-dipól kölcsönhatás) a poláris molekulák között nyilvánul meg, amelyek megközelítésekor ellentétes pólusokkal fordulnak (orientálódnak) egymás felé, így a molekulák rendszerének potenciális energiája minimális lesz. Az orientációs kölcsönhatás energiája annál jelentősebb, minél nagyobb a molekulák μ dipólmomentuma és annál kisebb az l távolság közöttük:

E op = - (μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ ε 0 ∙ l 6) (6),

ahol ε 0 elektromos állandó.

Az indukciós kölcsönhatás összefügg a környező dipólusok molekuláris polarizációs folyamataival. Minél jelentősebb, annál nagyobb a nempoláris molekula polarizálhatósága α és minél nagyobb a poláris molekula μ dipólusmomentuma.

E ind = - (αμ 2) / (8π 2 ∙ ε 0 ∙ l 6) (7).

A nem poláris molekulák polarizálhatóságát α deformációsnak nevezzük, mivel ez a részecske deformációjával függ össze, míg μ az elektronfelhő és az atommagok korábbi helyzetükhöz viszonyított elmozdulását jellemzi.

A diszperziós kölcsönhatás (londoni hatás) minden molekulában előfordul, szerkezetüktől és polaritásuktól függetlenül. Az elektronfelhő és a magok töltéseinek súlypontjainak pillanatnyi nem egybeesése miatt pillanatnyi dipólus keletkezik, amely pillanatnyi dipólusokat indukál más részecskékben. A pillanatnyi dipólusok mozgása következetes lesz. Ennek eredményeként a szomszédos részecskék kölcsönös vonzalmat tapasztalnak. A diszperziós kölcsönhatási energia az E I ionizációs energiától és az α molekulák polarizálhatóságától függ

E disp = - (E I 1 ∙ E I 2) ∙ α 1 α 2 / (E I 1 + E I 2) l 6 (8).

A hidrogénkötés közbenső a vegyérték és az intermolekuláris kölcsönhatások között. A hidrogénkötés energiája kicsi, 8-80 kJ/mol, de több, mint a Van der Waals kölcsönhatási energia. A hidrogénkötés olyan folyadékokra jellemző, mint a víz, alkoholok, savak, és egy pozitívan polarizált hidrogénatomnak köszönhető. A kis méret és a belső elektronok hiánya lehetővé teszi, hogy a bármely vegyületben lévő folyadékban lévő hidrogénatom további kölcsönhatásba lépjen egy másik vagy ugyanazon molekula negatívan polarizált atomjával, amely kovalensen nem kötődik hozzá

A δ- - H δ +…. A δ- - H δ +.

Vagyis van egy molekulák társulása. A molekulák társulása az illékonyság csökkenéséhez, a forráspont és a párolgási hő növekedéséhez, valamint a folyadékok viszkozitásának és dielektromos állandójának növekedéséhez vezet.

A víz különösen alkalmas hidrogénkötésre, mivel molekulája két hidrogénatomot és két magányos párt tartalmaz az oxigénatomon. Ez határozza meg a molekula nagy dipólusmomentumát (μ D = 1,86 D) és négy hidrogénkötés kialakításának képességét: kettő proton donorként és kettő proton akceptorként

(H 2 O .... H - O ... H 2 O) 2 alkalommal.

Kísérletekből ismert, hogy a sorozat molekulatömegének változásával hidrogénvegyületek a harmadik és az azt követő időszak elemei, a forráspont nő. Ha ezt a szabályosságot alkalmazzuk a vízre, akkor forráspontja nem 100 0 C, hanem 280 0 C. Ez az ellentmondás megerősíti a hidrogénkötés vízben való létezését.

A kísérletek azt mutatták, hogy molekuláris asszociátumok képződnek vízben folyadékban és különösen szilárd vízben. A jégnek tetraéderes kristályrácsa van. A tetraéder közepén egy vízmolekula oxigénatomja található, négy csúcsban a szomszédos molekulák oxigénatomjai találhatók, amelyek hidrogénkötésűek a legközelebbi szomszédokkal. A folyékony vízben a hidrogénkötések részben megsemmisülnek, szerkezetében van dinamikus egyensúly molekulák és szabad molekulák asszociáltjai között.

Vegyérték kötés módszer

A vegyértékkötések vagy lokalizált elektronpárok elmélete azt feltételezi, hogy egy molekulában minden egyes atompárt egy vagy több közös elektronpár tartja össze. A valenciakötések elmélete szerint egy kémiai kötés két atom között lokalizálódik, vagyis kétközépű és kételektronos.

A vegyértékkötés módszere a következő alapelveken alapul:

A molekulában lévő minden egyes atompárt egy vagy több közös elektronpár tartja össze;

Egyetlen kovalens kötést képez két elektron, amelyek párhuzamos pörgetésekkel rendelkeznek a kötőatomok vegyértékpályáin;

Kötés kialakulásakor az elektronok hullámfüggvényei átfedésben vannak, ami az atomok közötti elektronsűrűség növekedéséhez és a rendszer teljes energiájának csökkenéséhez vezet;

169338 0

Minden atomnak számos elektronja van.

Kémiai reakciókba lépve az atomok elektronokat adnak, szereznek vagy szocializálnak, elérve a legstabilabb elektronikus konfigurációt. A legstabilabb a legalacsonyabb energiájú konfiguráció (mint a nemesgázok atomjaiban). Ezt a mintát "oktett szabálynak" nevezik (1. ábra).

Rizs. 1.

Ez a szabály mindenkire vonatkozik linkek típusai... Az atomok közötti elektronikus kötések lehetővé teszik számukra, hogy stabil szerkezeteket képezzenek, a legegyszerűbb kristályoktól a komplex biomolekulákig, végül élő rendszereket alkotva. Folyamatos anyagcseréjükben különböznek a kristályoktól. Ezenkívül számos kémiai reakció mechanizmusok szerint megy végbe elektronikus átvitel, amelyek alapvető szerepet játszanak a szervezet energiafolyamataiban.

A kémiai kötés az az erő, amely két vagy több atomot, iont, molekulát vagy ezek bármely kombinációját összetartja.

A kémiai kötés jellege univerzális: ez a negatív töltésű elektronok és a pozitív töltésű magok közötti elektrosztatikus vonzóerő, amelyet az atomok külső héjában lévő elektronok konfigurációja határoz meg. Az atom azon képességét, hogy kémiai kötéseket hozzon létre, ún vegyérték, vagy oxidációs állapot... A vegyértékhez kapcsolódik a fogalma vegyérték elektronok- elektronok, amelyek kémiai kötéseket alkotnak, vagyis a legnagyobb energiájú pályákon vannak. Ennek megfelelően az ezeket a pályákat tartalmazó atom külső héjának nevezzük vegyértékű héj... Jelenleg nem elég jelezni a kémiai kötés jelenlétét, hanem pontosítani kell annak típusát: ionos, kovalens, dipól-dipólus, fémes.

A kommunikáció első típusa azión kapcsolat

Lewis és Kossel elektronikai vegyértékelmélete szerint az atomok kétféleképpen tudnak stabil elektronkonfigurációt elérni: először is az elektronok elvesztésével, kationok másodszor, ezek megszerzése, átalakulása anionok... Az elektrontranszfer eredményeként az ellentétes jelű töltésekkel rendelkező ionok közötti elektrosztatikus vonzóerő következtében kémiai kötés jön létre, amelyet Kossel -nek hívnak. elektrovalens"(Most úgy hívják ión).

Ebben az esetben az anionok és a kationok stabil elektronikus konfigurációt alkotnak egy töltött külső elektronhéjjal. Tipikus ionos kötések keletkeznek a periódusos rendszer T és II csoportjainak kationjaiból, valamint a VI és VII csoportok nem fémes elemeinek anionjaiból (16, illetve 17 alcsoport, kalkogénekés halogének). Az ionos vegyületek kötései telítetlenek és nem irányítottak, így megtartják az elektrosztatikus kölcsönhatás lehetőségét más ionokkal. Ábrán. A 2. és 3. ábrák példákat mutatnak be a Kossel elektronátviteli modellnek megfelelő ionos kötésekre.

Rizs. 2.

Rizs. 3. Ion kötés nátrium -klorid molekulában (NaCl)

Helyénvaló itt felidézni néhány olyan tulajdonságot, amelyek megmagyarázzák az anyagok viselkedését a természetben, különös tekintettel a fogalmára savakés alapon.

Mindezen anyagok vizes oldatai elektrolitok. Különböző módon változtatják a színüket mutatók... Az indikátorok hatásmechanizmusát F.V. Ostwald. Megmutatta, hogy az indikátorok gyenge savak vagy bázisok, amelyek színe nem disszociált és disszociált állapotban eltérő.

A bázisok képesek semlegesíteni a savakat. Nem minden bázis oldódik vízben (például egyes szerves vegyületek, amelyek nem tartalmaznak OH-csoportokat, oldhatatlanok, különösen, trietil -amin N (C 2 H 5) 3); oldható bázisokat nevezzük lúgok.

A savak vizes oldatai jellegzetes reakciókba lépnek:

a) fém -oxidokkal - só és víz képződésével;

b) fémekkel - só és hidrogén képződésével;

c) karbonátokkal - só képződésével, CO 2 és H 2 O.

A savak és bázisok tulajdonságait számos elmélet írja le. Az S.A. elméletének megfelelően Arrhenius, a sav olyan anyag, amely disszociál, és ionokat képez H+, míg az alap ionokat képez Ő-. Ez az elmélet nem veszi figyelembe a hidroxilcsoportokat nem tartalmazó szerves bázisok létezését.

Alapján proton Bronsted és Lowry elmélete szerint a sav olyan anyag, amely protonokat adományozó molekulákat vagy ionokat tartalmaz ( donorok protonok), és a bázis olyan anyag, amely molekulákat vagy ionokat tartalmaz, amelyek protonokat fogadnak el ( elfogadók protonok). Vegye figyelembe, hogy vizes oldatokban a hidrogénionok hidratált formában, azaz hidrogénionok formájában léteznek H3O+. Ez az elmélet nemcsak a vízzel és hidroxid-ionokkal való reakciókat írja le, hanem oldószer távollétében vagy nem vizes oldószerrel is.

Például az ammónia közötti reakcióban NH A 3 (gyenge bázis) és a hidrogén -klorid a gázfázisban szilárd ammónium -kloridot képez, és két anyag egyensúlyi keverékében mindig 4 részecske van, amelyek közül kettő sav, a másik kettő pedig bázis:

Ez az egyensúlyi keverék két konjugált pár savból és bázisból áll:

1)NH 4 + és NH 3

2) HClés Сl ‑

Itt minden konjugált párban a sav és a bázis egy protonban különbözik. Minden savhoz van egy bázis konjugálva. Az erős sav gyenge konjugált bázisnak, a gyenge sav pedig erős konjugált bázisnak felel meg.

A Bronsted-Lowry elmélet lehetővé teszi a víz bioszféra életében betöltött szerepének egyediségének magyarázatát. A víz, a vele kölcsönhatásba lépő anyagtól függően, akár sav, akár bázis tulajdonságait mutathatja. Például reakciókkal vizes oldatok ecetsav, a víz bázis, ammónia vizes oldataival pedig sav.

1) CH 3 COOH + H 2 O ↔ H3O + + CH 3 COO-. Itt egy ecetsavmolekula protont adományoz egy vízmolekulának;

2) NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + Ő-. Itt az ammónia molekula protont fogad el egy vízmolekulából.

Így a víz két konjugált párt alkothat:

1) H 2 O(sav) és Ő- (konjugált bázis)

2) H 3 O+ (sav) és H 2 O(konjugált bázis).

Az első esetben a víz protont adományoz, a másodikban pedig elfogadja.

Ezt a tulajdonságot ún amfiprotonitás... Azokat az anyagokat nevezik, amelyek savakként és bázisokként is reagálhatnak amfoter... Az élő természetben az ilyen anyagok gyakoriak. Például az aminosavak képesek sókat képezni mind savakkal, mind bázisokkal. Ezért a peptidek könnyen alkotnak koordinációs vegyületeket a jelen lévő fémionokkal.

És így, jellegzetes tulajdonság ionos kötés - az elektronok kötegének teljes mozgása az egyik atommaghoz. Ez azt jelenti, hogy az ionok között van egy olyan terület, ahol az elektronsűrűség majdnem nulla.

A kommunikáció második típusakovalens kapcsolat

Az atomok az elektronok megosztásával stabil elektronikus konfigurációkat alkothatnak.

Ilyen kötés akkor jön létre, amikor egy elektronpárt egyesével szocializálnak. mindegyiktől atom. Ebben az esetben a szocializált kötés elektronjai egyenlően oszlanak el az atomok között. A kovalens kötések példái közé tartozik homonukleáris kétatomos molekulák H 2 , N 2 , F 2. Az allotrópok azonos típusú kapcsolattal rendelkeznek. O 2 és ózon O 3 és y többatomos molekula S 8, valamint heteronukleáris molekulák hidrogén klorid Hcl, szén-dioxid CO 2, metán CH 4, etanol VAL VEL 2 H 5 Ő, kén hexafluorid SF 6, acetilén VAL VEL 2 H 2. Mindezen molekulák közös elektronokkal rendelkeznek, és kötéseik ugyanúgy telítettek és irányítottak (4. ábra).

A biológusok számára fontos, hogy a kettős és hármas kötésben lévő atomok kovalens sugara csökkenjen az egyes kötésekhez képest.

Rizs. 4. Kovalens kötés a Cl 2 molekulában.

Az ionos és kovalens kötvénytípusok számos létező kémiai kötés két korlátozó esete, és a gyakorlatban a legtöbb kötés köztes.

A Mendelejev -rendszer egy vagy különböző periódusainak ellentétes végén elhelyezkedő két elem vegyületei túlnyomórészt ionos kötéseket képeznek. Ahogy az elemek az időszakon belül közelednek egymáshoz, vegyületeik ionos jellege csökken, és a kovalens karakter növekszik. Például a periódusos rendszer bal oldalán található elemek halogenidjei és oxidjai túlnyomórészt ionos kötéseket képeznek ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), és a táblázat jobb oldalán lévő elemek azonos vegyületei kovalensek ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C 6H 5OH, glükóz C 6 H 12 O 6, etanol C 2 H 5OH).

A kovalens kötésnek viszont van egy másik módosítása.

A többatomos ionokban és az összetett biológiai molekulákban mindkét elektron csak innen származhat egy atom. Ez az úgynevezett donor elektronikus pár. Azt az atomot, amely ezt az elektronpárt a donorral szocializálja, ún elfogadó elektronikus pár. Ezt a fajta kovalens kötést ún koordináció (donor-elfogadó, vagyrészeshatározó) kommunikáció(5. ábra). Ez a fajta kötés a biológia és az orvostudomány számára a legfontosabb, mivel az anyagcsere szempontjából legfontosabb d-elemek kémiáját nagyrészt koordinációs kötések írják le.

Ábra. 5.

Jellemzően ben összetett vegyület egy fém atom elektronpár elfogadójaként működik; ellenkezőleg, az ionos és kovalens kötésekben a fém atom elektron donor.

A kovalens kötés lényegét és változatosságát - a koordinációs kötést - a GN által javasolt savak és bázisok másik elméletével lehet tisztázni. Lewis. Kicsit kibővítette a "sav" és "bázis" fogalmak fogalmát a Bronsted-Lowry elmélet szerint. Lewis elmélete megmagyarázza a komplex ionok képződésének természetét és az anyagok részvételét a nukleofil szubsztitúciós reakciókban, azaz a CS képződésében.

Lewis szerint a sav olyan anyag, amely képes kovalens kötést létrehozni egy bázis elektronpárjának elfogadásával. A Lewis -bázis olyan anyag, amelynek magányos elektronpárja van, amely elektronok adományozásával kovalens kötést képez a Lewisic -savval.

Vagyis Lewis elmélete kiterjeszti a sav-bázis reakciók körét azokra a reakciókra is, amelyekben a protonok egyáltalán nem vesznek részt. Sőt, maga a proton ezen elmélet szerint szintén sav, mivel képes elektronpárt elfogadni.

Ezért ezen elmélet szerint a kationok Lewis -savak, az anionok pedig Lewis -bázisok. Példa lehet a következő reakciók:

Fentebb megjegyeztük, hogy az anyagok ionos és kovalens anyagokra való felosztása relatív, mivel az elektron teljes átalakulása a fém atomokból az akceptor atomokba kovalens molekulák nem történik meg. Az ionos kötéssel rendelkező vegyületekben minden ion az ellenkező előjelű ionok elektromos mezőjében van, így kölcsönösen polarizálódnak, héjaik deformálódnak.

Polarizálhatóság az ion elektronikus szerkezete, töltése és mérete határozza meg; magasabb az anionoknál, mint a kationoknál. A kationok közül a legnagyobb polarizálhatóság a nagyobb töltésű és kisebb méretű kationok esetében, például Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+... Erős polarizáló hatása van H+. Mivel az ionpolarizáció hatása kétoldalú, jelentősen megváltoztatja az általuk képződött vegyületek tulajdonságait.

A harmadik típusú kapcsolat azdipól-dipólus kapcsolat

A felsorolt ​​kommunikációs típusokon kívül léteznek dipól-dipólusok is intermolekuláris kölcsönhatások, más néven rongálók .

Ezen kölcsönhatások erőssége a molekulák természetétől függ.

Háromféle interakció létezik: állandó dipólus - állandó dipólus ( dipólus-dipólus vonzerő); állandó dipólus indukálta dipólus ( indukció vonzerő); pillanatnyi dipólus által indukált dipólus ( szétszórt gravitáció, vagy londoni erők; rizs. 6).

Rizs. 6.

Csak poláris kovalens kötéssel rendelkező molekulák ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5CI), a kötési szilárdság pedig 1-2 debaya(1D = 3,338 × 10–30 coulombméter - cm × m).

A biokémiában egy másik típusú kötést különböztetnek meg - hidrogén korlátozó kötés dipól-dipólus vonzerő. Ez a kötés egy hidrogénatom és egy kis elektronegatív atom, leggyakrabban oxigén, fluor és nitrogén közötti vonzással jön létre. Nagy atomoknál, amelyek hasonló elektronegativitással rendelkeznek (például klórral és kénnel), a hidrogénkötés sokkal gyengébb. A hidrogénatom egy lényeges tulajdonságban különbözik: ha a kötő elektronokat visszahúzzuk, atommagja – a proton – szabaddá válik, és megszűnik az elektronok általi átvilágítása.

Ezért az atom nagy dipólussá alakul.

A hidrogénkötés, szemben a van der Waals -kötéssel, nemcsak az intermolekuláris kölcsönhatások során, hanem egy molekulán belül is létrejön. intramolekuláris hidrogén kötés. A hidrogénkötések fontos szerepet játszanak a biokémiában, például a fehérjék a-hélix alakú szerkezetének stabilizálásában, vagy DNS kettős hélix kialakításában (7. ábra).

7. ábra

A hidrogén- és van der Waals -kötések sokkal gyengébbek, mint az ionos, kovalens és koordinációs kötések. Az intermolekuláris kötések energiáját a táblázat tartalmazza. 1.

Asztal 1. Az intermolekuláris erők energiája

jegyzet: Az intermolekuláris kölcsönhatások mértéke az olvadás és a párolgás (forrás) entalpiáját tükrözi. Az ionos vegyületek lényegesen több energiát igényelnek az ionok elválasztásához, mint a molekulák elválasztásához. Az ionos vegyületek olvadási entalpiája sokkal nagyobb, mint a molekuláris vegyületeké.

A negyedik típusú kapcsolatfém kötés

Végül van egy másik típusú intermolekuláris kötés - fém: a fémrács pozitív ionjainak összekapcsolása szabad elektronokkal. Ez a fajta kapcsolat nem található meg a biológiai objektumokban.

Tól től rövid áttekintés A kötéstípusok egy részlete világossá válik: az atom vagy fémion - az elektrondonor, valamint az atom - az elektronakceptor fontos paramétere az a méret.

Anélkül, hogy részletekbe bocsátkoznánk, megjegyezzük, hogy az atomok kovalens sugarai, ionos sugarak a kölcsönhatásba lépő molekulák fémek és van der Waals sugarai növekednek, ahogy a sorozatszámuk növekszik a periodikus rendszer csoportjaiban. Ebben az esetben az ionok sugarának értékei a legkisebbek, és a van der Waals sugarak értékei a legnagyobbak. Általános szabály, hogy amikor lefelé haladunk a csoporton, minden elem sugara nő, mind a kovalens, mind a van der Waals.

A biológusok és orvosok számára a legfontosabbak koordinációs(donor-elfogadó) koordinációs kémia által figyelembe vett összefüggések.

Orvosi bioorganikus anyagok. G.K. Baraskov

1.Az alkáliföldfémek olyanok

5) s– elemekre

6) p - elemekre

7) d-re - elemek

8) f - elemekre

2. Hány elektronot tartalmaznak az alkáliföldfémek atomjai a külső energiaszinten?

1) egy 2) kettő 3) három 4) négy

3. In kémiai reakciók alumínium atomok kiállítása

3) Oxidáló tulajdonságok 2) savas tulajdonságok

4) 3) redukáló tulajdonságok 4) alapvető tulajdonságok

4. A kalcium klórral való kölcsönhatása reakciókra utal

1) Bomlások 2) vegyületek 3) helyettesítések 4) csere

5. A nátrium -hidrogén -karbonát molekulatömege:

1) 84 2) 87 3) 85 4) 86

3. Melyik atom nehezebb - vas vagy szilícium - és hányszor?

4. Határozza meg a relatív molekulatömegeket! egyszerű anyagok: hidrogén, oxigén, klór, réz, gyémánt (szén). Ne feledje, melyikük kétatomos molekulákból és melyik atomokból áll.
5. Számítsa ki az alábbi vegyületek relatív molekulatömegét szén-dioxid CO2 kénsav H2SO4 cukor C12H22O11 etil-alkohol C2H6O márvány CaCPO3
6. A hidrogén-peroxidban egy oxigénatomhoz egy hidrogénatom tartozik. Határozza meg a hidrogén-peroxid képletét, ha ismert, hogy relatív molekulatömege 34. Mennyi a hidrogén és az oxigén tömegaránya ebben a vegyületben?
7. Hányszor nehezebb egy szén -dioxid molekula, mint egy oxigénmolekula?

Segítség pozhzhzhzhzhaluysta, 8. osztályos feladat.

A kémiai kötésnek nincs egységes elmélete, feltételesen a kémiai kötést kovalensre (univerzális kötéstípus), ionosra (a kovalens kötés speciális esete), fémesre és hidrogénesre osztják.

Kovalens kötés

A kovalens kötés kialakulása három mechanizmussal lehetséges: csere, donor-akceptor és datív (Lewis).

Alapján cseremechanizmus kovalens kötés kialakulása a közös elektronikus párok szocializációja miatt következik be. Ebben az esetben minden atom egy inert gáz héját kívánja megszerezni, azaz teljes külső energiaszint elérése. A kémiai kötések cseretípusonkénti kialakulását a Lewis-képletekkel ábrázoljuk, amelyekben egy atom minden vegyértékelektronját pontok ábrázolják (1. ábra).

Rizs. 1 Kovalens kötés kialakulása a HCl -molekulában a cseremechanizmus révén

Az atom szerkezetének elméletének fejlődésével és kvantummechanika a kovalens kötés kialakulását az elektronpályák átfedése képviseli (2. ábra).

Rizs. 2. Kovalens kötés kialakulása az elektronfelhők átfedése következtében

Minél nagyobb az atompályák átfedése, annál erősebb a kötés, annál rövidebb a kötés hossza és annál nagyobb az energiája. Különböző pályák átfedésével kovalens kötés jöhet létre. Az átfedő s-ek eredményeként s-p pályák valamint d-d, p-p, d-p pályák oldalsó pengék képződnek - kötések. A 2 atommagokat összekötő vonalra merőleges kötés jön létre. Egy - és egy - kötés képes többszörös (kettős) kovalens kötés kialakítására szerves anyag az alkének, alkadiének stb. osztálya. Egy és kettő kötés többszörös (hármas) kovalens kötést képez, amely az alkinek (acetilének) osztályába tartozó szerves anyagokra jellemző.

Kovalens kötés kialakulása mentén donor-akceptor mechanizmus Tekintsük az ammónium -kation példáját:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

A nitrogénatomnak van egy szabad magányos elektronpárja (az elektronok nem vesznek részt a molekulán belüli kémiai kötések kialakításában), a hidrogénkationnak pedig szabad pályája van, ezért elektrondonor, illetve akceptor.

Példaként tekintsük a kovalens kötés kialakulásának datív mechanizmusát klórmolekulával.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

A klóratomnak szabad magányos elektronpárja és üres pályája is van, ezért mind donor, mind akceptor tulajdonságokat mutathat. Ezért amikor klórmolekula keletkezik, az egyik klóratom donorként, a másik pedig akceptorként működik.

A fő A kovalens kötés jellemzői a következők: telítettség (telített kötések akkor jönnek létre, amikor egy atom annyi elektronot köt magához, amennyi vegyértéke lehetővé teszi; telítetlen kötések akkor jönnek létre, ha a csatlakoztatott elektronok száma kisebb, mint az atom vegyértéke); irányultság (ez az érték a molekula geometriájához és a "kötési szög" fogalmához kapcsolódik - a kötések közötti szög).

Ionos kötés

Nincsenek tiszta ionos kötéssel rendelkező vegyületek, bár ez alatt az atomok kémiailag kötött állapotát értjük, amelyben egy atom stabil elektronkörnyezete jön létre a teljes elektronsűrűség teljes átmenetével egy elektronegatívabb elem atomjára. Ionos kötés csak az elektronegatív és elektropozitív elemek atomjai között lehetséges ellentétes töltésű ionok - kationok és anionok - állapotában.

MEGHATÁROZÁS

Ion elektromosan töltött részecskéknek nevezzük, amelyek egy elektronnak az atomhoz való leválása vagy kapcsolódása során keletkeznek.

Amikor egy elektront átadunk, a fémek és nemfémek atomjai hajlamosak stabil konfigurációt kialakítani magjuk körül. elektronikus héj... A nemfém atom magja körül a következő inert gáz héját hozza létre, a fém atom pedig az előző inert gázt (3. ábra).

Rizs. 3. Egy ionos kötés kialakulása nátrium -klorid molekula példáján

Azok a molekulák, amelyekben az ionos kötés tiszta formájában létezik, egy anyag gőzállapotában találhatók. Az ionos kötés nagyon erős, ezért az ilyen kötéssel rendelkező anyagok magas olvadásponttal rendelkeznek. A kovalenssel ellentétben az ionos kötésre nem jellemző az irányítottság és a telítettség, mivel az ionok által keltett elektromos tér a gömbszimmetria miatt minden ionra egyformán hat.

Fémes kötés

A fémes kötés csak fémekben valósul meg - ez egy olyan kölcsönhatás, amely egyetlen rácsban tartja a fématomokat. A fématomoknak csak a teljes térfogatához tartozó vegyértékelektronjai vesznek részt a kötés kialakításában. A fémekben az elektronok folyamatosan szakadnak az atomoktól, amelyek a fém teljes tömegében mozognak. Az elektronoktól megfosztott fématomok pozitív töltésű ionokká alakulnak, amelyek hajlamosak mozgó elektronokat fogadni. Ez a folyamatos folyamat létrehozza a fém belsejében az úgynevezett "elektrongázt", amely szilárdan összeköti a fém összes atomját (4. ábra).

A fémkötés erős, ezért a fémeket magas olvadáspont jellemzi, és az "elektrongáz" jelenléte adja a fémek hajlékonyságát és hajlékonyságát.

Hidrogén kötés

A hidrogénkötés specifikus intermolekuláris kölcsönhatás, mert megjelenése és szilárdsága az anyag kémiai jellegétől függ. Olyan molekulák között képződik, amelyekben egy hidrogénatom egy erősen elektronegatív atomhoz (O, N, S) kapcsolódik. A hidrogénkötés megjelenése két okból függ: egyrészt az elektronegatív atomhoz tartozó hidrogénatom nem rendelkezik elektronokkal, és könnyen beépülhet más atomok elektronfelhőibe, másrészt pedig vegyértéke s-pálya, a A hidrogénatom képes befogadni egy elektronegatív atom magányos elektronpárját, és a donor-akceptor mechanizmus révén kötést létesíteni vele.

Kémiai kötés.

Feladatok.

1. Határozza meg a kémiai kötés típusát a következő anyagokban:

Anyag		Foszfor -klorid	Kénsav
Kommunikációs típus
Anyag		Bárium -oxid
Kommunikációs típus

2. Aláhúzás anyagok, amelyekben Molekulák között létezik hidrogén kötés:

a kén-dioxid; jég; ózon; etanol; etilén; ecetsav; hidrogén-fluorid.

3. Hogyan hatnak kötés hossza, szilárdsága és polaritása- az atomok sugarai, elektronegativitása, a kötés többszörössége?

a) Minél nagyobb a sugár a kötést alkotó atomok, a link hossza _______

b) Minél nagyobb a sokféleség (egyszeres, kettős vagy hármas) kötések, így ez erő ____________________

v) Minél nagyobb a különbség az elektronegativitások között két atom között, a kötés polaritása ____________

4. Hasonlítsa össze a molekulákban lévő kötések hossza, erőssége és polaritása:

a) kötés hossza: HCl ___HBr

b) kötési szilárdság PH3_______NH3

c) kommunikációs polaritás CCl4 ______CH4

d) kötési szilárdság: N2 _______O2

e) az etilén és acetilén szénatomjai közötti kötés hossza: __________

f) a kötések polaritása NH3 _________ H2O -ban

Tesztek. A4. Kémiai kapcsolat.

1. Az atom vegyértéke az

1) egy adott atom által egy vegyületben létrehozott kémiai kötések száma

2) az atom oxidációs állapota

3) az adományozott vagy kapott elektronok száma

4) a legközelebbi inert gáz elektronikus konfigurációjának eléréséhez hiányzó elektronok száma

A. Amikor kémiai kötés jön létre, az energia mindig felszabadul

B. A kettős kötés energiája kisebb, mint az egyetlen kötésé.

1) csak A igaz 2) csak B igaz 3) mindkét állítás igaz 4) mindkét állítás hamis

3.Összevonással keletkezett anyagokban ugyanaz atomok, kémiai kötés

1) ionos 2) kovalens poláris 3) hidrogén 4) kovalens nem poláris

4. A kovalens poláros és kovalens apoláris kötéssel rendelkező vegyületek, ill

1) víz és hidrogén -szulfid 2) kálium -bromid és nitrogén

5. A közös elektronpár miatt kémiai kötés jön létre a vegyületben

1) KI 2) HBr 3) Li2O 4) NaBr

6. Válasszon ki egy olyan anyagot, amelyben az összes kötés kovalens:

1) NaСl, НСl 2) СО2, ВаО 3) СН3Сl, СН3Nа 4) SO2, NO2

7. A kovalens poláris kötéssel rendelkező anyag képlete

1) KCl 2) HBr 3) P4 4) CaCl2

8. Vegyület a kémiai kötés ionos természetével

1) foszfor -klorid 2) kálium -bromid 3) nitrogén -monoxid (II) 4) bárium

9. Az ammóniában és a bárium -kloridban a kémiai kötés, ill

1) ionos és kovalens poláris 2) kovalens nem poláris és ionos 3) kovalens poláris és ionos 4) kovalens nem poláris és fémes

10. A kovalens poláris kötést tartalmazó anyagok az

1) kén (IV) oxid 2) oxigén 3) kalcium -hidrid 4) gyémánt

11. Melyik sorban szerepelnek olyan anyagok, amelyek csak kovalens poláris kötéssel rendelkeznek:

1) СН4 Н2 Сl2 2) NH3 HBr CO2 3) PCl3 KCl CCl4 4) H2S SO2 LiF

12. Melyik sorban szerepelnek azok az anyagok, amelyek csak ionos kötést tartalmaznak:

1) F2O LiF SF4 2) PCl3 NaCl CO2 3) KF Li2O BaCl2 4) CaF2 CH4 CCl4

13. Ionkötésű vegyület keletkezik interakció során

1) CH4 és O2 2) NH3 és HCl 3) C2H6 és HNO3 4) SO3 és H2O

14. Milyen anyagban vannak az összes kémiai kötés - kovalens, nem poláris?

1) Gyémánt 2) Szén (IV) oxid 3) Arany 4) Metán

15. A 15. és 53. sorszámú elemek között kialakult kapcsolat

1) ionos 2) fém

3) kovalens nem poláris 4) kovalens poláris

16. Hidrogén kötés alakított között molekulák

1) etán 2) benzol 3) hidrogén 4) etanol

17. Milyen anyagban van hidrogénkötések?

1) hidrogén -szulfid 2) jég 3) hidrogén -bromid 4) benzol

18. Milyen anyagban vannak egyszerre ionos és kovalens kémiai kötések?

1) nátrium -klorid 2) hidrogén -klorid 3) nátrium -szulfát 4) foszforsav

19. Egy kifejezettebb ion karakter kémiai kötéssel rendelkezik a molekulában

1) lítium -bromid 2) réz -klorid 3) kalcium -karbid 4) kálium -fluorid

20. Három közös elektronpár alkot kovalens kötést 1) nitrogén 2) hidrogén-szulfid 3) metán 4) klór molekulában.

21. Hány elektron vesz részt a kémiai kötések kialakításában egy vízmolekulában? 4) 18

22. Egy molekula négy kovalens kötést tartalmaz: 1) CO2 2) C2H4 3) P4 4) C3H4

23. A sorozatban növekszik a kötések száma a molekulákban

1) CHCl3, CH4 2) CH4, SO3 3) CO2, CH4 4) SO2, NH3

24. Milyen vegyületben jön létre az atomok közötti kovalens kötés donor-elfogadó mechanizmus segítségével? 1) KCl 2) CCl4 3) NH4Cl 4) CaCl2

25. A felsorolt ​​molekulák közül melyik igényli a legkisebb energiafogyasztást az atomok bomlásához? 1) HI 2) H2 3) O2 4) CO

26. Jelölje meg azt a molekulát, amelyben a legnagyobb a kötési energia:

1) N≡N 2) H-H 3) O = O 4) H-F

27. Jelölje meg azt a molekulát, amelyben a kémiai kötés a legerősebb:

1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI

28. Sorozatot jelöl, amelyet a kémiai kötés hosszának növekedése jellemez

1) O2, N2, F2, Cl2 2) N2, O2, F2, Cl2 3) F2, N2, O2, Cl2 4) N2, O2, Cl2, F2

29. Az E-O kötés hossza nő a sorozatban

1) szilícium -oxid (IV), szén -monoxid (IV)

2) kén (IV) oxid, tellúr (IV) oxid

3) stroncium-oxid, berillium-oxid

4) kén -oxid (IV), szén -monoxid (IV)

30. A CH4 - SiH4 sorozatban van növekedés

1) kötésszilárdság 2) oxidáló tulajdonságok

3) kötéshossz 4) kötéspolaritás

31. Melyik sorban helyezkednek el a molekulák a kötés polaritásának növelésének sorrendjében?

1) НF, НСl, НВr 2) Н2Sе, Н2S, Н2О 3) NH3, РН3, АsН3 4) СO2, СS2, СSе2

32. A legpolárisabb kovalens kötés a molekulában:

1) CH4 2) CF4 3) CCl4 4) CBr4

33. Jelölje meg azt a sort, amelyben a polaritás nő:

1) AgF, F2, HF 2) Cl2, HCl, NaCl 3) CuO, CO, O2 4) KBr, NaCl, KF

Kovalens kémiai kötés, fajtái és kialakulásának mechanizmusai. A kovalens kötés jellemzői (polaritás és kötési energia). Ionos kötés. Fémes kötés. Hidrogén kötés.

1. Az ammóniában és a bárium-kloridban a kémiai kötés, ill

1) ionos és kovalens poláris

2) kovalens poláris és ionos

3) kovalens nem poláris és fémes

4) kovalens nem poláris és ionos

2. A sorozatban csak ionos kötéseket tartalmazó anyagok szerepelnek:

1) F2, CCl4, KS1

2) NaBr, Na2O, KI

3. Az ionos kötéssel rendelkező vegyület kölcsönhatással jön létre

3) C2H6 és HNO3

4. Melyik sorban van minden anyag kovalens poláris kötés?

1) HCl, NaCl. Cl2

4) NaBr. HBr. CO

5. Melyik sorban vannak a csak kovalens polárral rendelkező anyagok képletei

1) C12, NO2, HC1

6. A kovalens nem poláris kötés jellemző

1) С12 2) SO3 3) СО 4) SiO2

7. A kovalens poláris kötéssel rendelkező anyag az

1) С12 2) NaBr 3) H2S 4) MgCl2

8. A kovalens kötéssel rendelkező anyag az

1) CaC12 2) MgS 3) H2S 4) NaBr

9. Egy kovalens nem poláris kötéssel rendelkező anyag képlete

1) NH3 2) Cu 3) H2S 4) I2

10. A nem poláris kovalens kötéssel rendelkező anyagok

1) víz és gyémánt

2) hidrogén és klór

3) réz és nitrogén

4) bróm és metán

11. Kémiai kötés jön létre az azonos relatív elektronegativitású atomok között

2) kovalens poláris

3) kovalens nem poláris

4) hidrogén

12. A kovalens poláris kötés jellemző

1) KC1 2) HBr 3) P4 4) CaCl2

13. Kémiai elem, amelynek atomjában az elektronok a következőképpen oszlanak meg a rétegek között: 2, 8, 8, 2 kémiai kötést képez a hidrogénnel

1) kovalens poláris

2) kovalens nem poláris

4) fém

14. Melyik anyagban van a leghosszabb kötés a szénatomok között egy molekulában?

1) acetilén 2) etán 3) etén 4) benzol

15. Három közös elektronpár alkot kovalens kötést a molekulában

2) hidrogén-szulfid

16. Hidrogénkötések keletkeznek a molekulák között

1) dimetil -éter

2) metanol

3) etilén

4) etil -acetát

17. A kötés polaritása a molekulában a legkifejezettebb

1) HI 2) HC1 3) HF 4) HBr

18. A nem poláris kovalens kötéssel rendelkező anyagok

1) víz és gyémánt

2) hidrogén és klór

3) réz és nitrogén

4) bróm és metán

19. A hidrogénkötés nem jellemző az anyagra

1) Н2О 2) СН4 3) NH3 4) СНзОН

20. A kovalens poláris kötés mind a két anyagra jellemző, amelyek képlete

2) CO2 és K2O

4) CS2 és PC15

21. A molekula legkevésbé erős kémiai kötése

1) fluor 2) klór 3) bróm 4) jód

22. Melyik anyagban van a leghosszabb kémiai kötés a molekulában?

1) fluor 2) klór 3) bróm 4) jód

23. A sorozatban szereplő anyagok mindegyike kovalens kötésekkel rendelkezik:

1) C4H10, NO2, NaCl

2) CO, CuO, CH3Cl

4) C6H5NO2, F2, CC14

24. A sorozatban feltüntetett anyagok mindegyike kovalens kötéssel rendelkezik:

1) CaO, C3H6, S8

2) Fe. NaNO3, CO

3) N2, CuCO3, K2S

4) C6H5N02, SO2, CHC13

25. A sorozatban feltüntetett anyagok mindegyike kovalens kötéssel rendelkezik:

1) С3Н4, NO, Na2O

2) CO, CH3C1, PBr3

3) P2Oz, NaHS04, Cu

4) C6H5NO2, NaF, CC14

26. A sorozatban szereplő anyagok mindegyike kovalens kötésekkel rendelkezik:

1) C3Ha, NO2, NaF

2) KC1, CH3CI, C6H12O6

3) P2O5, NaHS04, Ba

4) C2H5NH2, P4, CH3OH

27. A kötés polaritása a molekulákban a legkifejezettebb

1) hidrogén-szulfid

3) foszfin

4) hidrogén -klorid

28. Melyik anyag molekulájában vannak a legerősebb kémiai kötések?

29. Az NH4Cl, CsCl, NaNO3, PH3, HNO3 anyagok közül - az ionos kötéssel rendelkező vegyületek száma

30. Az anyagok (NH4) 2SO4, Na2SO4, CaI2, I2, CO2 között - a kovalens kötéssel rendelkező vegyületek száma

Válaszok: 1-2, 2-2, 3-4, 4-3, 5-4, 6-1, 7-3, 8-3, 9-4, 10-2, 11-3, 12-2, 13-3, 14-2, 15-1, 16-2, 17-3, 18-2, 19-2, 20-4, 21-4, 22-4, 23-4, 24-4, 25- 2, 26-4, 27-4, 28-1, 29-3, 30-4