|
Šīs tēmas izpētes rezultātā jūs uzzināsit:
Šīs tēmas izpētes rezultātā jūs uzzināsit:
Studiju jautājumi: |
5.1. kovalentā saite
Ķīmiskā saite veidojas, ja ir divas vai vairākas vairāk atomi, ja to mijiedarbības rezultātā notiek sistēmas kopējās enerģijas samazināšanās. Atomu ārējo elektronu apvalku visstabilākās elektroniskās konfigurācijas ir cēlgāzes atomu konfigurācijas, kas sastāv no diviem vai astoņiem elektroniem. Citu elementu atomu ārējie elektronu apvalki satur no viena līdz septiņiem elektroniem, t.i. ir nepilnīgas. Kad veidojas molekula, atomi mēdz iegūt stabilu divu vai astoņu elektronu apvalku. Atomu valences elektroni piedalās ķīmiskās saites veidošanā.
Kovalentā saite ir ķīmiska saite starp diviem atomiem, ko veido elektronu pāri, kas vienlaikus pieder pie šiem diviem atomiem.
Kovalentās saites veidošanai ir divi mehānismi: apmaiņa un donors-akceptors.
5.1.1. Apmaiņas mehānisms kovalentās saites veidošanai
apmaiņas mehānisms Kovalentās saites veidošanās tiek realizēta dažādu atomu elektronu mākoņu pārklāšanās dēļ. Piemēram, kad divi ūdeņraža atomi tuvojas viens otram, 1s elektronu orbitāles pārklājas. Rezultātā parādās kopīgs elektronu pāris, kas vienlaikus pieder abiem atomiem. Šajā gadījumā ķīmisko saiti veido elektroni ar pretparalēliem spiniem, att. 5.1.
Rīsi. 5.1. Ūdeņraža molekulas veidošanās no diviem H atomiem
5.1.2. Kovalentās saites veidošanās donora-akceptora mehānisms
Ar donora-akceptora mehānismu kovalentās saites veidošanai, saite veidojas arī ar elektronu pāru palīdzību. Taču šajā gadījumā viens atoms (donors) nodrošina savu elektronu pāri, bet otrs atoms (akceptors) piedalās saites veidošanā ar savu brīvo orbitāli. Donora-akceptora saites ieviešanas piemērs ir amonija jona NH 4 + veidošanās amonjaka NH 3 mijiedarbības laikā ar ūdeņraža katjonu H +.
NH 3 molekulā trīs elektronu pāri veido trīs N-H saites, ceturtais elektronu pāris, kas pieder pie slāpekļa atoma, ir nedalīts. Šis elektronu pāris var izveidot saiti ar ūdeņraža jonu, kuram ir brīva orbitāle. Rezultāts ir amonija jons NH 4 +, att. 5.2.
Rīsi. 5.2. Donora-akceptora saites rašanās amonija jonu veidošanās laikā
Jāņem vērā, ka četras N – H kovalentās saites, kas atrodas NH 4 + jonos, ir līdzvērtīgas. Amonija jonā nav iespējams izolēt saiti, ko veido donora-akceptora mehānisms.
5.1.3. Polārā un nepolārā kovalentā saite
Ja kovalento saiti veido identiski atomi, tad elektronu pāris atrodas vienādā attālumā starp šo atomu kodoliem. Šādu kovalento saiti sauc par nepolāru. Molekulu ar nepolāru kovalento saiti piemērs ir H 2, Cl 2, O 2, N 2 utt.
Polārās kovalentās saites gadījumā dalītais elektronu pāris tiek novirzīts uz atomu ar augstāku elektronegativitāti. Šāda veida saites tiek realizētas molekulās, ko veido dažādi atomi. Kovalentā polārā saite notiek HCl, HBr, CO, NO uc molekulās. Piemēram, polārās kovalentās saites veidošanos HCl molekulā var attēlot ar shēmu, att. 5.3:
Rīsi. 5.3. Kovalentās polārās saites veidošanās HC1 molekulā
Aplūkojamajā molekulā elektronu pāris ir nobīdīts uz hlora atomu, jo tā elektronegativitāte (2.83) ir lielāka par ūdeņraža atoma elektronegativitāti (2.1).
5.1.4. Dipola moments un molekulu struktūra
Saites polaritātes mērs ir tās dipola moments μ:
μ = e l,
Kur e ir elektrona lādiņš, l ir attālums starp pozitīvo un negatīvo lādiņu centriem.
Dipola moments ir vektora daudzums. Jēdzieni "saites dipola moments" un "molekulas dipola moments" sakrīt tikai attiecībā uz diatomiskām molekulām. Molekulas dipola moments ir vienāds ar visu saišu dipola momentu vektoru summu. Tādējādi poliatomu molekulas dipola moments ir atkarīgs no tās struktūras.
Piemēram, lineārā CO 2 molekulā katra no C–O saitēm ir polāra. Tomēr CO 2 molekula parasti ir nepolāra, jo saišu dipola momenti viens otru kompensē (5.4. att.). Oglekļa dioksīda molekulas dipola moments ir m = 0.
Stūra H 2 O molekulā polārās H–O saites atrodas 104,5 o leņķī. Divu H–O saišu dipola momentu vektoru summu izsaka paralelograma diagonāle (5.4. att.). Rezultātā ūdens molekulas m dipola moments nav vienāds ar nulli.
Rīsi. 5.4. CO 2 un H 2 O molekulu dipola momenti
5.1.5. Elementu valence savienojumos ar kovalento saiti
Atomu valenci nosaka nepāra elektronu skaits, kas piedalās kopīgu elektronu pāru veidošanā ar citu atomu elektroniem. Tā kā ārējā elektronu slānī ir viens nepāra elektrons, halogēna atomi F 2, HCl, PBr 3 un CCl 4 molekulās ir monovalenti. Skābekļa apakšgrupas elementi satur divus nepāra elektronus uz ārējā slāņa, tāpēc tādos savienojumos kā O 2, H 2 O, H 2 S un SCl 2 tie ir divvērtīgi.
Tā kā bez parastajām kovalentajām saitēm molekulās var veidoties saite ar donora-akceptora mehānismu, tad atomu valence ir atkarīga arī no vientuļo elektronu pāru un brīvo elektronu orbitāļu klātbūtnes tajos. Kvantitatīvais valences mērs ir ķīmisko saišu skaits, ar kurām dots atoms ir savienots ar citiem atomiem.
Elementu maksimālā valence, kā likums, nevar pārsniegt tās grupas skaitu, kurā tie atrodas. Izņēmums ir pirmās grupas Cu, Ag, Au sānu apakšgrupas elementi, kuru valence savienojumos ir lielāka par vienu. Ārējo slāņu elektroni galvenokārt pieder pie valences, bet sekundāro apakšgrupu elementiem ķīmiskās saites veidošanā piedalās arī priekšpēdējo (priekšējo) slāņu elektroni.
5.1.6. Elementu valence normālā un ierosinātā stāvoklī
Valences vairākums ķīmiskie elementi ir atkarīgs no tā, vai šie elementi atrodas normālā vai satrauktā stāvoklī. Li atoma elektroniskā konfigurācija: 1s 2 2s 1. Litija atomam ārējā līmenī ir viens nepāra elektrons, t.i. litijs ir monovalents. Lai iegūtu trīsvērtīgo litiju, ir nepieciešami ļoti lieli enerģijas izdevumi, kas saistīti ar 1s elektrona pāreju uz 2p orbitāli. Šis enerģijas patēriņš ir tik liels, ka to nekompensē ķīmisko saišu veidošanās laikā izdalītā enerģija. Šajā sakarā nav trīsvērtīgā litija savienojumu.
Berilija ns 2 apakšgrupas elementu ārējā elektronu slāņa konfigurācija. Tas nozīmē, ka uz šo elementu ārējā elektronu slāņa ns šūnas orbitālē atrodas divi elektroni ar pretējiem spiniem. Berilija apakšgrupas elementi nesatur nepāra elektronus, tāpēc to valence normālā stāvoklī ir nulle. Ierosinātā stāvoklī berilija apakšgrupas elementu elektroniskā konfigurācija ir ns 1 nр 1, t.i. elementi veido savienojumus, kuros tie ir divvērtīgi.
Bora atoma valences iespējas
Aplūkosim bora atoma elektronisko konfigurāciju pamatstāvoklī: 1s 2 2s 2 2р 1 . Bora atoms pamatstāvoklī satur vienu nepāra elektronu (5.5. att.), t.i. viņš ir vienvērtīgs. Tomēr boram nav raksturīgi tādu savienojumu veidošanās, kuros tas ir vienvērtīgs. Ierosinot bora atomu, notiek viena 2s-elektrona pāreja uz 2p-orbitāli (5.5. att.). Bora atomam ierosinātā stāvoklī ir 3 nepāra elektroni, un tas var veidot savienojumus, kuros tā valence ir trīs.
Rīsi. 5.5. Bora atoma valences stāvokļi normālā un ierosinātā stāvoklī
Enerģija, kas iztērēta atoma pārejai uz ierosinātu stāvokli vienā enerģijas līmenī, parasti tiek pārmērīgi kompensēta ar enerģiju, kas izdalās papildu saišu veidošanās laikā.
Tā kā bora atomā ir viena brīva 2p orbitāle, savienojumos esošais bors var veidot ceturto kovalento saiti, kas darbojas kā elektronu pāra akceptors. 5.6. attēlā parādīts, kā BF molekula mijiedarbojas ar F jonu - , kā rezultātā veidojas jons -, kurā bors veido četras kovalentās saites.
Rīsi. 5.6. Donora-akceptora mehānisms ceturtās kovalentās saites veidošanai pie bora atoma
Slāpekļa atoma valences iespējas
Aplūkosim slāpekļa atoma elektronisko uzbūvi (5.7. att.).
Rīsi. 5.7. Elektronu sadalījums slāpekļa atoma orbitālēs
No attēlotās diagrammas var redzēt, ka slāpeklī ir trīs nepāra elektroni, tas var veidot trīs ķīmiskās saites un tā valence ir trīs. Slāpekļa atoma pāreja uz ierosinātu stāvokli nav iespējama, jo otrajā enerģijas līmenī nav d-orbitāļu. Tajā pašā laikā slāpekļa atoms var nodrošināt nedalītu ārējo elektronu 2s 2 elektronu pāri atomam, kuram ir brīva orbitāle (akceptors). Rezultātā rodas ceturtā slāpekļa atoma ķīmiskā saite, kā tas ir, piemēram, amonija jonā (5.2. att.). Tādējādi slāpekļa atoma maksimālā kovalence (izveidoto kovalento saišu skaits) ir četras. Savos savienojumos slāpeklis, atšķirībā no citiem piektās grupas elementiem, nevar būt piecvērtīgs.
Fosfora, sēra un halogēna atomu valences iespējas
Atšķirībā no slāpekļa, skābekļa un fluora atomiem, fosfora, sēra un hlora atomiem trešajā periodā ir brīvas 3D šūnas, uz kurām var pāriet elektroni. Kad fosfora atoms ir ierosināts (5.8. att.), uz tā ārējā elektronu slāņa ir 5 nepāra elektroni. Tā rezultātā savienojumos fosfora atoms var būt ne tikai trīs, bet arī piecvērtīgs.
Rīsi. 5.8. Valences elektronu sadalījums orbītās fosfora atomam ierosinātā stāvoklī
Uzbudinātā stāvoklī sēram papildus divu valencei ir arī četru un sešu valence. Šajā gadījumā 3p un 3s elektronu deparācija notiek secīgi (5.9. att.).
Rīsi. 5.9. Sēra atoma valences iespējas ierosinātā stāvoklī
Ierosinātā stāvoklī visiem V grupas galvenās apakšgrupas elementiem, izņemot fluoru, ir iespējama pirmo p- un pēc tam s-elektronu pāru secīga deparācija. Rezultātā šie elementi kļūst par trīsvērtīgiem, piecvērtīgiem un septiņvērtīgiem (5.10. att.).
Rīsi. 5.10. Hlora, broma un joda atomu valences iespējas ierosinātā stāvoklī
5.1.7. Kovalentās saites garums, enerģija un virziens
Kovalentā saite, kā likums, veidojas starp nemetālu atomiem. Kovalentās saites galvenās īpašības ir garums, enerģija un virziens.
Kovalentās saites garums
Saites garums ir attālums starp atomu kodoliem, kas veido šo saiti. To nosaka eksperimentāli fiziskās metodes. Saites garumu var novērtēt, izmantojot aditivitātes likumu, saskaņā ar kuru saites garums AB molekulā ir aptuveni vienāds ar pusi no saišu garumu summas A 2 un B 2 molekulās:
.
Elementu periodiskās sistēmas apakšgrupās no augšas uz leju palielinās ķīmiskās saites garums, jo šajā virzienā palielinās atomu rādiusi (5.1. tabula). Palielinoties saišu daudzveidībai, tās garums samazinās.
5.1. tabula.
Dažu ķīmisko saišu garums
ķīmiskā saite |
Saziņas garums, pm |
ķīmiskā saite |
Saziņas garums, pm |
C–C |
|||
Saites stiprības mērs ir saites enerģija. Saiknes enerģija nosaka enerģija, kas nepieciešama, lai pārtrauktu saiti un noņemtu atomus, kas veido šo saiti, bezgalīgā attālumā viens no otra. Kovalentā saite ir ļoti spēcīga. Tās enerģija svārstās no vairākiem desmitiem līdz vairākiem simtiem kJ/mol. IСl 3 molekulai, piemēram, Ebonds ≈40, bet N 2 un CO molekulām Ebonds ≈1000 kJ/mol.
Periodiskās elementu sistēmas apakšgrupās no augšas uz leju ķīmiskās saites enerģija samazinās, jo saites garums palielinās šajā virzienā (5.1. tabula). Palielinoties savienojuma daudzveidībai, palielinās tā enerģija (5.2. tabula).
5.2. tabula.
Dažu ķīmisko saišu enerģijas
ķīmiskā saite |
saites enerģija, |
ķīmiskā saite |
saites enerģija, |
C–C |
|||
Kovalentās saites piesātinājums un virziens
Kovalentās saites svarīgākās īpašības ir tās piesātinājums un virziens. Piesātinājumu var definēt kā atomu spēju veidot ierobežotu skaitu kovalento saišu. Tātad oglekļa atoms var veidot tikai četras kovalentās saites, un skābekļa atoms var veidot divas. Maksimālais parasto kovalento saišu skaits, ko atoms var veidot (izņemot saites, ko veido donora-akceptora mehānisms), ir vienāds ar nepāra elektronu skaitu.
Kovalentajām saitēm ir telpiskā orientācija, jo orbitāļu pārklāšanās atsevišķas saites veidošanās laikā notiek pa līniju, kas savieno atomu kodolus. Molekulas elektronu orbitāļu telpiskais izvietojums nosaka tās ģeometriju. Leņķus starp ķīmiskajām saitēm sauc par saišu leņķiem.
Kovalentās saites piesātinājums un virziens atšķir šo saiti no jonu saites, kas atšķirībā no kovalentās saites ir nepiesātināta un bez virziena.
H 2 O un NH 3 molekulu telpiskā struktūra
Apskatīsim kovalentās saites orientāciju, izmantojot H 2 O un NH 3 molekulu piemēru.
H 2 O molekula veidojas no skābekļa atoma un diviem ūdeņraža atomiem. Skābekļa atomam ir divi nepāra p-elektroni, kas aizņem divas orbitāles, kas atrodas taisnā leņķī viena pret otru. Ūdeņraža atomos ir nepāra 1s elektroni. Leņķim starp saitēm, ko veido p-elektroni, jābūt tuvu leņķim starp p-elektronu orbitālēm. Tomēr eksperimentāli tika konstatēts, ka leņķis starp O-H saitēm ūdens molekulā ir 104,50. Leņķa palielināšanās salīdzinājumā ar 90 o leņķi skaidrojama ar atgrūdošajiem spēkiem, kas iedarbojas starp ūdeņraža atomiem, att. 5.11. Tādējādi H 2 O molekulai ir leņķiska forma.
NH 3 molekulas veidošanā piedalās trīs nepāra slāpekļa atoma p-elektroni, kuru orbitāles atrodas trīs savstarpēji perpendikulāros virzienos. Tāpēc trim N–H saitēm jāatrodas vienai pret otru tuvu 90° leņķī (5.11. att.). Leņķa eksperimentālā vērtība starp saitēm NH 3 molekulā ir 107,3°. Leņķu vērtību atšķirība starp saitēm no teorētiskajām vērtībām, tāpat kā ūdens molekulas gadījumā, ir saistīta ar ūdeņraža atomu savstarpēju atgrūšanu. Turklāt iesniegtajās shēmās nav ņemta vērā iespēja, ka ķīmisko saišu veidošanā var piedalīties divi elektroni 2s orbitālēs.
Rīsi. 5.11. Elektronisko orbitāļu pārklāšanās ķīmisko saišu veidošanās laikā H 2 O (a) un NH 3 (b) molekulās
Apsveriet BeCl 2 molekulas veidošanos. Berilija atomam ierosinātā stāvoklī ir divi nepāra elektroni: 2s un 2p. Var pieņemt, ka berilija atomam ir jāveido divas saites: viena saite, ko veido s-elektrons, un viena saite, ko veido p-elektrons. Šīm saitēm jābūt ar dažādu enerģiju un dažādu garumu. BeCl 2 molekulai šajā gadījumā nevajadzētu būt lineārai, bet leņķiskai. Tomēr pieredze rāda, ka BeCl 2 molekulai ir lineāra struktūra un abas ķīmiskās saites tajā ir līdzvērtīgas. Līdzīga situācija vērojama, aplūkojot BCl 3 un CCl 4 molekulu struktūru – visas saites šajās molekulās ir līdzvērtīgas. BC1 3 molekulai ir plakana struktūra, CC1 4 ir tetraedriska.
Lai izskaidrotu tādu molekulu kā BeCl 2, BCl 3 un CCl 4 struktūru, Polings un Sleiters(ASV) ieviesa atomu orbitāļu hibridizācijas jēdzienu. Viņi ierosināja aizstāt vairākas atomu orbitāles, kuru enerģija nav ļoti atšķirīga, ar tādu pašu skaitu līdzvērtīgu orbitāļu, ko sauc par hibrīdām. Šīs hibrīdās orbitāles sastāv no atomu orbitālēm to lineārās kombinācijas rezultātā.
Pēc L. Paulinga domām, ķīmiskās saites veidojot atomam, kura vienā slānī ir dažāda veida elektroni un līdz ar to enerģētikā nav īpaši atšķirīgas (piemēram, s un p), ir iespējams mainīt orbitāļu konfigurāciju. dažādu veidu, kuros tie ir saskaņoti pēc formas un enerģijas. Rezultātā veidojas hibrīdas orbitāles, kurām ir asimetriska forma un kuras ir stipri izstieptas vienā kodola pusē. Svarīgi uzsvērt, ka hibridizācijas modelis tiek izmantots gadījumā, ja saišu veidošanā piedalās dažāda veida elektroni, piemēram, s un p.
5.1.8.2. Dažādi atomu orbitāļu hibridizācijas veidi
sp hibridizācija
Viena hibridizācija s- un viens R- orbitāles ( sp- hibridizācija) realizēts, piemēram, berilija hlorīda veidošanā. Kā parādīts iepriekš, ierosinātā stāvoklī Be atomam ir divi nepāra elektroni, no kuriem viens aizņem 2s orbitāli un otrs, 2p orbitāli. Veidojot ķīmisko saiti, šīs divas dažādās orbitāles tiek pārveidotas par divām identiskām hibrīdorbitālēm, kas vērstas viena pret otru 180° leņķī (5.12. att.). Divu hibrīdu orbitāļu lineārais izvietojums atbilst to minimālajai atgrūšanai viena no otras. Rezultātā BeCl 2 molekulai ir lineāra struktūra – visi trīs atomi atrodas uz vienas līnijas.
Rīsi. 5.12. Elektronu orbitāļu pārklāšanās shēma BeCl 2 molekulas veidošanās laikā
Acetilēna molekulas struktūra; sigma un pi saites
Apsveriet elektronu orbitāļu pārklāšanās shēmu acetilēna molekulas veidošanā. Acetilēna molekulā katrs oglekļa atoms ir sp hibrīda stāvoklī. Divas sp-hibrīda orbitāles atrodas viena pret otru 1800 leņķī; tie veido vienu σ-saiti starp oglekļa atomiem un divas σ-saites ar ūdeņraža atomiem (5.13. att.).
Rīsi. 5.13. Sh-saišu veidošanās shēma acetilēna molekulā
σ-saite ir saite, kas veidojas elektronu orbitāļu pārklāšanās rezultātā pa līniju, kas savieno atomu kodolus.
Katrs oglekļa atoms acetilēna molekulā satur vēl divus p-elektronus, kas nepiedalās σ-saišu veidošanā. Šo elektronu elektronu mākoņi atrodas savstarpēji perpendikulārās plaknēs un, savstarpēji pārklājoties, veido vēl divas π saites starp oglekļa atomiem nehibrīda sānu pārklāšanās dēļ. R-mākoņi (5.14. att.).
π saite ir kovalentā ķīmiskā saite, kas veidojas elektronu blīvuma palielināšanās rezultātā abās līnijas pusēs, kas savieno atomu kodolus.
Rīsi. 5.14. σ - un π -saišu veidošanās shēma acetilēna molekulā.
Tādējādi acetilēna molekulā starp oglekļa atomiem veidojas trīskāršā saite, kas sastāv no vienas σ saites un divām π saitēm; σ -saites ir stiprākas par π-saitēm.
sp2 hibridizācija
BCl 3 molekulas uzbūvi var izskaidrot ar sp 2- hibridizācija. Bora atoms ierosinātā stāvoklī satur vienu s-elektronu un divus p-elektronus uz ārējā elektronu slāņa, t.i. trīs nepāra elektroni. Šos trīs elektronu mākoņus var pārvērst trīs līdzvērtīgās hibrīdorbitālēs. Trīs hibrīdu orbitāļu minimālā atgrūšanās viena no otras atbilst to atrašanās vietai vienā plaknē 120 o leņķī viena pret otru (5.15. att.). Tādējādi BCl 3 molekulai ir plakana forma.
Rīsi. 5.15. BCl 3 molekulas plakanā struktūra
sp 3 - hibridizācija
Oglekļa atoma valences orbitāles (s, p x, p y, p z) var pārvērst par četrām ekvivalentām hibrīdorbitālēm, kuras atrodas telpā 109,5 o leņķī viena pret otru un ir vērstas uz tetraedra virsotnēm, in kura centrs ir oglekļa atoma kodols (5.16. att.).
Rīsi. 5.16. Metāna molekulas tetraedriskā struktūra
5.1.8.3. Hibridizācija, kas ietver vientuļus elektronu pārus
Hibridizācijas modeli var izmantot, lai izskaidrotu molekulu struktūru, kurās papildus saistīšanai ir arī nedalīti elektronu pāri. Ūdens un amonjaka molekulās kopējais skaits centrālā atoma elektronu pāri (O un N) ir četri. Šajā gadījumā ūdens molekulai ir divi, un amonjaka molekulai ir viens nedalīts elektronu pāris. Ķīmisko saišu veidošanos šajās molekulās var izskaidrot, pieņemot, ka vientuļi elektronu pāri var aizpildīt arī hibrīda orbitāles. Nedalīti elektronu pāri telpā aizņem daudz vairāk vietas nekā savienojošie pāri. Atgrūšanās rezultātā, kas notiek starp vientuļajiem un savienojošajiem elektronu pāriem, ūdens un amonjaka molekulās samazinās saites leņķi, kas izrādās mazāki par 109,5 o.
Rīsi. 5.17. sp 3 - hibridizācija, kas ietver vientuļu elektronu pārus H 2 O (A) un NH 3 (B) molekulās
5.1.8.4. Hibridizācijas veida noteikšana un molekulu struktūras noteikšana
Lai noteiktu hibridizācijas veidu un līdz ar to arī molekulu struktūru, ir jāizmanto šādi noteikumi.
1. Centrālā atoma, kas nesatur nedalītus elektronu pārus, hibridizācijas veidu nosaka sigma saišu skaits. Ja ir divas šādas saites, notiek sp-hibridizācija, trīs - sp 2 -hibridizācija, četras - sp 3 -hibridizācija. Nedalītu elektronu pāru (ja nav donora-akceptora mehānisma veidotu saišu) nav molekulās, kuras veido berilija, bora, oglekļa, silīcija atomi, t.i. galvenās apakšgrupas II - IV grupas elementi.
2. Ja centrālais atoms satur nedalītus elektronu pārus, tad hibrīda orbitāļu skaitu un hibridizācijas veidu nosaka sigma saišu un nedalīto elektronu pāru skaita summa. Hibridizācija, kas ietver nedalītus elektronu pārus, notiek molekulās, kuras veido slāpekļa, fosfora, skābekļa un sēra atomi, t.i. V un VI grupas galveno apakšgrupu elementi.
3. Molekulu ģeometrisko formu nosaka centrālā atoma hibridizācijas veids (5.3. tabula).
5.3. tabula.
Valences leņķi ģeometriskā forma molekulas atkarībā no hibrīdu orbitāļu skaita un centrālā atoma hibridizācijas veida
5.2. Jonu saite
Jonu savienojumu veic ar elektrostatisko pievilcību starp pretēji lādētiem joniem. Šie joni veidojas elektronu pārnešanas rezultātā no viena atoma uz otru. Jonu saite veidojas starp atomiem, kuriem ir lielas elektronegativitātes atšķirības (parasti lielāka par 1,7 pēc Polinga skalas), piemēram, starp atomiem sārmu metāli un halogēni.
Apskatīsim jonu saites parādīšanos, izmantojot NaCl veidošanās piemēru. No atomu Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 un Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 elektroniskajām formulām nātrija atomam ir vieglāk dot vienu elektronu nekā piesaistīt septiņus, un vieglāk ir hlora atomam pievienot vienu, nekā dot septiņus. Ķīmiskajās reakcijās nātrija atoms nodod vienu elektronu, un hlora atoms to pieņem. Rezultātā nātrija un hlora atomu elektronu apvalki pārvēršas par stabiliem cēlgāzu elektronu apvalkiem (nātrija katjona elektroniskā konfigurācija ir Na + 1s 2 2s 2 2p 6, bet hlora anjona Cl elektroniskā konfigurācija ir 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Jonu elektrostatiskā mijiedarbība noved pie NaCl molekulas veidošanās.
Jonu saites galvenie raksturlielumi un jonu savienojumu īpašības
1. Jonu saite ir spēcīga ķīmiskā saite. Šīs saites enerģija ir aptuveni 300 – 700 kJ/mol.
2. Atšķirībā no kovalentās saites, jonu saite ir bez virziena, jo jons var piesaistīt pretējās zīmes jonus jebkurā virzienā.
3. Atšķirībā no kovalentās saites, jonu saite ir nepiesātināts, jo pretējās zīmes jonu mijiedarbība neizraisa pilnīgu to spēka lauku savstarpēju kompensāciju.
4. Molekulu ar jonu saiti veidošanās procesā nenotiek pilnīga elektronu pārnese, tāpēc dabā 100% jonu saite nepastāv. NaCl molekulā ķīmiskā saite ir tikai 80% jonu.
5. Jonu savienojumi ir kristāliskas cietas vielas ar augstu kušanas un viršanas temperatūru.
6. Lielākā daļa jonu savienojumu izšķīst ūdenī. Jonu savienojumu šķīdumi un kausējumi vada elektrība.
5.3. metāla savienojums
Metāla atomi ārējā enerģijas līmenī satur nelielu skaitu valences elektronu. Tā kā metālu atomu jonizācijas enerģija ir zema, valences elektroni šajos atomos ir vāji saglabāti. Tā rezultātā metālu kristāliskajā režģī parādās pozitīvi lādēti joni un brīvie elektroni. Šajā gadījumā metāla katjoni atrodas to kristāla režģa mezglos, un elektroni brīvi pārvietojas pozitīvo centru laukā, veidojot tā saukto "elektronu gāzi". Negatīvi lādēta elektrona klātbūtne starp diviem katjoniem noved pie tā, ka katrs katjons mijiedarbojas ar šo elektronu. Tādējādi metāliskā saite ir saite starp pozitīvajiem joniem metāla kristālos, ko veic, piesaistot elektronus, kas brīvi pārvietojas pa visu kristālu.
Tā kā valences elektroni metālā ir vienmērīgi sadalīti pa visu kristālu, metāliskā saite, tāpat kā jonu saite, ir nevirzīta saite. Atšķirībā no kovalentās saites, metāliskā saite ir nepiesātināta saite. No kovalentās saites metāliska saite atšķiras arī ar izturību. Metāla saites enerģija ir aptuveni trīs līdz četras reizes mazāka nekā kovalentās saites enerģija.
Pateicoties elektronu gāzes augstajai mobilitātei, metāliem ir raksturīga augsta elektriskā un siltuma vadītspēja.
5.4. ūdeņraža saite
Savienojumu HF, H 2 O, NH 3 molekulās ir ūdeņraža saites ar stipri elektronegatīvu elementu (H–F, H–O, H–N). Starp šādu savienojumu molekulām var veidoties starpmolekulārās ūdeņraža saites. Dažos organiskās molekulas kas satur H–O, H–N saites, intramolekulāras ūdeņraža saites.
Ūdeņraža saites veidošanās mehānisms ir daļēji elektrostatisks, daļēji donors-akceptors. Šajā gadījumā spēcīgi elektronnegatīva elementa (F, O, N) atoms darbojas kā elektronu pāra donors, un ar šiem atomiem saistītie ūdeņraža atomi darbojas kā akceptors. Tāpat kā kovalentajām saitēm, ūdeņraža saitēm ir raksturīgas orientācija kosmosā un piesātināmība.
Ūdeņraža saiti parasti apzīmē ar punktiem: H ··· F. Ūdeņraža saite ir izteiktāka, jo lielāka ir partneratoma elektronegativitāte un jo mazāks ir tā izmērs. Tas galvenokārt raksturīgs fluora savienojumiem, kā arī skābeklim, mazākā mērā slāpeklim, vēl mazākā mērā hloram un sēram. Attiecīgi mainās arī ūdeņraža saites enerģija (5.4. tabula).
5.4. tabula.
Ūdeņraža saišu enerģijas vidējās vērtības
Starpmolekulārā un intramolekulāra ūdeņraža saite
Pateicoties ūdeņraža saitēm, molekulas tiek apvienotas dimēros un sarežģītākos asociētos veidos. Piemēram, skudrskābes dimēra veidošanos var attēlot pēc šādas shēmas (5.18. att.).
Rīsi. 5.18. Starpmolekulāro ūdeņraža saišu veidošanās skudrskābē
Ūdenī var parādīties garas asociēto ķēdes (H 2 O) n (5.19. att.).
Rīsi. 5.19. Asociēto savienojumu ķēdes veidošanās šķidrā ūdenī starpmolekulāro ūdeņraža saišu dēļ
Katra H 2 O molekula var veidot četras ūdeņraža saites, savukārt HF molekula var veidot tikai divas.
Ūdeņraža saites var rasties gan starp dažādām molekulām (starpmolekulārā ūdeņraža saite), gan molekulas iekšienē (intramolekulārā ūdeņraža saite). Intramolekulāro saišu veidošanās piemēri dažiem organiskās vielas ir parādīti attēlā. 5.20.
Rīsi. 5.20. Intramolekulārās ūdeņraža saites veidošanās dažādu organisko savienojumu molekulās
Ūdeņraža saites ietekme uz vielu īpašībām
Ērtākais starpmolekulārās ūdeņraža saites esamības rādītājs ir vielas viršanas temperatūra. Jo augstāks ūdens viršanas punkts (100 o C, salīdzinot ar ūdeņraža savienojumi skābekļa apakšgrupas elementi (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) ir izskaidrojami ar ūdeņraža saišu klātbūtni: ir nepieciešams tērēt papildu enerģiju starpmolekulāro ūdeņraža saišu iznīcināšanai ūdenī.
Ūdeņraža saite var būtiski ietekmēt vielu struktūru un īpašības. Starpmolekulāro ūdeņraža saišu esamība paaugstina vielu kušanas un viršanas temperatūru. Intramolekulāras ūdeņraža saites klātbūtne noved pie tā, ka dezoksiribonukleīnskābes (DNS) molekula ūdenī tiek salocīta dubultā spirālē.
Spēlē arī ūdeņraža saite svarīga lomašķīdināšanas procesos, jo šķīdība ir atkarīga arī no savienojuma spējas veidot ūdeņraža saites ar šķīdinātāju. Rezultātā vielas, kas satur OH grupas, piemēram, cukurs, glikoze, spirti, karbonskābes, parasti labi šķīst ūdenī.
5.5. Kristāla režģu veidi
Cietām vielām, kā likums, ir kristāliska struktūra. Daļiņas, kas veido kristālus (atomi, joni vai molekulas), atrodas stingri noteiktos telpas punktos, veidojot kristāla režģi. Kristālrežģis sastāv no elementāršūnām, kas saglabā šim režģim raksturīgās struktūras iezīmes. Punktus, kuros atrodas daļiņas, sauc režģa mezgli. Atkarībā no daļiņu veida, kas atrodas režģu vietās un no savienojuma veida starp tām, izšķir 4 kristāla režģu veidus.
5.5.1. Atomu kristāla režģis
Atomu kristāla režģu mezglos atrodas atomi, kas savstarpēji savienoti ar kovalentām saitēm. Vielas, kurām ir atomu režģis, ir dimants, silīcijs, karbīdi, silicīdi utt. Atomu kristāla struktūrā nav iespējams izdalīt atsevišķas molekulas, viss kristāls tiek uzskatīts par vienu milzu molekulu. Dimanta struktūra ir parādīta attēlā. 5.21. Dimants sastāv no oglekļa atomiem, katrs saistīts ar četriem blakus esošajiem atomiem. Sakarā ar to, ka kovalentās saites ir spēcīgas, visas vielas ar atomu režģi ir ugunsizturīgas, cietas un maz gaistošas. Tie nedaudz šķīst ūdenī.
Rīsi. 5.21. Dimanta kristāla režģis
5.5.2. Molekulārais kristāla režģis
Molekulas atrodas molekulāro kristāla režģu mezglos, savstarpēji savienotas ar vājiem starpmolekulāriem spēkiem. Tāpēc vielām ar molekulāro režģi ir zema cietība, tās ir kausējamas, tām ir raksturīga ievērojama nepastāvība, tās nedaudz šķīst ūdenī, un to šķīdumi, kā likums, nevada elektrisko strāvu. Ir zināmas daudzas vielas ar molekulāro kristālisko režģi. Tie ir cietais ūdeņradis, hlors, oglekļa monoksīds (IV) un citas vielas, kas parastā temperatūrā ir gāzveida stāvoklī. Lielākajai daļai kristālisko organisko savienojumu ir molekulārais režģis.
5.5.3. Jonu kristāla režģis
Tiek saukti kristāla režģi, kuru mezglos atrodas joni jonu. Tos veido vielas ar jonu saiti, piemēram, sārmu metālu halogenīdi. Jonu kristālos atsevišķas molekulas nevar atšķirt, visu kristālu var uzskatīt par vienu makromolekulu. Saites starp joniem ir spēcīgas, tāpēc vielām ar jonu režģi ir zema gaistamība, augsta kušanas un viršanas temperatūra. Nātrija hlorīda kristāliskais režģis parādīts att. 5.22.
Rīsi. 5.22. Nātrija hlorīda kristāla režģis
Šajā attēlā gaišās bumbiņas ir Na + joni, tumšās bumbiņas ir Cl - joni. Pa kreisi attēlā. 5.22 parāda NaCI vienības šūnu.
5.5.4. metāla kristāla režģis
Cietā stāvoklī esošie metāli veido metāliskus kristāla režģus. Šādu režģu mezglos ir pozitīvi metālu joni, un starp tiem brīvi pārvietojas valences elektroni. Elektroni elektrostatiski piesaista katjonus, tādējādi nodrošinot metāla režģa stabilitāti. Šāda režģa struktūra nosaka metālu augsto siltumvadītspēju, elektrovadītspēju un plastiskumu - mehāniskā deformācija nepārrauj saites un neiznīcina kristālu, jo joni, kas to veido, šķiet, peld elektronu gāzes mākonī. Uz att. 5.23 parāda nātrija kristālisko režģi.
Rīsi. 5.23. Nātrija kristāliskais režģis
.
Jūs zināt, ka atomi var apvienoties viens ar otru, veidojot gan vienkāršas, gan sarežģītas vielas. Šajā gadījumā veidojas dažāda veida ķīmiskās saites: jonu, kovalento (nepolāro un polāro), metālisko un ūdeņradi. Viena no būtiskākajām elementu atomu īpašībām, kas nosaka, kāda veida saite starp tiem veidojas - jonu vai kovalento, - ir elektronegativitāte, t.i. savienojumā esošo atomu spēja piesaistīt elektronus sev.
nosacīti kvantitatīvā noteikšana elektronegativitātes skala sniedz relatīvās elektronegativitātes skalu.
Periodos ir vispārēja tendence elementu elektronegativitātes pieaugumam, bet grupās - to samazināšanās. Elektronegativitātes elementi ir sakārtoti rindā, uz kuru pamata ir iespējams salīdzināt elementu elektronegativitāti dažādos periodos.
Ķīmiskās saites veids ir atkarīgs no tā, cik liela ir elementu savienojošo atomu elektronegativitātes vērtību atšķirība. Jo vairāk saiti veidojošo elementu atomi atšķiras pēc elektronegativitātes, jo polārāka ir ķīmiskā saite. Uzvedība asa robeža starp ķīmisko saišu veidiem nav iespējams. Lielākajā daļā savienojumu ķīmiskās saites veids ir starpprodukts; piemēram, ļoti polāra kovalentā ķīmiskā saite ir tuva jonu saitei. Atkarībā no tā, kurš no ierobežojošajiem gadījumiem pēc būtības ir tuvāks ķīmiskajai saitei, to sauc par jonu vai kovalento polāro saiti.
Jonu saite.Jonu saite veidojas, mijiedarbojoties atomiem, kuri krasi atšķiras viens no otra pēc elektronegativitātes. Piemēram, tipiski metāli litijs (Li), nātrijs (Na), kālijs (K), kalcijs (Ca), stroncijs (Sr), bārijs (Ba) veido jonu saiti ar tipiskiem nemetāliem, galvenokārt halogēniem.
Papildus sārmu metālu halogenīdiem jonu saites veidojas arī tādos savienojumos kā sārmi un sāļi. Piemēram, nātrija hidroksīdā (NaOH) un nātrija sulfātā (Na 2 SO 4) jonu saites pastāv tikai starp nātrija un skābekļa atomiem (pārējās saites ir kovalentas polāras).
Kovalentā nepolārā saite.Kad atomi mijiedarbojas ar tādu pašu elektronegativitāti, molekulas veidojas ar kovalentu nepolāru saiti.Šāda saite pastāv šādu vienkāršo vielu molekulās: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Ķīmiskās saites šajās gāzēs veidojas caur kopīgiem elektronu pāriem, t.i. kad attiecīgie elektronu mākoņi pārklājas, pateicoties elektronu un kodola mijiedarbībai, kas rodas, atomiem tuvojoties viens otram.
Komponēšana elektroniskās formulas vielām, jāatceras, ka katrs kopīgais elektronu pāris ir nosacīts palielināta elektronu blīvuma attēls, kas izriet no attiecīgo elektronu mākoņu pārklāšanās.
kovalentā polārā saite.Atomu mijiedarbības laikā, kuru elektronegativitātes vērtības atšķiras, bet ne krasi, notiek kopējā elektronu pāra nobīde uz elektronnegatīvāku atomu.Šis ir visizplatītākais ķīmiskās saites veids, kas atrodams gan neorganiskajos, gan organiskajos savienojumos.
Kovalentās saites pilnībā ietver tās saites, kuras veidojas donora-akceptora mehānismā, piemēram, hidronija un amonija jonos.
Metāla savienojums.
Saiti, kas veidojas relatīvi brīvu elektronu mijiedarbības rezultātā ar metāla joniem, sauc par metālisku saiti.Šis saišu veids ir raksturīgs vienkāršām vielām - metāliem.
Metāla saites veidošanās procesa būtība ir šāda: metāla atomi viegli atsakās no valences elektroniem un pārvēršas par pozitīvi lādētiem joniem. Salīdzinoši brīvi elektroni, atdalīti no atoma, pārvietojas starp pozitīvajiem metāla joniem. Starp tiem rodas metāliska saite, t.i., elektroni it kā cementē metālu kristāliskā režģa pozitīvos jonus.
Ūdeņraža saite.
Saite, kas veidojas starp vienas molekulas ūdeņraža atomiem un spēcīgi elektronnegatīva elementa atomu(O, N, F) citu molekulu sauc par ūdeņraža saiti.
Var rasties jautājums: kāpēc tieši ūdeņradis veido tik specifisku ķīmisko saiti?
Tas ir tāpēc, ka ūdeņraža atomu rādiuss ir ļoti mazs. Turklāt, kad viens elektrons tiek pārvietots vai pilnībā nodots, ūdeņradis iegūst relatīvi augstu pozitīvu lādiņu, kā rezultātā vienas molekulas ūdeņradis mijiedarbojas ar elektronnegatīvo elementu atomiem, kuriem ir daļējs negatīvs lādiņš, kas ir daļa no citām molekulām (HF, H2O, NH3) .
Apskatīsim dažus piemērus. Mēs parasti attēlojam ūdens sastāvu ķīmiskā formula H 2 O. Tomēr tas nav pilnīgi precīzi. Pareizāk būtu ūdens sastāvu apzīmēt ar formulu (H 2 O) n, kur n \u003d 2.3.4 utt. Tas ir saistīts ar faktu, ka atsevišķas ūdens molekulas ir savstarpēji saistītas ar ūdeņraža saitēm.
Ūdeņraža saites parasti tiek apzīmētas ar punktiem. Tā ir daudz vājāka par jonu vai kovalento saiti, bet spēcīgāka par parasto starpmolekulāro mijiedarbību.
Ūdeņraža saišu klātbūtne izskaidro ūdens tilpuma palielināšanos ar temperatūras pazemināšanos. Tas ir saistīts ar faktu, ka, pazeminoties temperatūrai, molekulas kļūst stiprākas un līdz ar to samazinās to “iepakojuma” blīvums.
Studējot organiskā ķīmija Radās arī šāds jautājums: kāpēc spirtu viršanas temperatūra ir daudz augstāka nekā atbilstošo ogļūdeņražu viršanas temperatūra? Tas izskaidrojams ar to, ka starp spirta molekulām veidojas arī ūdeņraža saites.
Spirtu viršanas temperatūras paaugstināšanās notiek arī to molekulu paplašināšanās dēļ.
Ūdeņraža saite ir raksturīga arī daudziem citiem organiskiem savienojumiem (fenoliem, karbonskābēm utt.). No organiskās ķīmijas kursiem un vispārējā bioloģija jūs zināt, ka ūdeņraža saites klātbūtne izskaidro olbaltumvielu sekundāro struktūru, DNS dubultās spirāles struktūru, t.i., komplementaritātes fenomenu.
169338 0
Katram atomam ir noteikts elektronu skaits.
Ienākšana ķīmiskās reakcijas, atomi ziedo, iegūst vai socializē elektronus, sasniedzot visstabilāko elektronisko konfigurāciju. Konfigurācija ar viszemāko enerģiju ir visstabilākā (tāpat kā cēlgāzes atomos). Šo modeli sauc par "okteta likumu" (1. att.).
Rīsi. 1.
Šis noteikums attiecas uz visiem savienojuma veidi. Elektroniskās saites starp atomiem ļauj tiem veidot stabilas struktūras, sākot no vienkāršākajiem kristāliem līdz sarežģītām biomolekulām, kas galu galā veido dzīvas sistēmas. No kristāliem tie atšķiras ar nepārtrauktu metabolismu. Tomēr daudzas ķīmiskās reakcijas notiek saskaņā ar mehānismiem elektroniskā pārsūtīšana, kam ir svarīga loma enerģijas procesos organismā.
Ķīmiskā saite ir spēks, kas satur kopā divus vai vairākus atomus, jonus, molekulas vai jebkuru to kombināciju..
Ķīmiskās saites būtība ir universāla: tas ir elektrostatiskais pievilkšanās spēks starp negatīvi lādētiem elektroniem un pozitīvi lādētiem kodoliem, ko nosaka elektronu konfigurācija atomu ārējā apvalkā. Tiek saukta atoma spēja veidot ķīmiskās saites valence, vai oksidācijas stāvoklis. Jēdziens par valences elektroni- elektroni, kas veido ķīmiskās saites, tas ir, tie, kas atrodas visaugstākās enerģijas orbitālēs. Attiecīgi sauc par atoma ārējo apvalku, kas satur šīs orbitāles valences apvalks. Pašlaik nepietiek tikai norādīt ķīmiskās saites klātbūtni, bet ir nepieciešams precizēt tās veidu: jonu, kovalento, dipoldipolu, metālisko.
Pirmais savienojuma veids irjonu savienojums
Saskaņā ar elektroniskā teorija Lūisa un Kosela valences, atomi var sasniegt stabilu elektronu konfigurāciju divos veidos: pirmkārt, zaudējot elektronus, kļūstot katjoni, otrkārt, tos iegūstot, pārvēršoties par anjoni. Elektronu pārneses rezultātā elektrostatiskā pievilkšanās spēka dēļ starp joniem ar pretējās zīmes lādiņiem veidojas ķīmiskā saite, ko sauc par Koselu. elektrovalents(tagad sauc jonu).
Šajā gadījumā anjoni un katjoni veido stabilu elektronisku konfigurāciju ar piepildītu ārējo elektronu apvalku. Tipiskas jonu saites veidojas no periodiskās sistēmas T un II grupu katjoniem un VI un VII grupas nemetālisko elementu anjoniem (attiecīgi 16 un 17 apakšgrupas, halkogēni Un halogēni). Jonu savienojumos esošās saites ir nepiesātinātas un nav virzītas, tāpēc tās saglabā elektrostatiskās mijiedarbības iespēju ar citiem joniem. Uz att. 2. un 3. attēlā parādīti jonu saišu piemēri, kas atbilst Kosela elektronu pārneses modelim.
Rīsi. 2.
Rīsi. 3. Jonu saite molekulā galda sāls(NaCl)
Šeit ir lietderīgi atgādināt dažas īpašības, kas izskaidro vielu uzvedību dabā, jo īpaši apsvērt jēdzienu skābes Un pamatojums.
Ūdens šķīdumi Visas šīs vielas ir elektrolīti. Viņi maina krāsu dažādos veidos. rādītājiem. Indikatoru darbības mehānismu atklāja F.V. Ostvalds. Viņš parādīja, ka indikatori ir vājas skābes vai bāzes, kuru krāsa nedisociētā un disociētā stāvoklī ir atšķirīga.
Bāzes var neitralizēt skābes. Ne visas bāzes šķīst ūdenī (piemēram, dažas organiskie savienojumi, kas nesatur – OH grupas, jo īpaši, trietilamīns N (C2H5)3); šķīstošās bāzes sauc sārmi.
Skābju ūdens šķīdumi nonāk raksturīgās reakcijās:
a) ar metālu oksīdiem - ar sāls un ūdens veidošanos;
b) ar metāliem - ar sāls un ūdeņraža veidošanos;
c) ar karbonātiem - ar sāls veidošanos, CO 2 un H 2 O.
Skābju un bāzu īpašības apraksta vairākas teorijas. Saskaņā ar teoriju S.A. Arrēnijs, skābe ir viela, kas sadalās, veidojot jonus H+ , savukārt bāze veido jonus VIŅŠ- . Šī teorija neņem vērā organisko bāzu esamību, kurām nav hidroksilgrupu.
Saskaņā ar protonu Bronsteda un Lourija teorija, skābe ir viela, kas satur molekulas vai jonus, kas ziedo protonus ( donoriem protoni), un bāze ir viela, kas sastāv no molekulām vai joniem, kas pieņem protonus ( pieņēmēji protoni). Ņemiet vērā, ka ūdens šķīdumos ūdeņraža joni pastāv hidratētā veidā, tas ir, hidronija jonu veidā H3O+ . Šī teorija apraksta reakcijas ne tikai ar ūdeni un hidroksīda joniem, bet arī tiek veiktas bez šķīdinātāja vai ar neūdens šķīdinātāju.
Piemēram, reakcijā starp amonjaku NH 3 (vāja bāze) un ūdeņraža hlorīds gāzes fāzē veidojas ciets amonija hlorīds, un divu vielu līdzsvara maisījumā vienmēr ir 4 daļiņas, no kurām divas ir skābes, bet pārējās divas ir bāzes:
Šis līdzsvara maisījums sastāv no diviem konjugētiem skābju un bāzu pāriem:
1)NH 4+ un NH 3
2) HCl Un Cl ‑
Šeit katrā konjugētajā pārī skābe un bāze atšķiras par vienu protonu. Katrai skābei ir konjugēta bāze. stipra skābe Vāja konjugāta bāze atbilst vājai skābei, un spēcīga konjugāta bāze atbilst vājai skābei.
Bronsteda-Lowry teorija ļauj izskaidrot ūdens unikālo lomu biosfēras dzīvē. Ūdenim, atkarībā no vielas, kas ar to mijiedarbojas, var būt skābes vai bāzes īpašības. Piemēram, reakcijās ar etiķskābes ūdens šķīdumiem ūdens ir bāze, bet ar amonjaka ūdens šķīdumiem tā ir skābe.
1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 SOO- . Šeit etiķskābes molekula ziedo protonu ūdens molekulai;
2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + VIŅŠ- . Šeit amonjaka molekula pieņem protonu no ūdens molekulas.
Tādējādi ūdens var veidot divus konjugētus pārus:
1) H2O(skābe) un VIŅŠ- (konjugētā bāze)
2) H3O+ (skābe) un H2O(konjugāta bāze).
Pirmajā gadījumā ūdens ziedo protonu, bet otrajā - to pieņem.
Tādu īpašumu sauc amfiprotonitāte. Tiek sauktas vielas, kas var reaģēt gan kā skābes, gan kā bāzes amfotērisks. Šādas vielas bieži sastopamas dabā. Piemēram, aminoskābes var veidot sāļus gan ar skābēm, gan ar bāzēm. Tāpēc peptīdi viegli veido koordinācijas savienojumus ar esošajiem metālu joniem.
Tādējādi raksturīga īpašība jonu saite - saistošu elektronu saišķa pilnīga kustība uz vienu no kodoliem. Tas nozīmē, ka starp joniem ir apgabals, kurā elektronu blīvums ir gandrīz nulle.
Otrs savienojuma veids irkovalents savienojums
Atomi var veidot stabilas elektroniskas konfigurācijas, daloties ar elektroniem.
Šāda saite veidojas, kad pa vienam tiek dalīts elektronu pāris. no katra atoms. Šajā gadījumā socializētās saites elektroni tiek vienmērīgi sadalīti starp atomiem. Kovalentās saites piemērs ir homonukleārais diatomisks H molekulas 2 , N 2 , F 2. Allotropiem ir tāda paša veida saite. O 2 un ozons O 3 un poliatomu molekulai S 8 un arī heteronukleārās molekulasūdeņraža hlorīds HCl, oglekļa dioksīds CO 2, metāns CH 4, etanols AR 2 H 5 VIŅŠ, sēra heksafluorīds SF 6, acetilēns AR 2 H 2. Visām šīm molekulām ir vienādi kopīgi elektroni, un to saites ir piesātinātas un virzītas vienādi (4. att.).
Biologiem ir svarīgi, lai atomu kovalentie rādiusi divkāršās un trīskāršās saitēs tiktu samazināti salīdzinājumā ar vienotu saiti.
Rīsi. 4. Kovalentā saite Cl 2 molekulā.
Jonu un kovalento saišu veidi ir divi daudzu esošo ķīmisko saišu veidu ierobežojošie gadījumi, un praksē lielākā daļa saišu ir starpposma.
Savienojumi diviem elementiem, kas atrodas pretējos galos viena vai dažādi periodi Mendeļejeva sistēmas, pārsvarā veido jonu saites. Elementiem tuvojoties viens otram noteiktā laika posmā, to savienojumu jonu raksturs samazinās, bet kovalentais raksturs palielinās. Piemēram, kreisajā pusē esošo elementu halogenīdi un oksīdi periodiskā tabula veido galvenokārt jonu saites ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), un tie paši elementu savienojumi tabulas labajā pusē ir kovalenti ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenols C6H5OH, glikoze C6H12O6, etanols C 2 H 5 OH).
Savukārt kovalentajai saitei ir vēl viena modifikācija.
Poliatomiskos jonos un sarežģītās bioloģiskās molekulās abi elektroni var nākt tikai no viens atoms. Tas tiek saukts donors elektronu pāris. Tiek saukts atoms, kas socializē šo elektronu pāri ar donoru akceptētājs elektronu pāris. Šo kovalentās saites veidu sauc koordinācija (donors-akceptors, vaidatīvs) komunikācija(5. att.). Šis saišu veids ir vissvarīgākais bioloģijai un medicīnai, jo vielmaiņas svarīgāko d-elementu ķīmija lielā mērā ir aprakstīta ar koordinācijas saitēm.
Attēls 5.
Kā likums, iekšā komplekss savienojums metāla atoms darbojas kā elektronu pāra akceptors; gluži pretēji, jonu un kovalentajās saitēs metāla atoms ir elektronu donors.
Kovalentās saites būtību un tās dažādību - koordinācijas saiti - var noskaidrot ar citas GN piedāvātās skābju un bāzu teorijas palīdzību. Lūiss. Viņš nedaudz paplašināja terminu "skābe" un "bāze" semantisko jēdzienu saskaņā ar Bronsteda-Lowry teoriju. Lūisa teorija izskaidro komplekso jonu veidošanās būtību un vielu līdzdalību nukleofilās aizvietošanas reakcijās, tas ir, CS veidošanā.
Pēc Lūisa domām, skābe ir viela, kas spēj veidot kovalento saiti, pieņemot elektronu pāri no bāzes. Lūisa bāze ir viela, kurā ir vientuļš elektronu pāris, kas, ziedojot elektronus, veido kovalento saiti ar Lūisa skābi.
Tas ir, Lūisa teorija paplašina skābju-bāzes reakciju diapazonu arī uz reakcijām, kurās protoni vispār nepiedalās. Turklāt pats protons saskaņā ar šo teoriju ir arī skābe, jo tas spēj pieņemt elektronu pāri.
Tāpēc saskaņā ar šo teoriju katjoni ir Lūisa skābes un anjoni ir Lūisa bāzes. Piemēri ir šādas reakcijas:
Iepriekš tika atzīmēts, ka vielu iedalījums jonu un kovalentajās ir relatīvs, jo kovalentās molekulās nenotiek pilnīga elektrona pāreja no metāla atomiem uz akceptora atomiem. Savienojumos ar jonu saiti katrs jons atrodas pretējās zīmes jonu elektriskajā laukā, tāpēc tie ir savstarpēji polarizēti, un to apvalki ir deformēti.
Polarizējamība nosaka jona elektroniskā struktūra, lādiņš un izmērs; tas ir augstāks anjoniem nekā katjoniem. Visaugstākā polarizējamība starp katjoniem ir lielāka lādiņa un mazāka izmēra katjoniem, piemēram Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Piemīt spēcīga polarizējoša iedarbība H+ . Tā kā jonu polarizācijas ietekme ir divpusēja, tā būtiski maina to veidoto savienojumu īpašības.
Trešais savienojuma veids -dipols-dipols savienojums
Papildus uzskaitītajiem sakaru veidiem ir arī dipola-dipols starpmolekulārais mijiedarbības, kas pazīstamas arī kā van der Vāls .
Šīs mijiedarbības stiprums ir atkarīgs no molekulu rakstura.
Pastāv trīs mijiedarbības veidi: pastāvīgais dipols - pastāvīgais dipols ( dipols-dipols pievilcība); pastāvīgs dipola izraisīts dipols ( indukcija pievilcība); momentānais dipola izraisīts dipols ( dispersija pievilcība vai Londonas spēki; rīsi. 6).
Rīsi. 6.
Tikai molekulām ar polārām kovalentām saitēm ir dipola-dipola moments ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), un saites stiprība ir 1-2 atvadieties(1D \u003d 3,338 × 10 -30 kulonmetri - C × m).
Bioķīmijā izšķir citu saišu veidu - ūdeņradis savienojumu, kas ir ierobežojošs gadījums dipols-dipols pievilcība. Šo saiti veido pievilkšanās starp ūdeņraža atomu un mazu elektronnegatīvu atomu, visbiežāk skābekli, fluoru un slāpekli. Ar lieliem atomiem, kuriem ir līdzīga elektronegativitāte (piemēram, ar hloru un sēru), ūdeņraža saite ir daudz vājāka. Ūdeņraža atoms izceļas ar vienu būtisku pazīmi: kad saistošie elektroni tiek atvilkti, tā kodols - protons - tiek pakļauts un pārstāj būt elektronu ekrānā.
Tāpēc atoms pārvēršas par lielu dipolu.
Ūdeņraža saite, atšķirībā no van der Vāla saites, veidojas ne tikai starpmolekulāras mijiedarbības laikā, bet arī vienas molekulas ietvaros - intramolekulāriūdeņraža saite. Ūdeņraža saitēm ir svarīga loma bioķīmijā, piemēram, proteīnu struktūras stabilizēšanai α-spirāles formā vai DNS dubultspirāles veidošanai (7. att.).
7. att.
Ūdeņraža un van der Vālsa saites ir daudz vājākas nekā jonu, kovalentās un koordinācijas saites. Starpmolekulāro saišu enerģija ir norādīta tabulā. 1.
1. tabula. Starpmolekulāro spēku enerģija
Piezīme: Starpmolekulārās mijiedarbības pakāpe atspoguļo kušanas un iztvaikošanas (viršanas) entalpiju. Jonu savienojumi prasa daudz vairāk enerģijas, lai atdalītu jonus, nekā lai atdalītu molekulas. Jonu savienojumu kušanas entalpijas ir daudz augstākas nekā molekulāro savienojumu kušanas entalpijas.
Ceturtais savienojuma veids -metāliska saite
Visbeidzot, pastāv cita veida starpmolekulārās saites - metāls: metālu režģa pozitīvo jonu savienojums ar brīvajiem elektroniem. Šāda veida savienojums nenotiek bioloģiskajos objektos.
Īsi pārskatot saišu veidus, atklājas viena detaļa: svarīgs metāla - elektronu donora, kā arī atoma - elektronu akceptora atoma vai jona parametrs ir tā Izmērs.
Neiedziļinoties detaļās, mēs atzīmējam, ka atomu kovalentie rādiusi, metālu jonu rādiusi un mijiedarbojošo molekulu van der Vāla rādiusi palielinās, palielinoties to atomu skaitam periodiskās sistēmas grupās. Šajā gadījumā jonu rādiusu vērtības ir mazākās, un van der Vālsa rādiusi ir lielākie. Parasti, virzoties uz leju grupā, palielinās visu elementu rādiusi, gan kovalentie, gan van der Vāls.
Biologiem un ārstiem vissvarīgākie ir koordināciju(donors-akceptors) saites, ko aplūko koordinācijas ķīmijā.
Medicīniskie bioneorganiskie līdzekļi. G.K. Baraškovs
Vispirms apsveriet amonjaka molekulas NH 3 struktūru. Kā jūs jau zināt, ārējā enerģijas līmenī slāpekļa atomi satur piecus elektronus, no kuriem trīs elektroni ir nesapāroti. Tieši viņi ir iesaistīti trīs kovalento saišu veidošanā ar trim ūdeņraža atomiem, veidojot amonjaka molekulu NH 3.
Trīs kopīgie elektronu pāri tiek nobīdīti pret elektronnegatīvāko slāpekļa atomu, un, tā kā amonjaka molekulai ir trīsstūrveida piramīdas forma (128. att.), tad elektronu pāru pārvietošanās rezultātā rodas dipols, tas ir, molekula ar divi stabi.
Rīsi. 128.
Amonjaka molekulas struktūra
Amonjaka molekulas (šķidrā amonjakā) mijiedarbojas, saistoties viena ar otru:
Šo īpašo ķīmisko starpmolekulāro saiti, kā jūs jau zināt, sauc par ūdeņraža saiti.
Amonjaks ir bezkrāsaina gāze ar asu smaku, gandrīz divas reizes vieglāka par gaisu. Amonjaku nedrīkst ieelpot ilgu laiku jo tas ir indīgs. Šī gāze ir viegli sašķidrināma normālā spiedienā un temperatūrā -33,4 °C. Kad šķidrais amonjaks iztvaiko no vidi tiek absorbēts daudz siltuma, tāpēc saldēšanā izmanto amonjaku.
Amonjaks labi šķīst ūdenī: 20 ° C temperatūrā apmēram 710 tilpumi amonjaka izšķīst 1 tilpumā ūdens (129. att.). Koncentrētu (25% pēc masas) ūdens amonjaku sauc par ūdens amonjaku vai amonjaka ūdeni, un 10% amonjaka šķīdumu, ko izmanto medicīnā, sauc par amonjaku. Amonjaka ūdens šķīdumā veidojas nestabils savienojums - amonjaka hidrāts NH 3 H 2 O.
Rīsi. 129.
"Amonjaka strūklaka" (amonjaka šķīdināšana ūdenī)
Ja amonjaka šķīdumam pievieno dažus pilienus fenolftaleīna, šķīdums kļūs sārtināts, norādot sārmaina vide. Amonjaka ūdens šķīdumu sārmainā reakcija ir izskaidrojama ar hidroksīda jonu OH klātbūtni:
Ja karsē amonjaka šķīdumu, kas krāsots ar fenolftaleīnu, krāsa pazudīs (kāpēc?).
Laboratorijas eksperiments Nr.30
Amonjaka īpašību izpēte
Amonjaks reaģē ar skābēm, veidojot amonija sāļus. Šo mijiedarbību var novērot šādā eksperimentā: stikla stienīti vai amonjaka šķīdumā samitrinātu stiklu pienes pie cita stieņa vai stikla, kas samitrināts ar sālsskābe, - parādīsies biezi balti dūmi (130. att.):
Rīsi. 130.
"Dūmi bez uguns"
Tāpēc ticiet pēc šī teiciena, ka nav dūmu bez uguns.
Gan amonjaka ūdens šķīdums, gan amonija sāļi satur īpašu jonu - amonija katjonu NH + 4, kas pilda metāla katjona lomu. Amonija jons veidojas kovalentās saites rašanās rezultātā starp slāpekļa atomu, kuram ir brīvs (vientuļš) elektronu pāris, un ūdeņraža katjonu, kas no skābes vai ūdens molekulām pāriet uz amonjaku:
Veidojot amonija jonu, brīvā elektronu pāra donors ir slāpekļa atoms amonjakā, bet akceptors ir skābes vai ūdens ūdeņraža katjons.
Jūs pats varat paredzēt citu amonjaka ķīmisko īpašību, ja pievēršat uzmanību tajā esošo slāpekļa atomu oksidācijas pakāpei, proti, -3. Protams, amonjaks ir spēcīgākais reducētājs, tas ir, tā slāpekļa atomi var tikai nodot elektronus, bet ne pieņemt tos. Tātad amonjaks spēj oksidēt vai atbrīvot slāpekli (bez katalizatora līdzdalības):
4NH3 + 3O2 \u003d 2N2 + 6H2O,
vai slāpekļa oksīdam (II) (katalizatora klātbūtnē):
Rūpniecībā amonjaku ražo sintēzes ceļā no slāpekļa un ūdeņraža (131. att.).
Rīsi. 131.
Rūpnieciskā iekārta (a) un amonjaka rūpnieciskās ražošanas shēma (b)
Laboratorijā amonjaku iegūst, dzēstiem kaļķiem Ca (OH) 2 iedarbojoties uz amonija sāļiem, visbiežāk uz amonija hlorīdu:
Gāzi savāc otrādi apgrieztā traukā, un to atpazīst vai nu pēc smaržas, vai pēc slapja sarkanā lakmusa papīra ziluma, vai pēc baltu dūmu parādīšanās, kad tiek ievietots sālsskābē samitrināts kociņš.
Amonjaks un tā sāļi tiek plaši izmantoti rūpniecībā un tehnoloģijās, in lauksaimniecība, dzīve. Galvenās to pielietošanas jomas ir parādītas 132. attēlā.
Rīsi. 132.
Amonjaka un amonija sāļu pielietojums:
1,2 - saldēšanas iekārtās; 3 - minerālmēslu ražošana; 4 - ražošana slāpekļskābe; 5 - lodēšanai; 6 - sprāgstvielu iegūšana; 7 - medicīnā un ikdienas dzīvē (amonjaks)
Jauni vārdi un jēdzieni
- Amonjaka molekulas struktūra.
- Ūdeņraža saite.
- Amonjaka īpašības: mijiedarbība ar ūdeni, skābēm un skābekli.
- Amonija jonu veidošanās donora-akceptora mehānisms.
- Amonjaka iegūšana, savākšana un atpazīšana.
NH3 ir viens no slavenākajiem un noderīgākajiem ķīmiskās vielas. Tas ir atradis plašu pielietojumu lauksaimniecības nozarē un ne tikai. Tam ir unikālas ķīmiskās īpašības, kuru dēļ to izmanto dažādas nozares.
Kas ir NH3
NH 3 ir zināms pat vistālākajam cilvēkam no ķīmijas. Tas ir amonjaks. Amonjaku (NH 3) citādi sauc par ūdeņraža nitrīdu, un tas ir plkst normāli apstākļi Bezkrāsaina gāze ar izteiktu, raksturīgu smaržu. Ir arī vērts atzīmēt, ka NH 3 gāze (saukta par amonjaku) ir gandrīz divas reizes vieglāka par gaisu!
Papildus gāzei tas var būt šķidrums aptuveni 70 ° C temperatūrā vai pastāvēt kā šķīdums (amonjaka šķīdums). Šķidrā NH 3 atšķirīga iezīme ir spēja izšķīdināt D. I. Mendeļejeva elementu tabulas I un II grupas galveno apakšgrupu metālus (tas ir, sārmainus un sārmzemju metāli), kā arī magniju, alumīniju, eiropiju un iterbiju. Atšķirībā no ūdens šķidrais amonjaks nesadarbojas ar iepriekš minētajiem elementiem, bet darbojas tieši kā šķīdinātājs. Šī īpašība ļauj izolēt metālus to sākotnējā formā, iztvaicējot šķīdinātāju (NH 3). Zemāk esošajā attēlā varat redzēt, kā izskatās šķidrā amonjakā izšķīdināts nātrijs.
Kā amonjaks izskatās ķīmisko saišu ziņā?
Amonjaka (NH 3) shēmu un tā telpisko struktūru visskaidrāk parāda trīsstūrveida piramīda. Amonjaka "piramīdas" augšdaļa ir slāpekļa atoms (izcelts zilā krāsā), kā redzams zemāk esošajā attēlā.
Vielā, ko sauc par amonjaku (NH 3 ), atomi ir saistīti ar ūdeņraža saitēm, tāpat kā ūdens molekulā. Bet ir ļoti svarīgi atcerēties, ka saites amonjaka molekulā ir vājākas nekā ūdens molekulā. Tas izskaidro, kāpēc NH 3 kušanas un viršanas temperatūra ir zemāka nekā H 2 O.
Ķīmiskās īpašības
Visizplatītākie ir divi veidi, kā iegūt NH 3 vielu, ko sauc par amonjaku. Rūpniecībā tiek izmantots tā sauktais Hābera process, kura būtība ir atmosfēras slāpekļa un ūdeņraža (iegūst no metāna) saistīšana, laižot šo gāzu maisījumu augstā spiedienā pār uzkarsētu katalizatoru.
Laboratorijās amonjaka sintēze visbiežāk balstās uz koncentrēta amonija hlorīda mijiedarbību ar cieto nātrija hidroksīdu.
Sāksim tieši aplūkot NH 3 ķīmiskās īpašības.
1) NH 3 darbojas kā vāja bāze. Tāpēc notiek šāds vienādojums, kas apraksta mijiedarbību ar ūdeni:
NH 3 + H 2 O \u003d NH4 + + OH -
2) Arī tā spēja reaģēt ar skābēm un veidot atbilstošos amonija sāļus ir balstīta uz NH 3 pamata īpašībām:
NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (amonija nitrāts)
3) Agrāk tika teikts, ka šķidrā amonjakā šķīst noteikta metālu grupa. Tomēr daži metāli spēj ne tikai izšķīst, bet arī veidot savienojumus ar NH3, ko sauc par amīdiem:
Na (tv) + NH3 (g) = NaNH2 + H2
Na (tv) + NH3 (l) \u003d NaNH 2 + H 2 (reakcija tiek veikta dzelzs kā katalizatora klātbūtnē)
4) NH 3 mijiedarbojoties ar metāliem Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+, veidojas attiecīgie metālu hidroksīdi un amonija katjons:
Fe 3+ + NH 3 + H 2 O \u003d Fe (OH) 3 + NH 4 +
5) NH 3 mijiedarbības rezultāts ar metāliem Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ visbiežāk ir attiecīgie metālu kompleksi:
Cu 2+ + NH 3 + H 2 O \u003d Cu (OH) 2 + NH 4 +
Cu (OH) 2 + NH 3 \u003d 2 + + OH -
NH3 veidošanās un tālākais ceļš cilvēka organismā
Ir labi zināms, ka aminoskābes ir cilvēka ķermeņa bioķīmisko procesu neatņemama sastāvdaļa. Tie ir galvenais NH 3 avots, viela, ko sauc par amonjaku, to oksidatīvās deaminācijas rezultāts (visbiežāk). Diemžēl amonjaks ir toksisks cilvēka organismam, no tā viegli veidojas un šūnās uzkrājas iepriekš minētais amonija katjons (NH 4 +). Pēc tam notiek svarīgāko bioķīmisko ciklu palēninājums, kā rezultātā samazinās saražotā ATP līmenis.
Ir viegli uzminēt, ka organismam nepieciešami mehānismi, lai saistītu un neitralizētu atbrīvoto NH 3 . Zemāk esošajā diagrammā parādīti amonjaka avoti un daži no saistīšanās produktiem cilvēka organismā.
Tātad, īsi sakot, amonjaka neitralizācija notiek, veidojot tā transporta formas audos (piemēram, glutamīnu un alanīnu), izdaloties ar urīnu, izmantojot urīnvielas biosintēzi, kas ir galvenais dabiskais NH neitralizēšanas veids. 3 cilvēka organismā.
NH3 - vielas, ko sauc par amonjaku, izmantošana
Mūsdienās šķidrais amonjaks ir viskoncentrētākais un lētākais slāpekļa mēslojums, ko izmanto lauksaimniecībā rupju augsņu un kūdras amonizācijai. Kad augsnē tiek uzklāts šķidrs amonjaks, palielinās mikroorganismu skaits, bet nē negatīvas sekas kā, piemēram, no cietajiem mēslošanas līdzekļiem. Zemāk esošajā attēlā parādīta viena no iespējamām iekārtām gāzveida amonjaka sašķidrināšanai ar šķidro slāpekli.
Iztvaikojot, šķidrais amonjaks absorbē daudz siltuma no apkārtējās vides, izraisot dzesēšanu. Šo īpašumu izmanto saldēšanas iekārtās, lai iegūtu mākslīgais ledus uzglabājot ātrbojīgus pārtikas produktus. Turklāt to izmanto augsnes sasaldēšanai pazemes konstrukciju būvniecības laikā. Amonjaka ūdens šķīdumi tiek izmantoti ķīmiskajā rūpniecībā (tas ir rūpniecisks neūdens šķīdinātājs), laboratorijas praksē (piemēram, kā šķīdinātājs ķīmisko produktu elektroķīmiskajā ražošanā), medicīnā un mājsaimniecībā.
