|
A téma tanulmányozásának eredményeként a következőket tanulja meg:
A téma tanulmányozásának eredményeként a következőket tanulja meg:
Tanulmányi kérdések: |
5.1. kovalens kötés
Kémiai kötés akkor jön létre, ha kettő vagy több több atomok, ha kölcsönhatásuk következtében a rendszer összenergiája csökken. Az atomok külső elektronhéjának legstabilabb elektronikus konfigurációi a nemesgáz atomok konfigurációi, amelyek két vagy nyolc elektronból állnak. Más elemek atomjainak külső elektronhéja egytől hétig terjedő elektront tartalmaz, azaz. hiányosak. Amikor egy molekula képződik, az atomok hajlamosak stabil, két- vagy nyolcelektronos héjat szerezni. Az atomok vegyértékelektronjai részt vesznek a kémiai kötés kialakításában.
A kovalens kötés két atom közötti kémiai kötés, amelyet e két atomhoz egyidejűleg tartozó elektronpárok alkotnak.
A kovalens kötés kialakulásának két mechanizmusa van: csere és donor-akceptor.
5.1.1. Cseremechanizmus kovalens kötés kialakításához
cseremechanizmus A kovalens kötés kialakulása a különböző atomokhoz tartozó elektronok elektronfelhőinek átfedése miatt valósul meg. Például amikor két hidrogénatom közeledik egymáshoz, az 1s elektronpályák átfedik egymást. Ennek eredményeként megjelenik egy közös elektronpár, amely egyszerre tartozik mindkét atomhoz. Ebben az esetben a kémiai kötést antiparallel spinekkel rendelkező elektronok alkotják. 5.1.
Rizs. 5.1. Hidrogénmolekula kialakulása két H atomból
5.1.2. A kovalens kötés kialakulásának donor-akceptor mechanizmusa
A kovalens kötés kialakítására szolgáló donor-akceptor mechanizmusnál a kötés is elektronpárok segítségével jön létre. Ebben az esetben azonban az egyik atom (donor) adja az elektronpárját, a másik atom (akceptor) pedig szabad pályájával vesz részt a kötés kialakításában. A donor-akceptor kötés megvalósítására példa az NH 4 + ammóniumion képződése az ammónia NH 3 és a H + hidrogénkation kölcsönhatása során.
Az NH 3 molekulában három elektronpár három N - H kötést hoz létre, a negyedik, a nitrogénatomhoz tartozó elektronpár megosztatlan. Ez az elektronpár kötést adhat a hidrogénionhoz, amelynek szabad pályája van. Az eredmény egy NH 4 + ammóniumion, ábra. 5.2.
Rizs. 5.2. Donor-akceptor kötés létrejötte az ammóniumion képződése során
Megjegyzendő, hogy az NH 4 + ionban lévő négy N – H kovalens kötés egyenértékű. Az ammóniumionban lehetetlen elkülöníteni a donor-akceptor mechanizmus által létrehozott kötést.
5.1.3. Poláris és nem poláris kovalens kötés
Ha egy kovalens kötést azonos atomok alkotnak, akkor az elektronpár azonos távolságra helyezkedik el ezen atomok magjai között. Az ilyen kovalens kötést nem polárisnak nevezzük. A nem poláris kovalens kötéssel rendelkező molekulák például a H 2, Cl 2, O 2, N 2 stb.
Poláris kovalens kötés esetén a megosztott elektronpár a nagyobb elektronegativitású atom felé tolódik el. Ez a fajta kötés különböző atomok által alkotott molekulákban valósul meg. Kovalens poláris kötés jön létre a HCl, HBr, CO, NO stb. molekuláiban. Például egy poláris kovalens kötés kialakulása egy HCl molekulában a diagrammal ábrázolható, 3. ábra. 5.3:
Rizs. 5.3. Kovalens poláris kötés kialakulása a HC1 molekulában
A vizsgált molekulában az elektronpár a klóratom felé tolódik el, mivel elektronegativitása (2,83) nagyobb, mint a hidrogénatom (2,1) elektronegativitása.
5.1.4. A dipólusmomentum és a molekulák szerkezete
A kötés polaritásának mértéke a μ dipólusmomentum:
μ = e l,
Ahol e egy elektron töltése, l a pozitív és negatív töltések középpontjai közötti távolság.
A dipólusmomentum az vektor mennyiség. A "kötés dipólusmomentuma" és a "molekula dipólusmomentuma" fogalma csak a kétatomos molekulák esetében esik egybe. Egy molekula dipólusmomentuma egyenlő az összes kötés dipólusmomentumának vektorösszegével. Így egy többatomos molekula dipólusmomentuma a szerkezetétől függ.
Például egy lineáris CO 2 molekulában a C–O kötések mindegyike poláris. A CO 2 molekula azonban általában nem poláris, mivel a kötések dipólusmomentumai kompenzálják egymást (5.4. ábra). Egy szén-dioxid-molekula dipólusmomentuma m = 0.
A sarok H 2 O molekulában a poláris H–O kötések 104,5 o-os szöget zárnak be. Két H–O kötés dipólusmomentumának vektorösszegét a paralelogramma átlója fejezi ki (5.4. ábra). Ennek eredményeként az m vízmolekula dipólusmomentuma nem egyenlő nullával.
Rizs. 5.4. CO 2 és H 2 O molekulák dipólusmomentumai
5.1.5. Elemek vegyértéke kovalens kötéssel rendelkező vegyületekben
Az atomok vegyértékét a párosítatlan elektronok száma határozza meg, amelyek más atomok elektronjaival közös elektronpárok kialakításában vesznek részt. Mivel a külső elektronrétegen egy párosítatlan elektron található, az F 2, HCl, PBr 3 és CCl 4 molekulák halogénatomjai egyértékűek. Az oxigén alcsoport elemei két párosítatlan elektront tartalmaznak a külső rétegen, így az olyan vegyületekben, mint az O 2, H 2 O, H 2 S és SCl 2, kétértékűek.
Mivel a szokásos kovalens kötések mellett donor-akceptor mechanizmussal is létrejöhet kötés a molekulákban, az atomok vegyértéke függ a bennük lévő magányos elektronpárok és szabad elektronpályák jelenlététől is. A vegyérték mennyiségi mértéke azon kémiai kötések száma, amelyekkel egy adott atom más atomokhoz kapcsolódik.
Az elemek maximális vegyértéke általában nem haladhatja meg annak a csoportnak a számát, amelyben találhatók. Kivételt képeznek az első csoport Cu, Ag, Au oldalsó alcsoportjának elemei, amelyek vegyértéke a vegyületekben egynél nagyobb. A külső rétegek elektronjai elsősorban a vegyértékekhez tartoznak, azonban a szekunder alcsoportok elemei esetében az utolsó előtti (elülső) rétegek elektronjai is részt vesznek a kémiai kötés kialakításában.
5.1.6. Elemek vegyértéke normál és gerjesztett állapotban
Többség Valence kémiai elemek attól függ, hogy ezek az elemek normál vagy gerjesztett állapotban vannak. A Li atom elektronikus konfigurációja: 1s 2 2s 1. A külső szinten lévő lítium atomnak egy párosítatlan elektronja van, azaz. a lítium egyértékű. A háromértékű lítium előállításához nagyon nagy energiaráfordítás szükséges az 1s elektron 2p pályára való átmenetéhez. Ez az energiaráfordítás olyan nagy, hogy a kémiai kötések kialakulása során felszabaduló energia nem kompenzálja. Ebben a tekintetben nincsenek háromértékű lítium vegyületei.
A berillium ns 2 alcsoport elemeinek külső elektronrétegének konfigurációja. Ez azt jelenti, hogy ezen elemek külső elektronrétegén az ns cellapályán két ellentétes spinű elektron található. A berillium alcsoport elemei nem tartalmaznak párosítatlan elektronokat, így vegyértékük normál állapotban nulla. Gerjesztett állapotban a berillium alcsoport elemeinek elektronikus konfigurációja ns 1 nр 1, azaz. az elemek olyan vegyületeket alkotnak, amelyekben kétértékűek.
A bór atom vegyértéklehetőségei
Tekintsük a bór atom elektronkonfigurációját alapállapotban: 1s 2 2s 2 2р 1 . Az alapállapotú bóratom egy párosítatlan elektront tartalmaz (5.5. ábra), i.e. ő univalens. A bórra azonban nem jellemző olyan vegyületek képződése, amelyekben egyértékű lenne. Ha egy bóratomot gerjesztünk, egy 2s-elektron átmenete 2p-pályára történik (5.5. ábra). A gerjesztett állapotban lévő bóratomnak 3 párosítatlan elektronja van, és olyan vegyületeket képezhet, amelyek vegyértéke három.
Rizs. 5.5. A bóratom vegyértékállapotai normál és gerjesztett állapotban
Az egy energiaszinten belüli atom gerjesztett állapotba való átmenetére fordított energiát rendszerint többletben kompenzálja a további kötések kialakulása során felszabaduló energia.
A bóratomban egy szabad 2p pálya jelenléte miatt a vegyületekben lévő bór egy negyedik kovalens kötést képezhet, amely elektronpár akceptorként működik. Az 5.6. ábra azt mutatja be, hogy a BF molekula hogyan lép kölcsönhatásba az F ionnal - , melynek eredményeként egy ion - keletkezik, amelyben a bór négy kovalens kötést képez.
Rizs. 5.6. Donor-akceptor mechanizmus a negyedik kovalens kötés kialakulásához a bóratomon
A nitrogénatom vegyértéklehetőségei
Tekintsük a nitrogénatom elektronszerkezetét (5.7. ábra).
Rizs. 5.7. Az elektronok eloszlása a nitrogénatom pályáin
A bemutatott diagramból látható, hogy a nitrogénnek három párosítatlan elektronja van, három kémiai kötést tud kialakítani, vegyértéke három. A nitrogénatom átmenete gerjesztett állapotba lehetetlen, mivel a második energiaszint nem tartalmaz d-pályákat. Ugyanakkor a nitrogénatom egy megosztott külső elektronpárt 2s 2 biztosíthat egy szabad pályával (akceptorral) rendelkező atomnak. Ennek eredményeként a nitrogénatom negyedik kémiai kötése jön létre, mint például az ammóniumionban (5.2. ábra). Így a nitrogénatom maximális kovalense (a kialakult kovalens kötések száma) négy. A nitrogén vegyületeiben az ötödik csoport többi elemével ellentétben nem lehet ötértékű.
Foszfor-, kén- és halogénatomok vegyértéklehetőségei
A nitrogén-, oxigén- és fluoratomokkal ellentétben a foszfor-, kén- és klóratomok a harmadik periódusban szabad 3d-sejtekkel rendelkeznek, amelyekbe az elektronok átjuthatnak. Amikor egy foszforatomot gerjesztünk (5.8. ábra), 5 párosítatlan elektron van a külső elektronrétegén. Ennek eredményeként a vegyületekben a foszforatom nemcsak három-, hanem ötértékű is lehet.
Rizs. 5.8. A vegyértékelektronok eloszlása a pályán gerjesztett foszforatom esetén
Gerjesztett állapotban a kén a kettős vegyérték mellett négyes és hatos vegyértéket is mutat. Ebben az esetben a 3p és 3s elektronok deparációja egymás után következik be (5.9. ábra).
Rizs. 5.9. A kénatom vegyértéklehetőségei gerjesztett állapotban
Gerjesztett állapotban az V. csoport fő alcsoportjának minden eleménél a fluor kivételével lehetséges az első p-, majd az s-elektronpárok szekvenciális leválása. Ennek eredményeként ezek az elemek három-, penta- és heptavalenssé válnak (5.10. ábra).
Rizs. 5.10. Klór, bróm és jód atomok vegyértéklehetőségei gerjesztett állapotban
5.1.7. A kovalens kötés hossza, energiája és iránya
A nemfémek atomjai között általában kovalens kötés jön létre. A kovalens kötés fő jellemzői a hosszúság, az energia és az irányultság.
Kovalens kötés hossza
A kötés hossza a kötést alkotó atommagok közötti távolság. Kísérletileg határozzák meg fizikai módszerek. A kötés hosszát az additív szabály segítségével becsülhetjük meg, amely szerint az AB molekulában a kötés hossza megközelítőleg egyenlő az A 2 és B 2 molekulák kötéshosszainak összegének felével:
.
Az elemek periodikus rendszerének alcsoportjaiban felülről lefelé növekszik a kémiai kötés hossza, mivel az atomok sugarai ebben az irányban nőnek (5.1. táblázat). A kötési multiplicitás növekedésével a kötés hossza csökken.
5.1. táblázat.
Egyes kémiai kötések hossza
kémiai kötés |
Kommunikáció hossza, pm |
kémiai kötés |
Kommunikáció hossza, pm |
C-C |
|||
A kötés erősségének mértéke a kötési energia. Kötési energia a kötés felszakításához és a kötést alkotó atomok egymástól végtelen távolságra történő eltávolításához szükséges energia határozza meg. A kovalens kötés nagyon erős. Energiája több tíztől több száz kJ/mol-ig terjed. Egy IСl 3 molekula esetében például az Ebonds ≈40, az N 2 és CO molekuláknál pedig az Ebonds ≈1000 kJ/mol.
Az elemek periodikus rendszerének alcsoportjaiban felülről lefelé a kémiai kötés energiája csökken, mivel a kötés hossza ebben az irányban nő (5.1. táblázat). A kapcsolat többszörösségének növekedésével az energiája növekszik (5.2. táblázat).
5.2. táblázat.
Egyes kémiai kötések energiái
kémiai kötés |
kötési energia, |
kémiai kötés |
kötési energia, |
C-C |
|||
A kovalens kötés telítettsége és irányultsága
A kovalens kötés legfontosabb tulajdonságai a telítettsége és az irányítottsága. A telítettséget úgy határozhatjuk meg, mint az atomok azon képességét, hogy korlátozott számú kovalens kötést hozzanak létre. Tehát egy szénatom csak négy kovalens kötést, az oxigénatom pedig kettőt alkothat. Az atom által alkotható közönséges kovalens kötések maximális száma (a donor-akceptor mechanizmus által létrehozott kötések kivételével) megegyezik a párosítatlan elektronok számával.
A kovalens kötések térbeli orientációval rendelkeznek, mivel az egyes kötések kialakulása során a pályák átfedése az atommagokat összekötő vonal mentén történik. Egy molekula elektronpályáinak térbeli elrendezése határozza meg annak geometriáját. A kémiai kötések közötti szögeket kötésszögeknek nevezzük.
A kovalens kötés telítettsége és irányultsága megkülönbözteti ezt a kötést az ionos kötéstől, amely a kovalens kötéstől eltérően telítetlen és nem irányított.
A H 2 O és NH 3 molekulák térszerkezete
Tekintsük a kovalens kötés orientációját a H 2 O és NH 3 molekulák példáján.
A H 2 O molekula egy oxigénatomból és két hidrogénatomból áll. Az oxigénatomnak két párosítatlan p-elektronja van, amelyek két egymásra merőleges pályát foglalnak el. A hidrogénatomok párosítatlan 1s elektronokkal rendelkeznek. A p-elektronok által alkotott kötések közötti szögnek közel kell lennie a p-elektronok pályái közötti szöghez. Kísérletileg azonban azt találták, hogy egy vízmolekulában az O-H kötések közötti szög 104,50. A szög növekedése a 90 o-os szöghez képest a hidrogénatomok között fellépő taszító erőkkel magyarázható, ábra. 5.11. Így a H 2 O molekulának szögletes alakja van.
A nitrogénatom három párosítatlan p-elektronja vesz részt az NH 3 molekula kialakításában, amelyek pályái három, egymásra merőleges irányban helyezkednek el. Ezért a három N–H kötésnek közel 90°-os szöget kell zárnia egymással (5.11. ábra). Az NH 3 molekulában a kötések közötti szög kísérleti értéke 107,3°. A kötések közötti szögek értékének eltérése az elméleti értékekhez képest, akárcsak a vízmolekulánál, a hidrogénatomok kölcsönös taszításának köszönhető. Ezenkívül a bemutatott sémák nem veszik figyelembe annak lehetőségét, hogy két elektron részt vegyen a 2s pályákon a kémiai kötések kialakításában.
Rizs. 5.11. Elektronikus pályák átfedése a kémiai kötések kialakulása során a H 2 O (a) és NH 3 (b) molekulákban
Tekintsük a BeCl 2 molekula kialakulását. Egy gerjesztett állapotban lévő berillium atomnak két párosítatlan elektronja van: 2s és 2p. Feltételezhető, hogy a berillium atomnak két kötést kell alkotnia: egy kötést az s-elektron és egy kötést a p-elektron. Ezeknek a kötéseknek különböző energiájúak és különböző hosszúságúaknak kell lenniük. A BeCl 2 molekulának ebben az esetben nem lineárisnak, hanem szögletesnek kell lennie. A tapasztalat azonban azt mutatja, hogy a BeCl 2 molekula lineáris szerkezetű, és mindkét kémiai kötés egyenértékű benne. Hasonló helyzet figyelhető meg, ha figyelembe vesszük a BCl 3 és CCl 4 molekulák szerkezetét – ezekben a molekulákban minden kötés egyenértékű. A BC1 3 molekula sík szerkezetű, a CC1 4 tetraéderes.
Az olyan molekulák szerkezetének magyarázatához, mint a BeCl 2, BCl 3 és CCl 4, Pauling és Slater(USA) vezette be az atompályák hibridizációjának fogalmát. Azt javasolták, hogy több, energiájukban nem nagyon eltérő atompályát cseréljenek le azonos számú ekvivalens pályával, úgynevezett hibridekkel. Ezek a hibrid pályák atomi pályákból állnak, lineáris kombinációjuk eredményeként.
L. Pauling szerint, ha kémiai kötéseket hoz létre egy atom, amelynek egy rétegében különböző típusú elektronok vannak, és ezért energiájuk nem nagyon különbözik (például s és p), akkor lehetséges a különféle típusú pályák konfigurációjának megváltoztatása, amelyekben alakjuk és energiájuk igazodik. Ennek eredményeként hibrid pályák jönnek létre, amelyek aszimmetrikus alakúak, és a mag egyik oldalán erősen megnyúltak. Fontos hangsúlyozni, hogy a hibridizációs modellt abban az esetben alkalmazzuk, ha a kötések kialakításában különböző típusú elektronok vesznek részt, például s és p.
5.1.8.2. Az atompályák hibridizációjának különféle típusai
sp hibridizáció
Az egyik hibridizálása s- és egy R- pályák ( sp- hibridizáció) megvalósult például berillium-klorid képződésében. Amint fentebb látható, gerjesztett állapotban a Be atomnak két párosítatlan elektronja van, amelyek közül az egyik a 2s pályát, a másik pedig a 2p pályát foglalja el. Amikor kémiai kötés jön létre, ez a két különböző pálya két azonos hibrid pályává alakul, amelyek 180°-os szöget zárnak be egymással (5.12. ábra). Két hibrid pálya lineáris elrendezése megfelel a minimális taszításuknak egymástól. Ennek eredményeként a BeCl 2 molekula lineáris szerkezetű - mindhárom atom ugyanazon a vonalon található.
Rizs. 5.12. Átfedő elektronpályák sémája a BeCl 2 molekula kialakulása során
Az acetilén molekula szerkezete; szigma és pi kötések
Tekintsük az átfedő elektronpályák sémáját az acetilénmolekula kialakulásában. Az acetilén molekulában minden szénatom sp hibrid állapotban van. Két sp-hibrid pálya 1800 -os szöget zár be egymással; szénatomok között egy σ-kötést és hidrogénatommal két σ-kötést alkotnak (5.13. ábra).
Rizs. 5.13. Az acetilén molekulában az s-kötések képződésének sémája
A σ-kötés olyan kötés, amely az atommagokat összekötő vonal mentén elektronpályák átfedésének eredményeképpen jön létre.
Az acetilénmolekulában minden szénatom két további p-elektront tartalmaz, amelyek nem vesznek részt a σ-kötések kialakításában. Ezen elektronok elektronfelhői egymásra merőleges síkban helyezkednek el, és egymással átfedve további két π kötést képeznek a szénatomok között a nem hibrid oldalirányú átfedése miatt. R-felhők (5.14. ábra).
A π kötés egy kovalens kémiai kötés, amely az elektronsűrűség növekedése eredményeként jön létre az atommagokat összekötő vonal mindkét oldalán.
Rizs. 5.14. A σ - és π -kötések képződésének vázlata az acetilén molekulában.
Így egy acetilén molekulában a szénatomok között hármas kötés jön létre, amely egy σ kötésből és két π kötésből áll; σ A -kötések erősebbek, mint a π-kötések.
sp2 hibridizáció
A BCl 3 molekula szerkezete azzal magyarázható sp 2- hibridizáció. A gerjesztett állapotú bóratom a külső elektronrétegen egy s-elektront és két p-elektront tartalmaz, azaz. három párosítatlan elektron. Ez a három elektronfelhő három egyenértékű hibrid pályává alakítható. Három hibrid orbitál egymástól való minimális taszítása megfelel annak, hogy azonos síkban, egymáshoz képest 120 o-os szögben helyezkednek el (5.15. ábra). Így a BCl 3 molekula sík alakú.
Rizs. 5.15. A BCl 3 molekula sík szerkezete
sp 3 - hibridizáció
A szénatom vegyértékpályái (s, p x, p y, p z) négy egyenértékű hibrid pályává alakíthatók, amelyek a térben egymással 109,5 o-os szöget zárnak be, és a tetraéder csúcsaira irányulnak, amelynek középpontjában a szénatom magja található (5.16. ábra).
Rizs. 5.16. A metánmolekula tetraéderes szerkezete
5.1.8.3. Hibridizáció magányos elektronpárokkal
A hibridizációs modell segítségével megmagyarázható azoknak a molekuláknak a szerkezete, amelyekben a kötődésen kívül megosztott elektronpárok is vannak. Vízben és ammónia molekulákban teljes szám A központi atom elektronpárjai (O és N) négy. Ebben az esetben a vízmolekulának kettő, az ammónia molekulának pedig egy meg nem osztott elektronpárja van. A kémiai kötések kialakulása ezekben a molekulákban azzal magyarázható, hogy feltételezzük, hogy a magányos elektronpárok hibrid pályákat is kitölthetnek. A nem megosztott elektronpárok sokkal több helyet foglalnak el a térben, mint a kötőpárok. Az egyedül álló és a kötő elektronpárok között fellépő taszítás következtében a víz- és ammónia molekulákban csökkennek a kötésszögek, amelyek 109,5 o-nál kisebbek.
Rizs. 5.17. sp 3 - hibridizáció, amelyben magányos elektronpárok vesznek részt H 2 O (A) és NH 3 (B) molekulákban
5.1.8.4. A hibridizáció típusának megállapítása és a molekulák szerkezetének meghatározása
A hibridizáció típusának, következésképpen a molekulák szerkezetének megállapításához a következő szabályokat kell alkalmazni.
1. Az osztatlan elektronpárokat nem tartalmazó központi atom hibridizációjának típusát a szigma kötések száma határozza meg. Ha két ilyen kötés van, akkor sp-hibridizáció megy végbe, három - sp 2 -hibridizáció, négy - sp 3 -hibridizáció. A meg nem osztott elektronpárok (a donor-akceptor mechanizmus által kialakított kötések hiányában) hiányoznak a berillium, bór, szén, szilícium atomok által alkotott molekulákban, azaz. a fő alcsoportok II - IV csoportjának elemei.
2. Ha a központi atom nem megosztott elektronpárokat tartalmaz, akkor a hibridpályák számát és a hibridizáció típusát a szigma kötések számának és a meg nem osztott elektronpárok számának összege határozza meg. A meg nem osztott elektronpárokat érintő hibridizáció a nitrogén-, foszfor-, oxigén- és kénatomok által alkotott molekulákban megy végbe, azaz. az V. és VI. csoport fő alcsoportjainak elemei.
3. A molekulák geometriai alakját a központi atom hibridizációjának típusa határozza meg (5.3. táblázat).
5.3. táblázat.
Vegyértékszögek geometriai alakzat molekulák a hibridpályák számától és a központi atom hibridizációjának típusától függően
5.2. Ionos kötés
Az ionos kötés az ellentétes töltésű ionok elektrosztatikus vonzásával jön létre. Ezek az ionok az elektronok egyik atomról a másikra való átvitelének eredményeként jönnek létre. Ionos kötés jön létre olyan atomok között, amelyek elektronegativitásában nagy különbségek vannak (általában nagyobb, mint 1,7 a Pauling-skálán), például az atomok között alkálifémekés halogének.
Tekintsük az ionos kötés megjelenését a NaCl képződésének példáján. A Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 és Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 atomok elektronképletéből könnyebb egy elektront adni a nátriumatomnak, mint hetet hozzáadni a külső szint teljesítéséhez, a klóratomnak pedig könnyebb hetet csatolni. A kémiai reakciókban a nátriumatom egy elektront ad át, a klóratom pedig elfogadja azt. Ennek eredményeként a nátrium- és klóratomok elektronhéjai nemesgázok stabil elektronhéjává alakulnak (a nátrium-kation elektronkonfigurációja Na + 1s 2 2s 2 2p 6, a Cl klóranioné pedig 1s 2 2s 2 2p 6 3p62s). Az ionok elektrosztatikus kölcsönhatása NaCl molekula kialakulásához vezet.
Az ionos kötések főbb jellemzői és az ionos vegyületek tulajdonságai
1. Az ionos kötés erős kémiai kötés. Ennek a kötésnek az energiája körülbelül 300-700 kJ/mol.
2. A kovalens kötéstől eltérően az ionos kötés az nem irányított, hiszen egy ion az ellenkező előjelű ionokat bármilyen irányban magához vonzza.
3. A kovalens kötéstől eltérően az ionos kötés az telítetlen, mivel az ellenkező előjelű ionok kölcsönhatása nem vezet erőtereik teljes kölcsönös kompenzálásához.
4. Az ionos kötéssel rendelkező molekulák képződése során nem történik meg az elektronok teljes átadása, ezért száz százalékos ionkötés nem létezik a természetben. A NaCl molekulában a kémiai kötés csak 80%-ban ionos.
5. Az ionos vegyületek magas olvadáspontú és forráspontú kristályos szilárd anyagok.
6. A legtöbb ionos vegyület vízben oldódik. Az ionos vegyületek oldatai és olvadékai vezetnek elektromosság.
5.3. fém csatlakozás
A külső energiaszinten lévő fématomok kis számú vegyértékelektront tartalmaznak. Mivel a fématomok ionizációs energiája alacsony, a vegyértékelektronok gyengén megmaradnak ezekben az atomokban. Ennek eredményeként a fémek kristályrácsában pozitív töltésű ionok és szabad elektronok jelennek meg. Ebben az esetben a fémkationok kristályrácsuk csomópontjain helyezkednek el, és az elektronok szabadon mozognak a pozitív centrumok terén, úgynevezett "elektrongázt" alkotva. A negatív töltésű elektron jelenléte két kation között ahhoz a tényhez vezet, hogy mindegyik kation kölcsönhatásba lép ezzel az elektronnal. A fémes kötés tehát a fémkristályokban lévő pozitív ionok közötti kötés, amelyet a kristályban szabadon mozgó elektronok vonzása hajt végre.
Mivel a fémben lévő vegyértékelektronok egyenletesen oszlanak el a kristályban, a fémes kötés, akárcsak az ionos, irányítatlan kötés. A kovalens kötéstől eltérően a fémes kötés telítetlen kötés. Kovalens kötésből fémes kötés tartósságban is különbözik. A fémes kötés energiája körülbelül három-négyszer kisebb, mint a kovalens kötésé.
Az elektrongáz nagy mobilitása miatt a fémeket nagy elektromos és hővezető képesség jellemzi.
5.4. hidrogén kötés
A HF, H 2 O, NH 3 vegyületek molekuláiban erősen elektronegatív elemmel (H–F, H–O, H–N) vannak hidrogénkötések. A molekulák között ilyen vegyületek képződhetnek intermolekuláris hidrogénkötések. Néhány szerves molekulák H-O, H-N kötéseket tartalmaz, intramolekuláris hidrogénkötések.
A hidrogénkötés kialakulásának mechanizmusa részben elektrosztatikus, részben donor-akceptor. Ebben az esetben egy erősen elektronegatív elem (F, O, N) atomja elektronpár donorként, az ezekhez az atomokhoz kapcsolódó hidrogénatomok pedig akceptorként működnek. A kovalens kötésekhez hasonlóan a hidrogénkötésekre is jellemző irányultság térben és telíthetőség.
A hidrogénkötést általában pontokkal jelöljük: H ··· F. A hidrogénkötés annál kifejezettebb, minél nagyobb a partneratom elektronegativitása és annál kisebb a mérete. Elsősorban a fluorvegyületekre, valamint az oxigénre, kisebb mértékben a nitrogénre, még kisebb mértékben a klórra és a kénre jellemző. Ennek megfelelően a hidrogénkötés energiája is változik (5.4. táblázat).
5.4. táblázat.
A hidrogénkötések energiáinak átlagértékei
Intermolekuláris és intramolekuláris hidrogénkötés
A hidrogénkötéseknek köszönhetően a molekulák dimerekké és összetettebb asszociációkká egyesülnek. Például egy hangyasav-dimer képződését a következő séma ábrázolja (5.18. ábra).
Rizs. 5.18. Intermolekuláris hidrogénkötések kialakulása hangyasavban
A vízben hosszú asszociációs láncok (H 2 O) n jelenhetnek meg (5.19. ábra).
Rizs. 5.19. A folyékony vízben molekulák közötti hidrogénkötések következtében asszociált láncok képződnek
Minden H 2 O molekula négy hidrogénkötést tud kialakítani, míg egy HF molekula csak kettőt.
A hidrogénkötések létrejöhetnek különböző molekulák között (intermolekuláris hidrogénkötés) és egy molekulán belül (intramolekuláris hidrogénkötés). Példák az intramolekuláris kötés kialakulására egyesek számára szerves anyagábrán mutatjuk be. 5.20.
Rizs. 5.20. Intramolekuláris hidrogénkötés kialakulása különböző szerves vegyületek molekuláiban
A hidrogénkötés hatása az anyagok tulajdonságaira
Az intermolekuláris hidrogénkötés létezésének legkényelmesebb mutatója az anyag forráspontja. A víz magasabb forráspontja (100 o C a hidrogénvegyületek Az oxigén alcsoport elemei (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) a hidrogénkötések jelenlétével magyarázhatók: további energiát kell fordítani a vízben lévő intermolekuláris hidrogénkötések lebontására.
A hidrogénkötés jelentősen befolyásolhatja az anyagok szerkezetét és tulajdonságait. Az intermolekuláris hidrogénkötések megléte növeli az anyagok olvadáspontját és forráspontját. Az intramolekuláris hidrogénkötés jelenléte azt a tényt eredményezi, hogy a dezoxiribonukleinsav (DNS) molekula vízben kettős hélixsé hajtódik.
A hidrogénkötés is játszik fontos szerep oldódási folyamatokban, mivel az oldhatóság attól is függ, hogy a vegyület mennyire képes hidrogénkötést létrehozni az oldószerrel. Ennek eredményeként az OH-csoportokat tartalmazó anyagok, például cukor, glükóz, alkoholok, karbonsavak, általában jól oldódnak vízben.
5.5. A kristályrácsok fajtái
A szilárd anyagok általában kristályos szerkezetűek. A kristályokat alkotó részecskék (atomok, ionok vagy molekulák) a tér szigorúan meghatározott pontjain helyezkednek el, kristályrácsot alkotva. A kristályrács olyan elemi cellákból áll, amelyek megtartják az erre a rácsra jellemző szerkezeti jellemzőket. Azokat a pontokat, ahol a részecskék találhatók, ún rács csomópontok. A rácshelyeken elhelyezkedő részecskék típusától és a köztük lévő kapcsolat jellegétől függően 4 típusú kristályrácsot különböztetünk meg.
5.5.1. Atom kristályrács
Az atomi kristályrácsok csomópontjaiban kovalens kötésekkel összekapcsolt atomok találhatók. Az atomrácsos anyagok közé tartozik a gyémánt, a szilícium, a karbidok, a szilicidek stb. Az atomkristály szerkezetében lehetetlen külön molekulákat kiemelni, az egész kristályt egy óriási molekulának tekintik. A gyémánt szerkezetét az ábra mutatja. 5.21. A gyémánt szénatomokból áll, amelyek mindegyike négy szomszédos atomhoz kapcsolódik. A kovalens kötések erőssége miatt minden atomrácsos anyag tűzálló, szilárd és alacsony illékonyságú. Vízben gyengén oldódnak.
Rizs. 5.21. Gyémánt kristályrács
5.5.2. Molekuláris kristályrács
A molekulák a molekuláris kristályrácsok csomópontjaiban helyezkednek el, és gyenge intermolekuláris erők kapcsolják össze őket. Ezért a molekularácsos anyagok alacsony keménységűek, olvadóak, jelentős illékonysággal rendelkeznek, vízben gyengén oldódnak, és oldataik általában nem vezetnek elektromos áramot. Nagyon sok molekuláris kristályrácsos anyag ismert. Ezek szilárd hidrogén, klór, szén-monoxid (IV) és egyéb anyagok, amelyek normál hőmérsékleten gáz halmazállapotúak. A legtöbb kristályos szerves vegyületnek van molekularácsa.
5.5.3. Ionos kristályrács
A kristályrácsokat, amelyek csomópontjaiban ionok helyezkednek el, nevezzük ión. Ionos kötéssel rendelkező anyagok, például alkálifém-halogenidek alkotják őket. Az ionos kristályokban az egyes molekulák nem különböztethetők meg, az egész kristály egyetlen makromolekulának tekinthető. Az ionok közötti kötések erősek, ezért az ionrácsos anyagok illékonysága alacsony, olvadáspontjuk és forráspontjuk magas. A nátrium-klorid kristályrácsát az ábra mutatja. 5.22.
Rizs. 5.22. Nátrium-klorid kristályrács
Ezen az ábrán a világos golyók Na + ionok, a sötét golyók Cl - ionok. ábra bal oldalán. Az 5.22 a NaCI egységcelláját mutatja.
5.5.4. fém kristályrács
A szilárd állapotban lévő fémek fémes kristályrácsokat alkotnak. Az ilyen rácsok csomópontjaiban pozitív fémionok vannak, és a vegyértékelektronok szabadon mozognak közöttük. Az elektronok elektrosztatikusan vonzzák a kationokat, ezáltal stabilitást adnak a fémrácsnak. A rács ilyen szerkezete meghatározza a fémek nagy hővezető képességét, elektromos vezetőképességét és plaszticitását - a mechanikai deformáció nem szakítja meg a kötéseket és nem semmisíti meg a kristályt, mivel az azt alkotó ionok elektrongáz felhőben úsznak. ábrán. Az 5.23 a nátrium kristályrácsát mutatja.
Rizs. 5.23. A nátrium kristályrácsa
.
Tudja, hogy az atomok egymással egyesülve egyszerű és összetett anyagokat is alkothatnak. Ebben az esetben különféle típusú kémiai kötések jönnek létre: ionos, kovalens (nem poláris és poláris), fémes és hidrogén. Az elemek atomjainak egyik leglényegesebb tulajdonsága, amely meghatározza, hogy milyen kötés jön létre közöttük - ionos vagy kovalens, - az elektronegativitás, azaz. a vegyületben lévő atomok azon képessége, hogy magukhoz vonzzák az elektronokat.
feltételes számszerűsítése elektronegativitás skála megadja a relatív elektronegativitás skáláját.
Időszakonként általános tendencia mutatkozik az elemek elektronegativitásának növekedésére, csoportokban pedig csökkenésére. Az elektronegativitási elemek sorba vannak rendezve, amelyek alapján összehasonlítható az elemek elektronegativitása különböző periódusokban.
A kémiai kötés típusa attól függ, hogy mekkora a különbség az elemek összekötő atomjainak elektronegativitási értékeiben. Minél inkább különbözik a kötést alkotó elemek atomjai elektronegativitásban, annál polárisabb a kémiai kötés. Magatartás éles határ A kémiai kötések típusai között lehetetlen. A legtöbb vegyületben a kémiai kötés típusa közbenső; például egy erősen poláris kovalens kémiai kötés közel áll az ionos kötéshez. Attól függően, hogy a korlátozó esetek közül melyik áll közelebb a kémiai kötéshez, ionos vagy kovalens poláris kötésnek nevezik.
Ionos kötés.Egy ionos kötés olyan atomok kölcsönhatásával jön létre, amelyek elektronegativitásában élesen különböznek egymástól. Például a tipikus fémek lítium (Li), nátrium (Na), kálium (K), kalcium (Ca), stroncium (Sr), bárium (Ba) ionos kötést képeznek tipikus nemfémekkel, főleg halogénekkel.
Az alkálifém-halogenideken kívül ionos kötések is képződnek olyan vegyületekben, mint például lúgok és sók. Például nátrium-hidroxidban (NaOH) és nátrium-szulfátban (Na 2 SO 4) ionos kötések csak a nátrium- és az oxigénatom között léteznek (a többi kötés kovalens poláris).
Kovalens nem poláris kötés.Amikor az atomok azonos elektronegativitással lépnek kölcsönhatásba, a molekulák kovalens, nem poláris kötéssel jönnek létre. Ilyen kötés a következő egyszerű anyagok molekuláiban létezik: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Ezekben a gázokban a kémiai kötések közös elektronpárokon keresztül jönnek létre, pl. amikor a megfelelő elektronfelhők átfedik egymást, az elektron-nukleáris kölcsönhatás miatt, amely akkor jön létre, amikor az atomok közelednek egymáshoz.
Komponálás elektronikus képletek Emlékeztetni kell arra, hogy minden közös elektronpár a megfelelő elektronfelhők átfedéséből származó megnövekedett elektronsűrűség feltételes képe.
kovalens poláris kötés.Az olyan atomok kölcsönhatása során, amelyek elektronegativitásának értékei különböznek, de nem élesen, a közös elektronpár eltolódik egy elektronegatívabb atomra. Ez a kémiai kötések leggyakoribb típusa, amely szervetlen és szerves vegyületekben egyaránt megtalálható.
A kovalens kötések teljes mértékben magukban foglalják azokat a kötéseket, amelyek donor-akceptor mechanizmussal jönnek létre, például hidrogén- és ammóniumionokban.
Fém csatlakozás.
A viszonylag szabad elektronok fémionokkal való kölcsönhatásának eredményeként létrejövő kötést fémes kötésnek nevezzük. Ez a fajta kötés jellemző az egyszerű anyagokra - fémekre.
A fémes kötés kialakulásának folyamatának lényege a következő: a fématomok könnyen feladják a vegyértékelektronokat, és pozitív töltésű ionokká alakulnak. Az atomról leválva viszonylag szabad elektronok mozognak a pozitív fémionok között. Fémes kötés jön létre közöttük, vagyis az elektronok mintegy cementálják a fémek kristályrácsának pozitív ionjait.
Hidrogén kötés.
Egy molekula hidrogénatomja és egy erősen elektronegatív elem atomja között létrejövő kötés(O, N, F) egy másik molekulát hidrogénkötésnek neveznek.
Felmerülhet a kérdés: miért hoz létre a hidrogén pontosan ilyen speciális kémiai kötést?
Ennek az az oka, hogy a hidrogén atomsugara nagyon kicsi. Ezen túlmenően, amikor egyetlen elektronja kiszorul vagy teljesen feladódik, a hidrogén viszonylag magas pozitív töltést kap, aminek következtében az egyik molekula hidrogéne kölcsönhatásba lép az elektronegatív elemek atomjaival, amelyek részleges negatív töltéssel rendelkeznek, amely más molekulák része (HF, H 2 O, NH 3).
Nézzünk néhány példát. Általában a víz összetételét ábrázoljuk kémiai formula H 2 O. Ez azonban nem teljesen pontos. Helyesebb lenne a víz összetételét a (H 2 O) n képlettel jelölni, ahol n \u003d 2.3.4 stb. Ez annak a ténynek köszönhető, hogy az egyes vízmolekulák hidrogénkötéseken keresztül kapcsolódnak egymáshoz.
A hidrogénkötéseket általában pontokkal jelöljük. Sokkal gyengébb, mint egy ionos vagy kovalens kötés, de erősebb, mint a szokásos intermolekuláris kölcsönhatás.
A hidrogénkötések jelenléte magyarázza a víz térfogatának növekedését a hőmérséklet csökkenésével. Ez annak köszönhető, hogy a hőmérséklet csökkenésével a molekulák megerősödnek, és ezért csökken a „csomagolásuk” sűrűsége.
Tanuláskor szerves kémia Felmerült a következő kérdés is: miért magasabb az alkoholok forráspontja, mint a megfelelő szénhidrogéneké? Ez azzal magyarázható, hogy az alkoholmolekulák között is hidrogénkötések jönnek létre.
Az alkoholok forráspontjának növekedése a molekuláik megnagyobbodása miatt is bekövetkezik.
A hidrogénkötés sok más szerves vegyületre is jellemző (fenolok, karbonsavak stb.). Szerves kémia tanfolyamokból és általános biológia tudod, hogy a hidrogénkötés jelenléte megmagyarázza a fehérjék másodlagos szerkezetét, a DNS kettős hélixének szerkezetét, vagyis a komplementaritás jelenségét.
169338 0
Minden atomnak van bizonyos számú elektronja.
Belépés kémiai reakciók, az atomok elektronokat adnak, szereznek vagy szocializálnak, elérve a legstabilabb elektronikus konfigurációt. A legalacsonyabb energiájú konfiguráció a legstabilabb (mint a nemesgáz atomoknál). Ezt a mintát "oktett szabálynak" nevezik (1. ábra).
Rizs. 1.
Ez a szabály mindenkire vonatkozik csatlakozási típusok. Az atomok közötti elektronikus kötések lehetővé teszik számukra, hogy stabil struktúrákat alakítsanak ki, a legegyszerűbb kristályoktól az összetett biomolekulákig, amelyek végül élő rendszereket alkotnak. Folyamatos anyagcseréjükben különböznek a kristályoktól. Sok kémiai reakció azonban a mechanizmusok szerint megy végbe elektronikus átutalás, amelyek fontos szerepet játszanak a szervezet energiafolyamataiban.
A kémiai kötés olyan erő, amely két vagy több atomot, iont, molekulát vagy ezek kombinációját tartja össze..
A kémiai kötés természete univerzális: a negatív töltésű elektronok és a pozitív töltésű atommagok közötti elektrosztatikus vonzási erő, 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 vegyérték a fogalmához kapcsolódik vegyérték elektronok- kémiai kötéseket alkotó elektronok, vagyis azok, amelyek a legnagyobb energiájú pályákon helyezkednek el. Ennek megfelelően az ezeket a pályákat tartalmazó atom külső héját ún vegyértékhéj. Jelenleg nem elég jelezni a kémiai kötés jelenlétét, hanem pontosítani kell annak típusát: ionos, kovalens, dipól-dipólus, fémes.
Az első típusú kapcsolat azión kapcsolat
Vminek megfelelően elektronikus elmélet Lewis és Kossel vegyértékek, az atomok kétféle módon érhetnek el stabil elektronkonfigurációt: először is, elektronok elvesztésével, kationok, másodszor, ezek megszerzése, átalakulása anionok. Az elektronátvitel eredményeként az ellenkező előjelű töltésű ionok közötti elektrosztatikus vonzási erő hatására kémiai kötés jön létre, amelyet Kossel-nek neveznek. elektrovalens(most hívják ión).
Ebben az esetben az anionok és kationok stabil elektronikus konfigurációt alkotnak, kitöltött külső elektronhéjjal. A tipikus ionos kötések a periódusos rendszer T és II csoportjainak kationjaiból, valamint a VI és VII csoportok (16, illetve 17 alcsoport) nemfémes elemeinek anionjaiból jönnek létre, kalkogéneketÉs halogének). Az ionos vegyületek kötései telítetlenek és nem irányítottak, így megmarad az elektrosztatikus kölcsönhatás lehetősége más ionokkal. ábrán. A 2. és 3. ábra a Kossel-elektronátviteli modellnek megfelelő ionos kötésekre mutat példákat.
Rizs. 2.
Rizs. 3. Ionos kötés egy molekulában asztali só(NaCl)
Itt érdemes felidézni néhány olyan tulajdonságot, amelyek megmagyarázzák az anyagok viselkedését a természetben, különös tekintettel a fogalmára savakÉs okokból.
Vizes oldatok Mindezek az anyagok 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 semlegesíthetik a savakat. Nem minden bázis oldódik vízben (például néhány szerves vegyületek, amely nem tartalmaz – OH csoportokat, 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 - sóképzéssel, CO 2 és H 2 O.
A savak és bázisok tulajdonságait több elmélet írja le. Az S.A. elméletének megfelelően Az Arrhenius, egy sav olyan anyag, amely disszociálva ionokat képez H+ , míg a bázis ionokat képez Ő- . Ez az elmélet nem veszi figyelembe a hidroxilcsoportokat nem tartalmazó szerves bázisok létezését.
Összhangban a proton Bronsted és Lowry elmélete szerint a sav olyan anyag, amely olyan molekulákat vagy ionokat tartalmaz, amelyek protonokat adnak át. adományozók protonok), a bázis pedig egy olyan anyag, amely olyan molekulákból vagy ionokból áll, amelyek protonokat fogadnak el ( elfogadók protonok). Vegye figyelembe, hogy vizes oldatokban a hidrogénionok hidratált formában, azaz hidrogénionok formájában léteznek H3O+ . Ez az elmélet nemcsak vízzel és hidroxidionokkal, hanem oldószer hiányában vagy nem vizes oldószerrel végbemenő reakciókat is leírja.
Például az ammónia közötti reakcióban NH 3 (gyenge bázis) és hidrogén-klorid gázfázisban szilárd ammónium-klorid képződik, és két anyag egyensúlyi keverékében mindig 4 részecske van, ebből kettő sav, a másik kettő bázis:
Ez az egyensúlyi keverék két konjugált pár savból és bázisból áll:
1)NH 4+ és NH 3
2) HClÉs Cl ‑
Itt minden konjugált párban a sav és a bázis egy protonban különbözik. Minden savnak van konjugált bázisa. erős sav A gyenge konjugált bázis gyenge savnak, az erős konjugált bázis pedig gyenge savnak felel meg.
A Bronsted-Lowry elmélet lehetővé teszi a víz egyedülálló szerepének magyarázatát a bioszféra életében. A víz, a vele kölcsönhatásba lépő anyagtól függően, akár sav, akár bázis tulajdonságait mutathatja. Például az ecetsav vizes oldataival végzett reakciókban a víz bázis, a vizes ammóniaoldatokkal pedig sav.
1) CH 3 COOH + H 2 O ↔ H3O + + CH 3 SOO- . Itt az ecetsav molekula protont adományoz a vízmolekulának;
2) NH3 + H 2 O ↔ NH4 + + Ő- . Itt az ammónia molekula protont fogad el a vízmolekulától.
Így a víz két konjugált párt alkothat:
1) H 2 O(sav) és Ő- (konjugált bázis)
2) H3O+ (sav) és H 2 O(konjugált bázis).
Az első esetben a víz protont adományoz, a második esetben pedig elfogadja.
Az ilyen tulajdonságot ún amfiprotonitás. Azokat az anyagokat, amelyek savként és bázisként is reagálhatnak, nevezzük amfoter. Az ilyen anyagok gyakran megtalálhatók a természetben. Például az aminosavak savakkal és bázisokkal egyaránt sókat képezhetnek. Ezért a peptidek könnyen alkotnak koordinációs vegyületeket a jelenlévő fémionokkal.
És így, jellemző tulajdonság ionos kötés - egy csomó kötőelektron teljes mozgása az egyik atommaghoz. Ez azt jelenti, hogy az ionok között van egy tartomány, ahol az elektronsűrűség közel nulla.
A második típusú kapcsolat azkovalens kapcsolat
Az atomok az elektronok megosztásával stabil elektronikus konfigurációkat alkothatnak.
Ilyen kötés akkor jön létre, ha egy-egy elektronpáron osztoznak. mindegyiktől atom. Ebben az esetben a szocializált kötéselektronok egyenlően oszlanak el az atomok között. A kovalens kötésre példa az homonukleáris kétatomos H molekulák 2 , N 2 , F 2. Az allotrópok azonos típusú kötésekkel rendelkeznek. O 2 és ózon O 3. ábra és egy többatomos molekula esetében S 8 és szintén 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. Ezeknek a molekuláknak ugyanazok a közös elektronjaik vannak, és kötéseik azonos módon telítettek és irányítottak (4. ábra).
A biológusok számára fontos, hogy a kettős és hármas kötésben lévő atomok kovalens sugara csökkenjen az egyszeres kötéshez képest.
Rizs. 4. Kovalens kötés a Cl 2 molekulában.
Az ionos és kovalens típusú kötések a létező kémiai kötéstípusok két korlátozó esete, és a gyakorlatban a kötések többsége közbenső.
Két elem kapcsolatai, amelyek az egyik, ill különböző időszakok Mengyelejev rendszerei túlnyomórészt ionos kötéseket képeznek. Ahogy az elemek egy perióduson belül közelednek egymáshoz, vegyületeik ionos jellege csökken, míg kovalens jellege nő. Például a bal oldalon lévő elemek halogenidjei és oxidjai periódusos táblázat 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 C6H5OH, glükóz C 6 H 12 O 6, etanol C 2 H 5OH).
A kovalens kötésnek viszont van egy másik módosulása.
A többatomos ionokban és az összetett biológiai molekulákban mindkét elektron csak innen származhat egy atom. Ez az úgynevezett donor elektronpár. Azt az atomot, amely ezt az elektronpárt donorral szocializálja, ún elfogadó elektronpár. Ezt a típusú 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.
kép 5.
Általános szabály, hogy be összetett vegyület a fématom elektronpár-akceptorként működik; ellenkezőleg, ionos és kovalens kötésekben a fématom elektrondonor.
A kovalens kötés lényege és változata - a koordinációs kötés - egy másik, a GN által javasolt savak és bázisok elmélete segítségével tisztázható. Lewis. Némileg kibővítette a "sav" és a "bázis" kifejezések szemantikai fogalmát a Bronsted-Lowry elmélet szerint. A Lewis-elmélet 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, amely magányos elektronpárral rendelkezik, amely elektronok adományozásával kovalens kötést hoz létre Lewis-savval.
Vagyis a Lewis-elmélet kiterjeszti a sav-bázis reakciók körét olyan reakciókra is, amelyekben protonok egyáltalán nem vesznek részt. Sőt, maga a proton ezen elmélet szerint szintén sav, mivel képes elektronpárt fogadni.
Ezért ezen elmélet szerint a kationok Lewis-savak, az anionok pedig Lewis-bázisok. A következő reakciók példák:
Fentebb megjegyeztük, hogy az anyagok ionosra és kovalensre való felosztása relatív, mivel a kovalens molekulákban nincs teljes elektronátmenet fématomokról akceptor atomokra. Az ionos kötéssel rendelkező vegyületekben minden ion az ellenkező előjelű ionok elektromos mezőjében van, így kölcsönösen polarizálódnak, héjaik deformálódnak.
Polarizálhatóság az ion elektronszerkezete, töltése és mérete határozza meg; az anionoknál magasabb, mint a kationoknál. A kationok közül a legnagyobb a polarizálhatóság a nagyobb töltésű és kisebb méretű kationok esetében, pl 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 -dipólus-dipólus kapcsolat
A felsorolt kommunikációs típusokon kívül vannak dipólus-dipólusok is intermolekuláris kölcsönhatások, más néven van der Waals .
Ezen kölcsönhatások erőssége a molekulák természetétől függ.
Háromféle kölcsönhatás létezik: permanens dipólus - permanens dipólus ( dipólus-dipólus vonzerő); állandó dipólus által indukált dipólus ( indukció vonzerő); pillanatnyi dipólus által indukált dipólus ( diszperzió vonzás, vagy a londoni erők; rizs. 6).
Rizs. 6.
Csak a poláris kovalens kötésekkel rendelkező molekulák rendelkeznek dipól-dipól momentummal ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), a kötési szilárdság pedig 1-2 debye(1D \u003d 3,338 × 10 -30 coulombméter - C × m).
A biokémiában egy másik típusú kötést különböztetnek meg - hidrogén kapcsolat, ami korlátozó eset dipólus-dipólus vonzerő. Ez a kötés egy hidrogénatom és egy kis elektronegatív atom, leggyakrabban oxigén, fluor és nitrogén között jön létre. A hasonló elektronegativitású nagy atomoknál (például klórral és kénnel) a hidrogénkötés sokkal gyengébb. A hidrogénatomot egy lényeges tulajdonság különbözteti meg: amikor a megkötő elektronokat elhúzzák, atommagja - a proton - szabaddá válik, és megszűnik az elektronok általi átvilágítása.
Ezért az atom nagy dipólussá válik.
A hidrogénkötés a van der Waals-kötéssel ellentétben nemcsak intermolekuláris kölcsönhatások során jön létre, hanem egy molekulán belül is. intramolekuláris hidrogén kötés. A hidrogénkötések fontos szerepet játszanak a biokémiában, például a fehérjék szerkezetének stabilizálásában α-hélix formájában, vagy a 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. Intermolekuláris erők energiája
jegyzet: Az intermolekuláris kölcsönhatások mértéke az olvadás és a párolgás (forrás) entalpiáját tükrözi. Az ionos vegyületek sokkal több energiát igényelnek az ionok szétválasztásához, mint a molekulák elválasztásához. Az ionos vegyületek olvadási entalpiája sokkal magasabb, mint a molekuláris vegyületeké.
A negyedik típusú kapcsolat -fémes kötés
Végül van egy másik típusú intermolekuláris kötés - fém: fémek rácsának pozitív ionjainak összekapcsolása szabad elektronokkal. Ez a fajta kapcsolat nem fordul elő biológiai objektumokban.
A kötéstípusok rövid áttekintéséből egy részlet derül ki: egy fém atomjának vagy ionjának - az elektrondonornak, valamint az atomnak - az elektronakceptornak fontos paramétere a méret.
Anélkül, hogy részleteznénk, megjegyezzük, hogy az atomok kovalens sugarai, a fémek ionos sugarai és a kölcsönhatásban lévő molekulák van der Waals sugarai növekszenek, ahogy a periódusos rendszer csoportjaiban növekszik az atomszámuk. Ebben az esetben az ionsugár értékei a legkisebbek, és a van der Waals sugarak a legnagyobbak. Általában a csoportban lefelé haladva minden elem sugara nő, mind a kovalens, mind a van der Waals.
A biológusok és az orvosok számára a legfontosabbak koordináció(donor-elfogadó) koordinációs kémia által figyelembe vett kötések.
Orvosi bioszervetlen anyagok. G.K. Baraskov
Mindenekelőtt vegyük figyelembe az NH 3 ammónia molekula szerkezetét. Mint már tudod, a külső energiaszinten a nitrogénatomok öt elektront tartalmaznak, amelyek közül három elektron párosítatlan. Ők vesznek részt három kovalens kötés kialakításában három hidrogénatommal az NH 3 ammónia molekula kialakításában.
Három közös elektronpár tolódik el az elektronegatívabb nitrogénatom felé, és mivel az ammónia molekula háromszöggúla alakú (128. ábra), az elektronpárok elmozdulása következtében dipólus keletkezik, vagyis egy kétpólusú molekula.
Rizs. 128.
Az ammónia molekula szerkezete
Az ammónia molekulák (folyékony ammóniában) egymáshoz kötődve lépnek kölcsönhatásba:
A kémiai intermolekuláris kötésnek ezt a különleges típusát, amint azt már tudja, hidrogénkötésnek nevezik.
Az ammónia színtelen, szúrós szagú gáz, majdnem kétszer olyan könnyű, mint a levegő. Az ammóniát nem szabad belélegezni hosszú idő mert mérgező. Ez a gáz normál nyomáson és -33,4 °C hőmérsékleten könnyen cseppfolyósítható. Amikor a folyékony ammónia elpárolog belőle környezet sok hőt vesznek fel, ezért a hűtéshez ammóniát használnak.
Az ammónia jól oldódik vízben: 20 °C-on körülbelül 710 térfogat ammónia oldódik 1 térfogat vízben (129. ábra). A tömény (25 tömegszázalékos) vizes ammóniát vizes ammóniának vagy ammóniás víznek, a gyógyászatban használt 10%-os ammóniaoldatot ammóniának nevezik. Az ammónia vizes oldatában instabil vegyület képződik - NH 3 H 2 O ammónia-hidrát.
Rizs. 129.
"Ammónia szökőkút" (az ammónia feloldása vízben)
Ha néhány csepp fenolftaleint adunk egy ammóniaoldathoz, az oldat bíbor színűvé válik, ami azt jelzi, lúgos környezet. Az ammónia vizes oldatainak lúgos reakcióját az OH - hidroxidionok jelenléte magyarázza:
Ha fenolftaleinnel festett ammóniaoldatot hevítünk, a szín eltűnik (miért?).
Laboratóriumi kísérlet 30. sz
Az ammónia tulajdonságainak tanulmányozása
Az ammónia savakkal reagálva ammóniumsókat képez. Ez a kölcsönhatás a következő kísérletben figyelhető meg: egy üvegrudat vagy ammóniaoldattal megnedvesített poharat egy másik rúdra vagy üvegre viszünk sósav, - sűrű fehér füst jelenik meg (130. ábra):
Rizs. 130.
"Füst tűz nélkül"
Tehát higgyétek el e mondás után, hogy nincs füst tűz nélkül.
Mind az ammónia vizes oldata, mind az ammóniumsók speciális iont tartalmaznak - az NH + 4 ammóniumkationt, amely fémkation szerepét tölti be. Az ammóniumion a szabad (magányos) elektronpárral rendelkező nitrogénatom és a sav- vagy vízmolekulákból ammóniává alakuló hidrogénkation közötti kovalens kötés létrejöttének eredményeképpen jön létre:
Az ammóniumion képződésénél a szabad elektronpár donorja az ammóniában lévő nitrogénatom, az akceptor pedig egy sav vagy víz hidrogénkationja.
Maga az ammónia egy másik kémiai tulajdonságát is megjósolhatja, ha odafigyel a benne lévő nitrogénatomok oxidációs fokára, nevezetesen -3-ra. Természetesen az ammónia a legerősebb redukálószer, vagyis nitrogénatomjai csak elektronokat tudnak leadni, de befogadni nem. Tehát az ammónia képes oxidálni vagy nitrogént felszabadítani (katalizátor részvétele nélkül):
4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O,
vagy nitrogén-monoxiddal (II) (katalizátor jelenlétében):
Az iparban az ammóniát nitrogénből és hidrogénből szintézissel állítják elő (131. ábra).
Rizs. 131.
Ipari üzem (a) és az ammónia ipari előállításának rendszere (b)
A laboratóriumban az ammóniát oltott mész Ca (OH) 2 ammóniumsók, leggyakrabban ammónium-klorid hatására állítják elő:
A gázt egy fejjel lefelé fordított edényben gyűjtik össze, és vagy a szagról, vagy a nedves vörös lakmuszpapír kékjéről, vagy a fehér füst megjelenéséről ismerik fel, amikor egy sósavval megnedvesített pálcikát belehelyeznek.
Az ammóniát és sóit széles körben használják az iparban és a technológiában mezőgazdaság, élet. Alkalmazásuk főbb területeit a 132. ábra mutatja.
Rizs. 132.
Ammónia és ammóniumsók alkalmazása:
1,2 - hűtőegységekben; 3 - ásványi műtrágyák gyártása; 4 - gyártás salétromsav; 5 - forrasztáshoz; 6 - robbanóanyagok beszerzése; 7 - az orvostudományban és a mindennapi életben (ammónia)
Új szavak és fogalmak
- Az ammónia molekula szerkezete.
- Hidrogén kötés.
- Az ammónia tulajdonságai: kölcsönhatás vízzel, savakkal és oxigénnel.
- Az ammóniumion képződés donor-akceptor mechanizmusa.
- Az ammónia beszerzése, összegyűjtése és felismerése.
Az NH3 az egyik leghíresebb és leghasznosabb vegyi anyagok. Széleskörű alkalmazást talált a mezőgazdaságban, és nem csak. Egyedülálló kémiai tulajdonságokkal rendelkezik, amelyekben használják különféle iparágak.
Mi az az NH3
Az NH 3-t még a kémiától legtávolabbi emberek is ismerik. Ez ammónia. Az ammóniát (NH 3) egyébként hidrogén-nitridnek nevezik, és kb normál körülmények között Színtelen gáz, jellegzetes, jellegzetes szaggal. Azt is érdemes megjegyezni, hogy az NH 3 gáz (az úgynevezett ammónia) majdnem kétszer olyan könnyű, mint a levegő!
A gázon kívül körülbelül 70 ° C hőmérsékletű folyadék lehet, vagy oldat formájában (ammóniaoldat) lehet. A folyékony NH 3 megkülönböztető jellemzője, hogy képes önmagában feloldani a D. I. Mengyelejev elemtáblázatának I. és II. csoportjának fő alcsoportjainak fémeit (azaz lúgos és alkáliföldfémek), valamint magnéziumot, alumíniumot, európiumot és itterbiumot. A vízzel ellentétben a folyékony ammónia nem lép kölcsönhatásba a fenti elemekkel, hanem pontosan oldószerként működik. Ez a tulajdonság lehetővé teszi a fémek eredeti formájukban történő izolálását az oldószer (NH 3) elpárologtatásával. Az alábbi ábrán láthatja, hogyan néz ki a folyékony ammóniában oldott nátrium.
Hogyan néz ki az ammónia a kémiai kötések szempontjából?
Az ammónia (NH 3) sémáját és térszerkezetét a legvilágosabban egy háromszög alakú gúla mutatja. Az ammónia "piramisának" teteje a nitrogénatom (kék színnel kiemelve), amint az az alábbi képen látható.
Az ammónia (NH 3 ) nevű anyag atomjai hidrogénkötésekkel kapcsolódnak egymáshoz, akárcsak a vízmolekulákban. De nagyon fontos megjegyezni, hogy az ammónia molekulában a kötések gyengébbek, mint a vízmolekulában. Ez megmagyarázza, hogy az NH 3 olvadáspontja és forráspontja miért alacsonyabb a H 2 O-hoz képest.
Kémiai tulajdonságok
A legelterjedtebb az ammónia nevű NH 3 anyag előállításának két módja. Az iparban az úgynevezett Haber-eljárást alkalmazzák, melynek lényege a légköri nitrogén és (metánból nyert) hidrogén megkötése úgy, hogy ezeknek a gázoknak a keverékét nagy nyomáson fűtött katalizátoron vezetik át.
Laboratóriumokban az ammónia szintézise leggyakrabban tömény ammónium-klorid és szilárd nátrium-hidroxid kölcsönhatásán alapul.
Folytassuk az NH 3 kémiai tulajdonságainak közvetlen mérlegelésével.
1) Az NH3 gyenge bázisként működik. Ezért megy végbe a következő egyenlet, amely leírja a vízzel való kölcsönhatást:
NH 3 + H 2 O \u003d NH4 + + OH -
2) A savakkal való reakcióképessége és a megfelelő ammóniumsókat képező képessége az NH 3 bázikus tulajdonságain alapul:
NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (ammónium-nitrát)
3) Korábban azt mondták, hogy a fémek egy bizonyos csoportja feloldódik a folyékony ammóniában. Egyes fémek azonban nemcsak feloldódnak, hanem az NH 3-mal amidoknak nevezett vegyületeket is képezhetnek:
Na (tv) + NH3 (g) = NaNH 2 + H 2
Na (tv) + NH3 (l) \u003d NaNH 2 + H 2 (a reakciót vas, mint katalizátor jelenlétében hajtjuk végre)
4) Amikor az NH 3 kölcsönhatásba lép Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+ fémekkel, a megfelelő fém-hidroxidok és ammóniumkation képződnek:
Fe 3+ + NH 3 + H 2 O \u003d Fe (OH) 3 + NH 4 +
5) Az NH 3 Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ fémekkel való kölcsönhatásának eredménye leggyakrabban a megfelelő fémkomplexek:
Cu 2+ + NH 3 + H 2 O \u003d Cu (OH) 2 + NH 4 +
Cu (OH) 2 + NH 3 \u003d 2 + + OH -
Az NH3 képződése és további útja az emberi szervezetben
Köztudott, hogy az aminosavak az emberi szervezetben zajló biokémiai folyamatok szerves részét képezik. Ezek a fő forrásai az NH 3 -nak, az ammóniának nevezett anyagnak, amely oxidatív dezaminációjuk eredménye (leggyakrabban). Sajnos az ammónia mérgező az emberi szervezetre, könnyen képződik belőle a fent említett ammóniumkation (NH 4 +), amely felhalmozódik a sejtekben. Ezt követően a legfontosabb biokémiai ciklusok lelassulnak, és ennek eredményeként csökken a termelődő ATP szintje.
Könnyű kitalálni, hogy a szervezetnek mechanizmusokra van szüksége a felszabaduló NH 3 megkötéséhez és semlegesítéséhez. Az alábbi diagram az ammónia forrásait és néhány kötőtermékét mutatja be az emberi szervezetben.
Tehát röviden, az ammónia semlegesítése a szövetekben transzportformáinak (például glutamin és alanin) képződésén keresztül történik, a vizelettel történő kiválasztódás útján, a karbamid bioszintézis segítségével, amely az NH 3 semlegesítésének fő természetes módja az emberi szervezetben.
Az NH3 - ammónia nevű anyag használata
A modern időkben a folyékony ammónia a legkoncentráltabb és legolcsóbb nitrogénműtrágya, amelyet a mezőgazdaságban durva talajok és tőzeg ammóniázására használnak. Ha folyékony ammóniát juttatnak a talajba, a mikroorganizmusok száma megnövekszik, de nem negatív következményei mint például a szilárd műtrágyákból. Az alábbi ábra a gáznemű ammónia folyékony nitrogénnel történő cseppfolyósításának egyik lehetséges berendezését mutatja.
Az elpárolgó, folyékony ammónia sok hőt vesz fel a környezetből, ami lehűlést okoz. Ezt az ingatlant hűtőberendezésekben használják a megszerzésére műjég romlandó élelmiszerek tárolása során. Ezenkívül a talaj lefagyasztására használják földalatti építmények építése során. Az ammónia vizes oldatait a vegyiparban (ipari nemvizes oldószer), a laboratóriumi gyakorlatban (például vegyi termékek elektrokémiai gyártásánál oldószerként), gyógyászatban és háztartási felhasználásban használják.
