Determinați tipul de legătură chimică: HCL, Na2S, NH3, I2, MnO2. Tipuri de legături chimice Mecanismul donor-acceptor al formării legăturilor covalente

Sarcina nr. 1

Din lista furnizată, selectați doi compuși care conțin o legătură chimică ionică.

• 1. Ca(Cl02) 2
• 2. HCIO3
• 3.NH4CI
• 4. HCI04
• 5.Cl2O7

Raspuns: 13

În marea majoritate a cazurilor, prezența unei legături de tip ionic într-un compus poate fi determinată de faptul că unitățile sale structurale includ simultan atomi ai unui metal tipic și atomi ai unui nemetal.

Pe baza acestei caracteristici, stabilim că există o legătură ionică în compusul numărul 1 - Ca(ClO 2) 2, deoarece în formula sa puteți vedea atomi ai metalului tipic de calciu și atomi de nemetale - oxigen și clor.

Cu toate acestea, în această listă nu mai există compuși care conțin atât atomi metalici, cât și nemetalici.

Printre compușii indicați în sarcină se numără clorura de amoniu, în care legătura ionică se realizează între cationul de amoniu NH 4 + și ionul clorură Cl − .

Sarcina nr. 2

Din lista furnizată, selectați doi compuși în care tipul de legătură chimică este același ca în molecula de fluor.

1) oxigen

2) oxid nitric (II)

3) bromură de hidrogen

4) iodură de sodiu

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 15

Molecula de fluor (F2) este formată din doi atomi ai unui element chimic nemetalic, prin urmare legătura chimică din această moleculă este covalentă, nepolară.

O legătură nepolară covalentă poate fi realizată numai între atomii aceluiași element chimic nemetalic.

Dintre opțiunile propuse, doar oxigenul și diamantul au o legătură de tip covalent nepolar. Molecula de oxigen este diatomică, constând din atomi ai unui element chimic nemetalic. Diamantul are o structură atomică și în structura sa, fiecare atom de carbon, care este un nemetal, este legat de alți 4 atomi de carbon.

Oxidul nitric (II) este o substanță formată din molecule formate din atomi ai două nemetale diferite. Deoarece electronegativitatea diferiților atomi este întotdeauna diferită, perechea de electroni partajată într-o moleculă este orientată către elementul mai electronegativ, în acest caz oxigenul. Astfel, legătura din molecula de NO este covalentă polară.

Bromura de hidrogen constă, de asemenea, din molecule diatomice formate din atomi de hidrogen și brom. Perechea de electroni comună care formează legătura H-Br este deplasată către atomul de brom mai electronegativ. Legătura chimică din molecula HBr este, de asemenea, covalentă polară.

Iodura de sodiu este o substanță cu structură ionică formată dintr-un cation metalic și un anion iodură. Legătura din molecula de NaI se formează datorită transferului unui electron de la 3 s-orbitalii atomului de sodiu (atomul de sodiu este transformat într-un cation) la 5 subumplut p-orbital atomului de iod (atomul de iod se transformă în anion). Această legătură chimică se numește ionică.

Sarcina nr. 3

Din lista oferită, selectați două substanțe ale căror molecule formează legături de hidrogen.

• 1. C2H6
• 2. C2H5OH
• 3.H2O
• 4. CH 3 OCH 3
• 5. CH 3 COCH 3

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 23

Explicaţie:

Legăturile de hidrogen apar în substanțele cu structură moleculară care conțin legături covalente H-O, H-N, H-F. Acestea. legături covalente ale unui atom de hidrogen cu atomi ai trei elemente chimice cu cea mai mare electronegativitate.

Astfel, evident, există legături de hidrogen între molecule:

2) alcooli

3) fenoli

4) acizi carboxilici

5) amoniac

6) amine primare și secundare

7) acid fluorhidric

Sarcina nr. 4

Din lista furnizată, selectați doi compuși cu legături chimice ionice.

• 1.PCl 3
• 2.CO2
• 3. NaCl
• 4.H2S
• 5. MgO

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 35

Explicaţie:

În marea majoritate a cazurilor, se poate trage o concluzie despre prezența unei legături de tip ionic într-un compus din faptul că unitățile structurale ale substanței includ simultan atomi ai unui metal tipic și atomi ai unui nemetal.

Pe baza acestei caracteristici, stabilim că există o legătură ionică în compușii numerotați 3 (NaCl) și 5 (MgO).

Notă*

În plus față de caracteristica de mai sus, prezența unei legături ionice într-un compus poate fi spusă dacă unitatea sa structurală conține un cation de amoniu (NH 4 +) sau analogii săi organici - cationi de alchilamoniu RNH 3 +, dialchilamoniu R 2 NH 2 +, cationi de trialchilamoniu R3NH+ sau tetraalchilamoniu R4N+, unde R este un radical hidrocarbură. De exemplu, legătura de tip ionic are loc în compusul (CH 3) 4 NCl între cationul (CH 3) 4 + și ionul clorură Cl -.

Sarcina nr. 5

Din lista oferită, selectați două substanțe cu același tip de structură.

4) sare de masă

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 23

Sarcina nr. 8

Din lista propusă, selectați două substanțe cu structură nemoleculară.

2) oxigen

3) fosfor alb

5) siliciu

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 45

Sarcina nr. 11

Din lista propusă, selectați două substanțe ale căror molecule conțin o dublă legătură între atomii de carbon și oxigen.

3) formaldehida

4) acid acetic

5) glicerina

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 34

Sarcina nr. 14

Din lista oferită, selectați două substanțe cu legături ionice.

1) oxigen

3) monoxid de carbon (IV)

4) clorură de sodiu

5) oxid de calciu

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 45

Sarcina nr. 15

Din lista propusă, selectați două substanțe cu același tip de rețea cristalină ca un diamant.

1) silice SiO2

2) oxid de sodiu Na2O

3) monoxid de carbon CO

4) fosfor alb P 4

5) siliciu Si

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 15

Sarcina nr. 20

Din lista furnizată, selectați două substanțe ale căror molecule au o legătură triplă.

• 1. HCOOH
• 2.HCOH
• 3. C2H4
• 4. N 2
• 5. C2H2

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 45

Explicaţie:

Pentru a găsi răspunsul corect, să desenăm formulele structurale ale compușilor din lista prezentată:

Astfel, vedem că există o legătură triplă în moleculele de azot și acetilenă. Acestea. răspunsuri corecte 45

Sarcina nr. 21

Din lista propusă, selectați două substanțe ale căror molecule conțin o legătură covalentă nepolară.

„Legătura chimică” este energia de distrugere a rețelei în ioni _Ekul = Uresh. Principiile de bază ale metodei MO. Tipuri de suprapunere de AO atomice. MO de legare și antilegare cu o combinație de orbitali atomici s și s pz și pz px și px. H?C? C?H. ? - Coeficientul de repulsie. Qeff =. Ao. Teorii de bază ale legăturilor chimice.

„Tipuri de legături chimice” - Substanțele cu legături ionice formează o rețea cristalină ionică. Atomi. Electronegativitatea. Instituția Municipală de Învățământ Liceul Nr 18 profesoară chimie Kalinina L.A. Ioni. De exemplu: Na1+ și Cl1-, Li1+ și F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) . Dacă se adaugă e -, ionul devine încărcat negativ. Cadrul atomic are o rezistență ridicată.

„Viața lui Mendeleev” - 18 iulie D.I. Mendeleev a absolvit gimnaziul Tobolsk. 9 august 1850 - 20 iunie 1855 în timp ce studia la Institutul Pedagogic Principal. „Dacă nu știi nume, atunci cunoașterea lucrurilor va muri” K. Liney. Viața și opera lui D.I. Mendeleev. Ivan Pavlovici Mendeleev (1783 - 1847), tatăl omului de știință. Descoperirea legii periodice.

„Tipuri de legături chimice” - H3N. Al2O3. Structura materiei.” H2S. MgO. H2. Cu. Mg S.CS2. I. Notaţi formulele substanţelor: 1.c.N.S. 2.s K.P.S. 3. cu I.S. K.N.S. NaF. C.K.P.S. Determinați tipul de legătură chimică. Care dintre molecule corespunde schemei: A A?

"Mendeleev" - Triadele de elemente ale lui Dobereiner. Gaze. Muncă. Viața și isprava științifică. Tabel periodic al elementelor (forma lungă). „Legea octavelor” a lui Newlands Activitate științifică. Soluții. O nouă etapă a vieții. A doua versiune a sistemului de elemente al lui Mendeleev. Parte a tabelului de elemente al lui L. Meyer. Descoperirea legii periodice (1869).

„Viața și opera lui Mendeleev” - Ivan Pavlovici Mendeleev (1783 - 1847), tatăl omului de știință. 1834, 27 ianuarie (6 februarie) - D.I. Mendeleev s-a născut în orașul Tobolsk, în Siberia. 1907, 20 ianuarie (2 februarie) D.I. Mendeleev a murit din cauza paraliziei cardiace. DI. Menedeleev (regiunea Kazahstanului de Sud, orașul Shymkent). Industrie. La 18 iulie 1849, D.I. Mendeleev a absolvit gimnaziul din Tobolsk.

Cele mai importante caracteristici ale unei legături includ: lungimea, polaritatea, momentul dipolului, saturația, direcționalitatea, rezistența și multiplicitatea legăturii.

Lungimea link-ului– este distanța dintre nucleele atomilor dintr-o moleculă. Lungimea legăturii este determinată de mărimea nucleelor ​​și de gradul de suprapunere a norilor de electroni.

Lungimea legăturii în HF este de 0,92∙10 -10, în HCl – 1,28∙10 -10 m. Cu cât lungimea sa este mai mică, cu atât legătura chimică este mai puternică.

Unghi de legătură (unghi de legătură) numiți unghiul dintre liniile imaginare care trec prin nucleele atomilor legați chimic. ∟HOH=104 0,5; ∟H2S=92,20; ∟H2S e =91 0 .0.

Cea mai importantă caracteristică a unei legături chimice este energie, definindu-l putere.

Forța unei legături este caracterizată cantitativ de energia cheltuită pentru a o rupe și este măsurată în kJ per 1 mol de substanță.

Prin urmare, puterea de legătură este caracterizată cantitativ de energia de sublimare E subl. substanțele și energia de disociere a unei molecule în atomi E diss. . Energia de sublimare se referă la energia cheltuită pentru a trece o substanță de la starea solidă la starea gazoasă. Pentru moleculele diatomice, energia de legare este egală cu energia de disociere a moleculei în doi atomi.

De exemplu, E diss. (și prin urmare E St.) în molecula de H 2 este 435 kJ/mol. În molecula F 2 = 159 kJ/mol, în molecula N 2 = 940 kJ/mol.

Pentru moleculele nu diatomice, ci poliatomice de tip AB n, energia medie de legare

prin AB n =A+nB.

De exemplu, energia absorbită în timpul procesului

egal cu 924 kJ/mol.

Energia de comunicare

E OH = = = = 462 kJ/mol.

Concluziile despre structura moleculelor și structura unei substanțe se fac pe baza rezultatelor obținute prin diferite metode. În acest caz, informațiile obținute sunt folosite nu numai despre lungimile și energiile legăturilor, unghiurile de legătură, ci și alte proprietăți ale substanței, cum ar fi magnetice, optice, electrice, termice și altele.

Setul de date obținute experimental privind structura materiei completează și generalizează rezultatele metodelor de calcul chimic cuantic care utilizează conceptul de teoria mecanică cuantică a legăturii chimice. Se crede că legăturile chimice sunt mediate în principal de electronii de valență. Pentru elementele s și p, electronii de valență sunt electronii orbitalilor stratului exterior, iar pentru elementele d, electronii sunt orbitalii s ai stratului exterior și orbitalii d ai stratului pre-exterior. .

Natura legăturii chimice.

O legătură chimică se formează numai dacă, pe măsură ce atomii se apropie unul de altul, energia totală a sistemului (E kin. + E pot.) scade.

Să luăm în considerare natura unei legături chimice folosind exemplul ionului molecular de hidrogen H 2 +. (Se obține prin iradierea moleculelor de hidrogen cu electroni H 2; în descărcare gazoasă). Pentru un astfel de sistem molecular simplu, ecuația Schrödinger este rezolvată cel mai bine.

În ionul de hidrogen H 2 + un electron se mișcă în câmpul a două nuclee - protoni. Distanța dintre nuclee este de 0,106 nm, energia de legare (disocierea în atomi de H și ion H +) este de 255,7 kJ/mol. Adică, particula este puternică.

În ionul molecular H 2 + există două tipuri de forțe electrostatice - forța de atracție a unui electron către ambele nuclee și forța de repulsie între nuclee. Forța de respingere se manifestă între nucleele încărcate pozitiv H A + și H A +, care pot fi reprezentate sub forma figurii următoare. 3. Forța de respingere tinde să împingă nucleele unul de celălalt.

Orez. 3. Forța de repulsie (a) și de atracție (b) între două nuclee, care apar atunci când se apropie unul de celălalt la distanțe de ordinul mărimii atomilor.

Forțe atractive acționează între electronul e - încărcat negativ și nucleele încărcate pozitiv H + și H +. O moleculă se formează dacă rezultanta forțelor de atracție și repulsie este zero, adică respingerea reciprocă a nucleelor ​​trebuie compensată prin atracția electronului către nuclee. O astfel de compensare depinde de locația electronului e - față de nuclee (Fig. 3 b și c). Ceea ce se înțelege aici nu este poziția electronului în spațiu (care nu poate fi determinată), ci probabilitatea de a găsi electronul în spațiu. Localizarea densității electronilor în spațiu, corespunzătoare Fig. 3.b) favorizează convergența nucleelor, iar Fig. 3.c) – respingerea nucleelor, întrucât în ​​acest caz forțele de atracție sunt direcționate într-o singură direcție și respingerea nucleelor ​​nu este compensată. Astfel, există o regiune de legare, când densitatea de electroni este distribuită între nuclee, și o regiune de antilegare sau antilegare, când densitatea de electroni este distribuită în spatele nucleelor.

Dacă un electron intră în regiunea de legătură, se formează o legătură chimică. Dacă electronul cade în regiunea antilegare, atunci nu se formează o legătură chimică.

În funcție de natura distribuției densității electronilor în regiunea de legare, se disting trei tipuri principale de legături chimice: covalente, ionice și metalice. Aceste legături nu apar în forma lor pură și, de obicei, o combinație a acestor tipuri de legături este prezentă în compuși.

Tipuri de conexiuni.

În chimie se disting următoarele tipuri de legături: covalent, ionic, metalic, legătură de hidrogen, legătură van der Waals, legătură donor-acceptor, legătură dativă.

Legătură covalentă

Când se formează o legătură covalentă, atomii împart electroni între ei. Un exemplu de legătură covalentă este legătura chimică din molecula de Cl2. Lewis (1916) a propus pentru prima dată că într-o astfel de legătură, fiecare dintre cei doi atomi de clor împarte unul dintre electronii exteriori cu celălalt atom de clor. Pentru a suprapune orbitalii atomici, doi atomi trebuie să se apropie cât mai mult unul de celălalt. O pereche comună de electroni formează o legătură covalentă. Acești electroni ocupă același orbital, iar spinurile lor sunt direcționate în direcții opuse.

Astfel, o legătură covalentă este realizată prin împărțirea electronilor de la diferiți atomi ca urmare a împerecherii electronilor cu spini opuși.

Legătura covalentă este un tip comun de legătură. Legăturile covalente pot apărea nu numai în molecule, ci și în cristale. Are loc între atomi identici (în molecule de H 2, Cl 2, diamant) și între atomi diferiți (în molecule de H 2 O, NH 3 ...)

Mecanismul formării legăturilor covalente

Să luăm în considerare mecanismul folosind exemplul formării moleculei de H2.

H+H=H2, ∆H=-436 kJ/mol

Nucleul unui atom de hidrogen liber este înconjurat de un nor de electroni simetric sferic format dintr-un electron 1s. Când atomii se apropie de o anumită distanță, norii lor de electroni (orbitalii) se suprapun parțial (Fig. 4).

Orez. 4. Mecanismul formării legăturilor într-o moleculă de hidrogen.

Dacă atomii de hidrogen care se apropie înainte de atingere au o distanță între nuclee de 0,106 nm, atunci după ce norii de electroni se suprapun, această distanță este de 0,074 nm.

Ca urmare, între centrele nucleelor ​​apare un nor molecular cu doi electroni, care are o densitate maximă de electroni în spațiul dintre nuclei. O creștere a densității de sarcină negativă între nuclee favorizează o creștere puternică a forțelor de atracție dintre nuclee, ceea ce duce la eliberarea de energie. Cu cât suprapunerea orbitalilor electronilor este mai puternică, cu atât legătura chimică este mai puternică. Ca urmare a formării unei legături chimice între doi atomi de hidrogen, fiecare dintre ei ajunge la configurația electronică a unui atom de gaz nobil - heliu.

Există două metode care explică din punct de vedere mecanic cuantic formarea zonei de suprapunere a norilor de electroni și, respectiv, formarea unei legături covalente. Una dintre ele se numește metoda BC (legături de valență), cealaltă MO (orbitali moleculari).

Metoda legăturii de valență ia în considerare suprapunerea orbitalilor atomici ai unei perechi selectate de atomi. În metoda MO, molecula este considerată ca un întreg, iar distribuția densității electronilor (de la un electron) este răspândită pe întreaga moleculă. Din poziția MO 2H în H 2 sunt conectate datorită atracției nucleelor ​​către norul de electroni situat între acești nuclee.

Ilustrație a unei legături covalente

Conexiunile sunt descrise în diferite moduri:

1). Folosind electronii ca puncte

În acest caz, formarea unei molecule de hidrogen este prezentată de diagramă

N∙ + N∙ → N: N

2). Folosind celule pătrate (orbitali), cum ar fi plasarea a doi electroni cu spini opuși într-o celulă cuantică moleculară

Această diagramă arată că nivelul de energie moleculară este mai scăzut decât nivelurile atomice originale, ceea ce înseamnă că starea moleculară a substanței este mai stabilă decât cea atomică.

3). O legătură covalentă este reprezentată printr-o linie

De exemplu, H – N. Această linie simbolizează o pereche de electroni.

Dacă între atomi apare o legătură covalentă (o pereche de electroni comună), atunci se numește singur, dacă mai mult, atunci un multiplu dubla(două perechi de electroni comuni), triplu(trei perechi de electroni comuni). O legătură simplă este reprezentată de o linie, o legătură dublă de două linii și o legătură triplă de trei linii.

Linia dintre atomi arată că ei au o pereche generalizată de electroni.

Clasificarea legăturilor covalente

În funcție de direcția de suprapunere a norilor de electroni, se disting legăturile σ-, π-, δ. Legătura σ apare atunci când norii de electroni se suprapun de-a lungul axei care conectează nucleele atomilor care interacționează.

Exemple de legături σ:

Orez. 5. Formarea unei legături σ între electronii s-, p-, d-.

Un exemplu de formare a unei legături σ atunci când norii s-s se suprapun este observat în molecula de hidrogen.

Legătura π apare atunci când norii de electroni de pe ambele părți ale axei se suprapun, conectând nucleele atomilor.

Orez. 6. Formarea legăturii π între electronii p-, d-.

Cuplarea δ apare atunci când doi nori de electroni d situati în planuri paralele se suprapun. Legătura δ este mai puțin puternică decât legătura π, iar legătura π este mai puțin puternică decât legătura σ.

Proprietățile legăturilor covalente

A). Polaritate.

Există două tipuri de legături covalente: nepolare și polare.

În cazul unei legături covalente nepolare, norul de electroni format dintr-o pereche comună de electroni este distribuit în spațiu simetric față de nucleele atomice. Un exemplu sunt moleculele diatomice formate din atomi ai unui element: H2, Cl2, O2, N2, F2. Perechea lor de electroni aparține în mod egal ambilor atomi.

În cazul unei legături polare, norul de electroni care formează legătura este deplasat către atomul cu electronegativitate relativă mai mare.

Exemple sunt următoarele molecule: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3 etc. Luați în considerare formarea unei molecule de HCl, care poate fi reprezentată prin următoarea diagramă

Perechea de electroni este mutată la atomul de clor, deoarece electronegativitatea relativă a atomului de clor (2.83) este mai mare decât cea a atomului de hidrogen (2.1).

b). Saturabilitatea.

Capacitatea atomilor de a participa la formarea unui număr limitat de legături covalente se numește saturația unei legături covalente. Saturația legăturilor covalente se datorează faptului că doar electronii de la niveluri de energie externe, adică un număr limitat de electroni, participă la interacțiunile chimice.

V) . Concentrează-teși hibridizarea legăturii covalente.

O legătură covalentă este caracterizată de direcționalitate în spațiu. Acest lucru se explică prin faptul că norii de electroni au o anumită formă și suprapunerea lor maximă este posibilă la o anumită orientare spațială.

Direcția unei legături covalente determină structura geometrică a moleculelor.

De exemplu, pentru apă are o formă triunghiulară.

Orez. 7. Structura spațială a unei molecule de apă.

S-a stabilit experimental că într-o moleculă de apă H 2 O distanța dintre nucleele de hidrogen și oxigen este de 0,096 nm (96 pm). Unghiul dintre liniile care trec prin nuclee este de 104,5 0. Astfel, molecula de apă are o formă unghiulară și structura sa poate fi exprimată sub forma figurii prezentate.

Hibridizare

După cum arată studiile experimentale și teoretice (Slater, Pauling), în timpul formării unor compuși, precum BeCl 2, BeF 2, BeBr 2, starea electronilor de valență ai unui atom dintr-o moleculă este descrisă nu prin s- pur, p-, d- funcții de undă, dar prin combinațiile lor liniare. Astfel de structuri mixte se numesc orbitali hibrizi, iar procesul de amestecare se numește hibridizare.

După cum arată calculele chimice cuantice, amestecarea orbitalilor s și p ai unui atom este un proces favorabil pentru formarea unei molecule. În acest caz, se eliberează mai multă energie decât în ​​formarea de legături care implică orbitalii s și p puri. Prin urmare, hibridizarea orbitalilor electronici ai unui atom duce la o scădere mare a energiei sistemului și, în consecință, la o creștere a stabilității moleculei. Orbitul hibridizat este mai alungit pe o parte a nucleului decât pe cealaltă. Prin urmare, densitatea de electroni în regiunea de suprapunere a norului hibrid va fi mai mare decât densitatea de electroni în regiunea de suprapunere a orbitalilor s și p separat, drept urmare legătura formată de electronii hibridului. orbital este caracterizat de o putere mai mare.

Apar mai multe tipuri de stări hibride. Când orbitalii s și p se hibridizează (numită hibridizare sp), apar doi orbitali hibrizi, situați la un unghi de 180 0 unul față de celălalt. În acest caz, se formează o structură liniară. Această configurație (structură) este cunoscută pentru majoritatea halogenurilor de metal alcalino-pământos (de exemplu, BeX 2, unde X = Cl, F, Br), adică. Unghiul de legătură este de 180 0 C.

Orez. 8. hibridizare sp

Un alt tip de hibridizare, numit hibridizare sp 2 (formată dintr-un orbital s și doi p), duce la formarea a trei orbitali hibrizi, care sunt situați la un unghi de 120 0 unul față de celălalt. În acest caz, în spațiu se formează o structură trigonală a moleculei (sau un triunghi regulat). Astfel de structuri sunt cunoscute pentru compușii BX3 (X=Cl, F, Br).

Orez. 9. sp 2 -hibridare.

Nu mai puțin frecventă este hibridizarea sp 3, care se formează dintr-un orbital s- și trei p-. În acest caz, se formează patru orbitali hibrizi, orientați în spațiu simetric față de cele patru vârfuri ale tetraedrului, adică sunt situați la un unghi de 109 0 28". Această poziție spațială se numește tetraedrică. Această structură este cunoscută pentru molecule. NH 3, H 2 O și în general pentru elementele perioadei II Schematic aspectul său în spațiu poate fi afișat în figura următoare

Orez. 10. Dispunerea spațială a legăturilor în molecula de amoniac,

proiectat pe un plan.

Formarea legăturilor tetraedrice datorită hibridizării sp 3 poate fi reprezentată după cum urmează (Fig. 11):

Orez. 11. Formarea de legături tetraedrice în timpul hibridizării sp 3.

Formarea legăturilor tetraedrice în timpul hibridizării sp 3 folosind exemplul unei molecule CCl 4 este prezentată în Fig. 12.

Fig. 12. Formarea legăturilor tetraedrice în timpul sp 3 - hibridizare în molecule CCl 4

Hibridizarea nu se referă doar la orbitalii s și p. Pentru a explica elementele stereochimice ale perioadelor III și ulterioare, este nevoie de a construi simultan orbitali hibrizi, incluzând orbitalii s-, p-, d-.

Substanțele cu legături covalente includ:

1. compuși organici;

2. substanțe solide și lichide în care se formează legături între perechi de atomi de halogen, precum și între perechi de atomi de hidrogen, azot și oxigen, de exemplu, H2;

3. elemente din grupa VI (de exemplu, lanțuri spiralate de telur), elemente din grupa V (de exemplu, arsen), elemente din grupa IV (diamant, siliciu, germaniu);

4. compuși care respectă regula 8-N (cum ar fi InSb, CdS, GaAs, CdTe), când elementele lor constitutive sunt localizate în grupele II-VI, III-V din tabelul periodic.

În solidele cu legături covalente, se pot forma diferite structuri cristaline pentru aceeași substanță, a cărei energie de legare este aproape aceeași. De exemplu, structura ZnS poate fi cubică (zincblende) sau hexagonală (wurtzit). Dispunerea celor mai apropiati vecini din blenda de zinc si wurtzita este aceeasi, iar singura si mica diferenta a energiilor acestor doua structuri este determinata de aranjarea atomilor de langa cei mai apropiati. Această capacitate a unor substanțe se numește alotropie sau polimorfism. Un alt exemplu de alotropie este carbura de siliciu, care are o serie de politipuri de structuri diferite de la pur cubic la hexagonal. Aceste numeroase modificări cristaline ale ZnS, SiC există la temperatura camerei.

Legătură ionică

Legatura ionică este o forță electrostatică de atracție între ioni cu sarcini de semn opus (adică + și -).

Ideea legăturii ionice s-a format pe baza ideilor lui V. Kossel. El a sugerat (1916) că atunci când doi atomi interacționează, unul renunță, iar celălalt acceptă electroni. Astfel, o legătură ionică se formează prin transferul unuia sau mai multor electroni de la un atom la altul. De exemplu, în clorura de sodiu, o legătură ionică se formează prin transferul unui electron de la un atom de sodiu la un atom de clor. Ca urmare a acestui transfer, se formează un ion de sodiu cu o sarcină de +1 și un ion de clorură cu o sarcină de -1. Sunt atrași unul de celălalt de forțele electrostatice, formând o moleculă stabilă. Modelul de transfer de electroni propus de Kossel permite explicarea formării unor compuși precum fluorură de litiu, oxid de calciu și oxid de litiu.

Cei mai tipici compuși ionici constau în cationi metalici aparținând grupelor I și II ale sistemului periodic și anioni ai elementelor nemetalice aparținând grupelor VI și VII.

Ușurința de formare a unui compus ionic depinde de ușurința de formare a cationilor și anionilor săi constituenți. Ușurința formării este mai mare, cu atât energia de ionizare a atomului care donează electroni (donatorul de electroni) este mai mică, iar atomul care adaugă electroni (acceptorul de electroni) are o afinitate mai mare pentru electron. Afinitatea electronică este o măsură a capacității unui atom de a câștiga un electron. Este cuantificată ca schimbarea energiei care are loc atunci când dintr-un mol de atomi se formează un mol de anioni încărcați individual. Acesta este așa-numitul concept de „prima afinitate electronică”. Cea de-a doua afinitate electronică este schimbarea de energie care are loc atunci când un mol de anioni încărcați dublu se formează dintr-un mol de anioni încărcați unic. Aceste concepte, adică energia de ionizare și afinitatea electronică, se referă la substanțele gazoase și sunt caracteristici ale atomilor și ionilor în stare gazoasă. Dar trebuie reținut că majoritatea compușilor ionici sunt cei mai stabili în stare solidă. Această împrejurare se explică prin existența unei rețele cristaline în ele în stare solidă. Se pune întrebarea. De ce, până la urmă, compușii ionici sunt mai stabili sub formă de rețele cristaline și nu în stare gazoasă? Răspunsul la această întrebare este calculul energiei rețelei cristaline, pe baza modelului electrostatic. În plus, acest calcul este și un test al teoriei legăturii ionice.

Pentru a calcula energia rețelei cristaline, este necesar să se determine munca care trebuie cheltuită pentru distrugerea rețelei cristaline cu formarea de ioni gazoși. Pentru a efectua calculul, se folosește ideea forțelor de atracție și repulsie. Expresia energiei potențiale de interacțiune a ionilor cu încărcare individuală se obține prin însumarea energiei de atracție și a energiei de repulsie

E = E in + E out (1).

Energia de atracție Coulomb a ionilor cu semne opuse este luată ca Eat, de exemplu, Na + și Cl - pentru compusul NaCl

E primit = -e 2 /4πε 0 r (2),

deoarece distribuția sarcinii electronice într-un înveliș de electroni umplut este simetrică sferic. Datorită respingerii care apare datorită principiului Pauli atunci când învelișurile umplute ale anionului și cationului se suprapun, distanța până la care se pot apropia ionii este limitată. Energia respingătoare se schimbă rapid cu distanța internucleară și poate fi scrisă ca următoarele două expresii aproximative:

E ott = A/r n (n≈12) (3)

E ott = B∙exp(-r/ρ) (4),

unde A și B sunt constante, r este distanța dintre ioni, ρ este un parametru (lungimea caracteristică).

Trebuie remarcat faptul că niciuna dintre aceste expresii nu corespunde procesului mecanic cuantic complex care duce la repulsie.

În ciuda naturii aproximative a acestor formule, ele fac posibilă calcularea destul de precisă și descrierea în consecință a legăturii chimice din moleculele unor astfel de compuși ionici precum NaCl, KCl, CaO.

Deoarece câmpul electric al unui ion are simetrie sferică (Fig. 13), o legătură ionică, spre deosebire de o legătură covalentă, nu are direcționalitate. Interacțiunea a doi ioni încărcați opus este compensată de forțe de repulsie numai în direcția care leagă centrele nucleelor ​​ionice; în alte direcții, compensarea câmpurilor electrice ale ionilor nu are loc. Prin urmare, ei sunt capabili să interacționeze cu alți ioni. Astfel, legătura ionică nu este saturabilă.

Orez. 13. Simetria sferică a câmpului electrostatic

taxe cu taxe opuse.

Datorită nedirecționalității și nesaturației legăturilor ionice, este cel mai favorabil energetic atunci când fiecare ion este înconjurat de numărul maxim de ioni de semn opus. Datorită acestui fapt, cea mai preferată formă de existență a unui compus ionic este un cristal. De exemplu, într-un cristal de NaCl, fiecare cation are șase anioni ca vecini cei mai apropiați.

Numai la temperaturi ridicate în stare gazoasă există compuși ionici sub formă de molecule neasociate.

La compușii ionici, numărul de coordonare nu depinde de structura electronică specifică a atomilor, ca în compușii covalenti, ci este determinat de raportul dintre dimensiunile ionilor. Cu un raport al razelor ionice în intervalul 0,41 - 0,73, se observă coordonarea octaedrică a ionilor, cu un raport de 0,73-1,37 - coordonare cubică etc.

Astfel, în condiții normale, compușii ionici sunt substanțe cristaline. Conceptul de molecule biionice, de exemplu, NaCL, CsCl, nu se aplică acestora. Fiecare cristal este format dintr-un număr mare de ioni.

O legătură ionică poate fi reprezentată ca o legătură polară limitativă, pentru care sarcina efectivă a atomului este apropiată de unitate. Pentru o legătură nepolară pur covalentă, sarcina efectivă a atomilor este zero. În substanțele reale, legăturile pur ionice și pur covalente sunt rare. Majoritatea compușilor au un caracter de legătură intermediar între covalent nepolar și ionic polar. Adică, în acești compuși legătura covalentă este parțial ionică în natură. Natura legăturilor ionice și covalente din substanțele reale este prezentată în Figura 14.

Orez. 14. Natura ionică și covalentă a legăturii.

Proporția caracterului ionic al unei legături se numește grad de ionicitate. Se caracterizează prin sarcinile eficiente ale atomilor dintr-o moleculă. Gradul de ionicitate crește odată cu creșterea diferenței de electronegativitate a atomilor care îl formează.

Conexiune metalica

În atomii de metal, electronii de valență exteriori sunt ținuți mult mai slab decât în ​​atomii nemetalici. Acest lucru determină pierderea conexiunii dintre electroni și atomii individuali pentru o perioadă de timp suficient de lungă și socializarea acestora. Se formează un ansamblu socializat de electroni externi. Existența unui astfel de sistem electronic duce la apariția unor forțe care mențin ionii metalici pozitivi într-o stare apropiată, în ciuda încărcăturii lor cu același nume. Această legătură se numește metalică. O astfel de legătură este caracteristică numai metalului și există în starea solidă și lichidă a substanței. O legătură metalică este un tip de legătură chimică. Se bazează pe socializarea electronilor externi, care își pierd legătura cu atomul și de aceea se numesc electroni liberi (Fig. 15).

Orez. 15. Racord metalic.

Existența unei legături metalice este confirmată de următoarele fapte. Toate metalele au o conductivitate termică ridicată și o conductivitate electrică ridicată, care este asigurată de prezența electronilor liberi. În plus, aceeași circumstanță determină reflectivitate bună a metalelor la iradierea luminii, strălucirea și opacitatea lor, ductilitatea ridicată și coeficientul de temperatură pozitiv al rezistenței electrice.

Stabilitatea rețelei cristaline a metalelor nu poate fi explicată prin astfel de tipuri de legături precum ionice și covalente. Legătura ionică între atomii de metal localizați în locurile rețelei cristaline este imposibilă, deoarece au aceeași sarcină. Legătura covalentă între atomii de metal este, de asemenea, puțin probabilă, deoarece fiecare atom are 8 până la 12 vecini cei mai apropiați, iar formarea legăturilor covalente cu atât de multe perechi de electroni partajați este necunoscută.

Structurile metalice se caracterizează prin faptul că au un aranjament destul de rar de atomi (distanțele internucleare sunt mari) și un număr mare de vecini cei mai apropiați pentru fiecare atom din rețeaua cristalină. Tabelul 1 prezintă trei structuri metalice tipice.

tabelul 1

Caracteristicile structurilor celor mai comune trei metale

Vedem că fiecare atom participă la formarea unui număr mare de legături (de exemplu, cu 8 atomi). Un număr atât de mare de legături (cu 8 sau 12 atomi) nu poate fi localizat simultan în spațiu. Conexiunea trebuie efectuată datorită rezonanței mișcării vibraționale a electronilor externi ai fiecărui atom, în urma căreia are loc colectivizarea tuturor electronilor externi ai cristalului cu formarea unui gaz de electroni. În multe metale, pentru a forma o legătură metalică, este suficient să se ia câte un electron de la fiecare atom. Este exact ceea ce se observă pentru litiu, care are un singur electron în învelișul său exterior. Un cristal de litiu este o rețea de ioni Li + (sfere cu o rază de 0,068 nm) înconjurată de gaz de electroni.

Orez. 16. Diverse tipuri de ambalare cristalină: ambalare apropiată a-hexagonală; b - garnitură cubică centrată pe față; ambalaj cubic centrat pe corp.

Există asemănări între legăturile metalice și covalente. Constă în faptul că ambele tipuri de legături se bazează pe împărțirea electronilor de valență. Cu toate acestea, o legătură covalentă conectează doar doi atomi adiacenți, iar electronii împărtășiți sunt în imediata apropiere a atomilor legați. Într-o legătură metalică, mai mulți atomi participă la împărțirea electronilor de valență.

Astfel, conceptul unei legături metalice este indisolubil legat de ideea metalelor ca o colecție de nuclee ionice încărcate pozitiv, cu spații mari între ionii umpluți cu gaz de electroni, în timp ce la nivel macroscopic sistemul rămâne neutru din punct de vedere electric.

Pe lângă tipurile de legături chimice discutate mai sus, există și alte tipuri de legături care sunt intermoleculare: legătura de hidrogen, interacțiunea van der Waals, interacțiunea donor-acceptor.

Interacțiunea donor-acceptor a moleculelor

Mecanismul de formare a unei legături covalente datorită norului de doi electroni al unui atom și orbitalului liber al altuia se numește donor-acceptor. Un atom sau o particulă care oferă un nor de doi electroni pentru comunicare se numește donator. Un atom sau o particulă cu un orbital liber care acceptă această pereche de electroni se numește acceptor.

Principalele tipuri de interacțiuni intermoleculare. Legătură de hidrogen

Între moleculele saturate de valență, la distanțe care depășesc dimensiunea particulelor, pot apărea forțe electrostatice de atracție intermoleculară. Ele sunt numite forțe van der Waals. Interacțiunea van der Waals există întotdeauna între atomi distanțați, dar joacă un rol important doar în absența mecanismelor de legare mai puternice. Această interacțiune slabă cu o energie caracteristică de 0,2 eV/atom are loc între atomi neutri și între molecule. Numele interacțiunii este asociat cu numele lui van der Waals, deoarece el a fost primul care a sugerat că ecuația de stare, ținând cont de interacțiunea slabă dintre moleculele de gaz, descrie proprietățile gazelor reale mult mai bine decât ecuația de starea unui gaz ideal. Cu toate acestea, natura acestei forțe atractive a fost explicată abia în 1930 de Londra. În prezent, următoarele trei tipuri de interacțiuni sunt clasificate ca atracție van der Waals: orientative, inductive și dispersive (efectul Londra). Energia atracției van der Waals este determinată de suma interacțiunilor orientative, inductive și de dispersie.

E incoming = E sau + E ind + E disp (5).

Interacțiunea de orientare (sau interacțiunea dipol-dipol) are loc între moleculele polare, care, la apropiere, se întorc (orientează) unele spre altele cu poli opuși, astfel încât energia potențială a sistemului de molecule devine minimă. Cu cât este mai mare momentul dipol al moleculelor μ și cu cât distanța l dintre ele este mai mică, cu atât energia interacțiunii orientării este mai semnificativă:

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

unde ε 0 este constanta electrică.

Interacțiunea inductivă este asociată cu procesele de polarizare a moleculelor de către dipolii din jur. Este mai semnificativ, cu cât polarizabilitatea α a unei molecule nepolare este mai mare și cu atât este mai mare momentul dipol μ al unei molecule polare.

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

Polarizabilitatea α a unei molecule nepolare se numește deformațional, deoarece este asociată cu deformarea particulei, în timp ce μ caracterizează deplasarea norului de electroni și a nucleelor ​​în raport cu pozițiile lor anterioare.

Interacțiunea de dispersie (efectul Londra) are loc în orice moleculă, indiferent de structura și polaritatea acestora. Datorită nepotrivirii instantanee a centrelor de greutate ale sarcinilor norului de electroni și nucleelor, se formează un dipol instantaneu, care induce dipoli instantanei în alte particule. Mișcarea dipolilor instantanei devine consistentă. Ca rezultat, particulele învecinate experimentează atracție reciprocă. Energia interacțiunii de dispersie depinde de energia de ionizare E I și de polarizabilitatea moleculelor α

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

Legătura de hidrogen este intermediară între valență și interacțiunile intermoleculare. Energia legăturii de hidrogen este scăzută, 8-80 kJ/mol, dar mai mare decât energia de interacțiune van der Waals. Legătura de hidrogen este caracteristică lichidelor precum apa, alcoolii și acizii și este cauzată de un atom de hidrogen polarizat pozitiv. Dimensiunile mici și absența electronilor interni permit unui atom de hidrogen prezent într-un lichid în orice compus să intre în interacțiune suplimentară cu un atom polarizat negativ al altei sau aceleiași molecule care nu este legat covalent de acesta.

A δ--H δ+…. A 5--H 5+.

Adică are loc o asociere de molecule. Asocierea moleculelor duce la o scădere a volatilității, o creștere a punctului de fierbere și a căldurii de evaporare și la creșterea vâscozității și a constantei dielectrice a lichidelor.

Apa este o substanță deosebit de potrivită pentru legăturile de hidrogen, deoarece molecula sa are doi atomi de hidrogen și două perechi singure pe atomul de oxigen. Aceasta determină momentul de dipol ridicat al moleculei (μ D = 1,86 D) și capacitatea de a forma patru legături de hidrogen: două ca donor de protoni și două ca acceptor de protoni

(H 2 O….N – O…H 2 O) de 2 ori.

Din experimente se știe că, odată cu o modificare a greutății moleculare în seria compușilor cu hidrogen ai elementelor din perioada a treia și următoarele, punctul de fierbere crește. Dacă acest model este aplicat apei, atunci punctul său de fierbere nu ar trebui să fie 100 0 C, ci 280 0 C. Această contradicție confirmă existența unei legături de hidrogen în apă.

Experimentele au arătat că asociații moleculari se formează în lichid și în special în apă solidă. Gheața are o rețea cristalină tetraedrică. În centrul tetraedrului se află un atom de oxigen al unei molecule de apă; la cele patru vârfuri sunt atomi de oxigen ai moleculelor învecinate, care sunt legați prin legături de hidrogen de vecinii lor cei mai apropiați. În apa lichidă, legăturile de hidrogen sunt parțial distruse, iar în structura acesteia există un echilibru dinamic între asociații moleculari și moleculele libere.

Metoda legăturii de valență

Teoria legăturilor de valență, sau perechile de electroni localizate, presupune că fiecare pereche de atomi dintr-o moleculă este ținută împreună de una sau mai multe perechi de electroni partajate. În teoria legăturii de valență, o legătură chimică este localizată între doi atomi, adică este în două centre și cu doi electroni.

Metoda legăturii de valență se bazează pe următoarele principii de bază:

Fiecare pereche de atomi dintr-o moleculă este ținută împreună de una sau mai multe perechi de electroni partajați;

O singură legătură covalentă este formată din doi electroni cu spini antiparaleli situati pe orbitalii de valență ai atomilor de legătură;

Când se formează o legătură, funcțiile de undă ale electronilor se suprapun, ducând la creșterea densității electronilor între atomi și la o scădere a energiei totale a sistemului;

1. Metalele alcalino-pământoase sunt

5) la s-elemente

6) la p-elemente

7) la d-elemente

8) la f - elemente

2. Câți electroni conțin atomii metalelor alcalino-pământoase la nivelul energetic exterior?

1) Unu 2) doi 3) trei 4) patru

3. În reacțiile chimice, atomii de aluminiu prezintă

3) Proprietăţi oxidante 2) Proprietăţi acide

4) 3) proprietăți de restaurare 4) proprietăți de bază

4. Interacțiunea calciului cu clorul este o reacție

1) Descompunere 2) conexiune 3) substituție 4) schimb

5. Greutatea moleculară a bicarbonatului de sodiu este:

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

3. Care atom este mai greu - fier sau siliciu - și cu cât?

4. Determinați greutățile moleculare relative ale substanțelor simple: hidrogen, oxigen, clor, cupru, diamant (carbon). Amintiți-vă care dintre ele constau din molecule diatomice și care din atomi.
5.calculați masele moleculare relative ale următorilor compuși: dioxid de carbon CO2 acid sulfuric H2SO4 zahăr C12H22O11 alcool etilic C2H6O marmură CaCPO3
6. În peroxidul de hidrogen, există un atom de hidrogen pentru fiecare atom de oxigen. Determinați formula preoxidului de hidrogen dacă se știe că greutatea sa moleculară relativă este 34. Care este raportul de masă dintre hidrogen și oxigen din acest compus?
7. De câte ori este o moleculă de dioxid de carbon mai grea decât o moleculă de oxigen?

Vă rog să mă ajutați, temă de clasa a VIII-a.