Helfen Sie mir bitte, die Chemie zu lösen. Geben Sie die Art der Bindung in den Molekülen NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... an und erhalten Sie die beste Antwort
Antwort von Olga Lyabina[Guru]
1) NH3-Bindungstyp-Cov. Polar. An der Bindungsbildung sind jeweils drei ungepaarte Elektronen des Stickstoffs und eines des Wasserstoffs beteiligt. Es gibt keine Pi-Anleihen. sp3-Hybridisierung. Die Form des Moleküls ist pyramidenförmig (ein Orbital nimmt nicht an der Hybridisierung teil, das Tetraeder verwandelt sich in eine Pyramide)
Der CaCl2-Bindungstyp ist ionisch. An der Bindungsbildung sind zwei Calciumelektronen im s-Orbital beteiligt, die zwei Chloratome aufnehmen und so ihre dritte Ebene vervollständigen. keine Pi-Bindungen, Hybridisierungstyp sp. Sie befinden sich im Raum in einem Winkel von 180 Grad
Der Al2O3-Bindungstyp ist ionisch. An der Bildung der Bindung sind drei Elektronen aus den s- und p-Orbitalen des Aluminiums beteiligt, die der Sauerstoff aufnimmt und so seine zweite Ebene vervollständigt. O=Al-O-Al=O. Es gibt Pi-Bindungen zwischen Sauerstoff und Aluminium. sp-Hybridisierungstyp am wahrscheinlichsten.
Die Bindung vom BaS-Typ ist ionisch. Zwei Bariumelektronen werden von Schwefel aufgenommen. Ba=S ist eine Pi-Bindung. Hybridisierung sp. Flaches Molekül.
2) AgNO3
An der Kathode wird Silber reduziert
K Ag+ + e = Ag
Wasser oxidiert an der Anode
A 2H2O - 4e = O2 + 4H+
Gemäß dem Faradayschen Gesetz (was auch immer...) ist die Masse (Volumen) der an der Kathode freigesetzten Substanz proportional zur Menge an Elektrizität, die durch die Lösung fließt
m(Ag) = Me/zF *I*t = 32,23 g
V(O2) = Ve/F *I*t = 1,67 l
Antwort von 2 Antworten[Guru]
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7.11. Die Struktur von Stoffen mit kovalenten Bindungen
Stoffe, in denen von allen Arten chemischer Bindungen nur eine kovalente vorhanden ist, werden in zwei ungleiche Gruppen eingeteilt: molekulare (sehr viele) und nichtmolekulare (viel weniger).
Kristalle fester molekularer Substanzen bestehen aus Molekülen, die durch die Kräfte der intermolekularen Wechselwirkung von Molekülen schwach miteinander verbunden sind. Solche Kristalle haben keine hohe Festigkeit und Härte (denken Sie an Eis oder Zucker). Auch ihre Schmelz- und Siedepunkte sind niedrig (siehe Tabelle 22).
Tabelle 22. Schmelz- und Siedepunkte einiger molekularer Substanzen
Substanz |
Substanz |
||||
| H 2 | – 259 | – 253 | BR 2 | – 7 | 58 |
| N 2 | – 210 | – 196 | H2O | 0 | 100 |
| HCl | – 112 | – 85 | P 4 | 44 | 257 |
| NH 3 | – 78 | – 33 | C 10 H 8 (Naphthalin) | 80 | 218 |
| SO 2 | – 75 | – 10 | S 8 | 119 |
Im Gegensatz zu ihren molekularen Gegenstücken bilden nichtmolekulare Substanzen mit kovalenten Bindungen sehr harte Kristalle. Zu dieser Art gehören Diamantkristalle (die härteste Substanz).
In einem Diamantkristall (Abb. 7.5) ist jedes Kohlenstoffatom durch einfache kovalente Bindungen mit vier anderen Kohlenstoffatomen verbunden (sp 3 -Hybridisierung). Die Kohlenstoffatome bilden ein dreidimensionales Gerüst. Im Wesentlichen ist der gesamte Diamantkristall ein riesiges und sehr starkes Molekül.
Die gleiche Struktur haben Siliziumkristalle, die in der Radioelektronik und Elektrotechnik weit verbreitet sind.
Wenn man die Hälfte der Kohlenstoffatome im Diamant durch Siliziumatome ersetzt, ohne die Gerüststruktur des Kristalls zu stören, erhält man einen Kristall aus Siliziumkarbid SiC – ebenfalls eine sehr harte Substanz, die als Schleifmaterial verwendet wird. Zu dieser Art kristalliner Substanz gehört auch gewöhnlicher Quarzsand (Siliziumdioxid). Quarz ist eine sehr harte Substanz; Unter dem Namen „Schmirgel“ wird es auch als Schleifmittel verwendet. Die Quarzstruktur lässt sich leicht erhalten, indem man in einem Siliziumkristall zwischen jeweils zwei Siliziumatomen Sauerstoffatome einfügt. In diesem Fall wird jedes Siliziumatom mit vier Sauerstoffatomen und jedes Sauerstoffatom mit zwei Siliziumatomen assoziiert.
Kristalle aus Diamant, Silizium, Quarz und ähnlichen Strukturen werden Atomkristalle genannt.
Ein Atomkristall ist ein Kristall, der aus Atomen eines oder mehrerer Elemente besteht, die durch chemische Bindungen verbunden sind.
Eine chemische Bindung in einem Atomkristall kann kovalent oder metallisch sein.
Wie Sie bereits wissen, ist jeder Atomkristall, wie auch ein Ionenkristall, ein riesiges „Supermolekül“. Die Strukturformel eines solchen „Supermoleküls“ lässt sich nicht aufschreiben – man kann nur sein Fragment zeigen, zum Beispiel:
Im Gegensatz zu molekularen Substanzen gehören Substanzen, die Atomkristalle bilden, zu den feuerfeststen (siehe Tabelle 23).
Tabelle 23. Schmelz- und Siedepunkte einiger nichtmolekularer Substanzen Mit kovalente Bindungen
Solch hohe Schmelztemperaturen sind durchaus verständlich, wenn man bedenkt, dass beim Schmelzen dieser Stoffe nicht schwache intermolekulare Bindungen, sondern starke chemische Bindungen aufgebrochen werden. Aus dem gleichen Grund schmelzen viele Stoffe, die Atomkristalle bilden, beim Erhitzen nicht, sondern zersetzen sich oder gehen sofort in einen Dampfzustand (Sublimat) über, beispielsweise sublimiert Graphit bei 3700 °C.
| Silizium – Si. Sehr harte, spröde Siliziumkristalle sehen aus wie Metall, sind aber dennoch kein Metall. Aufgrund der Art der elektrischen Leitfähigkeit wird dieser Stoff als Halbleiter eingestuft, was seine enorme Bedeutung in der modernen Welt bestimmt. Silizium ist das wichtigste Halbleitermaterial. Radios, Fernseher, Computer, moderne Telefone, elektronische Uhren, Sonnenkollektoren und viele andere Haushalts- und Industriegeräte enthalten als wichtigste Strukturelemente Transistoren, Mikroschaltungen und Fotozellen aus Einkristallen aus hochreinem Silizium. Technisches Silizium wird in der Stahlproduktion und der Nichteisenmetallurgie eingesetzt. In Bezug auf die chemischen Eigenschaften ist Silizium ein ziemlich inerter Stoff, der nur bei hohen Temperaturen reagiert. Siliziumdioxid – SiO 2 . Ein anderer Name für diesen Stoff ist Kieselsäure. Siliziumdioxid kommt in der Natur in zwei Formen vor: kristallin und amorph. Viele Halbedel- und Ziersteine sind Sorten von kristallinem Siliziumdioxid (Quarz): Bergkristall, Jaspis, Chalcedon, Achat. und Opal ist eine amorphe Form von Kieselsäure. Quarz ist in der Natur sehr weit verbreitet, denn Dünen in Wüsten und Sandbänke von Flüssen und Meeren bestehen allesamt aus Quarzsand. Quarz ist eine farblose, kristalline, sehr harte und feuerfeste Substanz. Es hat eine geringere Härte als Diamant und Korund, wird aber dennoch häufig als Schleifmittel verwendet. Quarzsand wird häufig im Baugewerbe und in der Baustoffindustrie eingesetzt. Quarzglas wird zur Herstellung von Laborglaswaren und wissenschaftlichen Instrumenten verwendet, da es bei plötzlichen Temperaturschwankungen nicht bricht. Siliziumdioxid ist von seinen chemischen Eigenschaften her ein saures Oxid, reagiert jedoch nur im geschmolzenen Zustand mit Alkalien. Bei hohen Temperaturen wird aus Siliziumdioxid und Graphit Siliziumkarbid – Carborund – hergestellt. Karborund ist nach Diamant der zweithärteste Stoff und wird auch zur Herstellung von Schleifscheiben und „Schleifpapier“ verwendet. |
7.12. Polarität einer kovalenten Bindung. Elektronegativität
Denken Sie daran, dass isolierte Atome verschiedener Elemente unterschiedliche Neigungen haben, Elektronen abzugeben und aufzunehmen. Diese Unterschiede bleiben auch nach der Bildung einer kovalenten Bindung bestehen. Das heißt, Atome einiger Elemente neigen dazu, das Elektronenpaar einer kovalenten Bindung stärker an sich zu ziehen als Atome anderer Elemente.
Betrachten Sie ein Molekül HCl.
Anhand dieses Beispiels wollen wir sehen, wie wir die Verschiebung der Elektronenkommunikationswolke mithilfe molarer Ionisierungsenergien und -mittel für das Elektron abschätzen können. 1312 kJ/mol und 1251 kJ/mol – der Unterschied ist unbedeutend, etwa 5 %. 73 kJ/mol und 349 kJ/mol – hier ist der Unterschied viel größer: Die Elektronenaffinitätsenergie des Chloratoms ist fast fünfmal größer als die des Wasserstoffatoms. Daraus können wir schließen, dass das Elektronenpaar der kovalenten Bindung im Chlorwasserstoffmolekül weitgehend in Richtung des Chloratoms verschoben ist. Mit anderen Worten: Die Bindungselektronen verbringen mehr Zeit in der Nähe des Chloratoms als in der Nähe des Wasserstoffatoms. Diese ungleichmäßige Verteilung der Elektronendichte führt zu einer Umverteilung der elektrischen Ladungen im Inneren des Moleküls. Es entstehen Teilladungen (Überschuss) an den Atomen; Am Wasserstoffatom ist es positiv und am Chloratom negativ.
In diesem Fall spricht man von einer polarisierten Bindung und die Bindung selbst wird als polare kovalente Bindung bezeichnet.
Wenn das Elektronenpaar einer kovalenten Bindung zu keinem der gebundenen Atome verlagert ist, die Bindungselektronen also gleichermaßen zu den gebundenen Atomen gehören, wird eine solche Bindung als unpolare kovalente Bindung bezeichnet.
Das Konzept der „formalen Ladung“ im Fall einer kovalenten Bindung ist ebenfalls anwendbar. Nur sollte in der Definition nicht von Ionen, sondern von Atomen gesprochen werden. Im Allgemeinen kann die folgende Definition gegeben werden.
In Molekülen, in denen kovalente Bindungen nur durch einen Austauschmechanismus gebildet werden, sind die formalen Ladungen der Atome gleich Null. Somit sind im HCl-Molekül die formalen Ladungen sowohl an den Chlor- als auch an den Wasserstoffatomen Null. Folglich sind in diesem Molekül die realen (effektiven) Ladungen der Chlor- und Wasserstoffatome gleich den Teilladungen (Überschussladungen).
Es ist nicht immer einfach, anhand der molaren Ionisierungsenergien und der Affinität zur Elektrode das Vorzeichen der Teilladung eines Atoms des einen oder anderen Elements in einem Molekül zu bestimmen, also abzuschätzen, in welche Richtung die Elektronenpaare der Bindungen verlaufen verschoben. Normalerweise wird für diese Zwecke eine andere Energieeigenschaft eines Atoms verwendet – die Elektronegativität.
Derzeit gibt es keine einheitliche, allgemein anerkannte Bezeichnung für Elektronegativität. Es kann mit den Buchstaben E/O bezeichnet werden. Es gibt auch keine einheitliche, allgemein anerkannte Methode zur Berechnung der Elektronegativität. Vereinfacht lässt sie sich als halbe Summe der molaren Ionisierungsenergien und der Elektronenaffinität darstellen – dies war eine der ersten Berechnungsmethoden.
Die absoluten Werte der Elektronegativität von Atomen verschiedener Elemente werden sehr selten verwendet. Am häufigsten wird die relative Elektronegativität verwendet, die mit c bezeichnet wird. Ursprünglich wurde dieser Wert als Verhältnis der Elektronegativität eines Atoms eines bestimmten Elements zur Elektronegativität eines Lithiumatoms definiert. Anschließend änderten sich die Berechnungsmethoden etwas.
Die relative Elektronegativität ist eine dimensionslose Größe. Seine Werte sind in Anhang 10 angegeben.
Da die relative Elektronegativität in erster Linie von der Ionisierungsenergie des Atoms abhängt (die Elektronenaffinitätsenergie ist immer viel niedriger), ändert sie sich in einem System chemischer Elemente ungefähr genauso wie die Ionisierungsenergie, d. h. sie steigt diagonal von Cäsium (0,86) an. zu Fluor (4.10). Die in der Tabelle angegebenen Werte der relativen Elektronegativität von Helium und Neon haben keine praktische Bedeutung, da diese Elemente keine Verbindungen eingehen.
Anhand der Elektronegativitätstabelle können Sie leicht feststellen, zu welchem der beiden Atome die diese Atome verbindenden Elektronen verschoben sind und damit die Vorzeichen der an diesen Atomen entstehenden Teilladungen.
| H2O | Die Verbindung ist polar | |||
| H 2 | Atome sind gleich | H--H | Die Verbindung ist unpolar | |
| CO2 | Die Verbindung ist polar | |||
| Cl2 | Atome sind gleich | Cl--Cl | Die Verbindung ist unpolar | |
| H2S | Die Verbindung ist polar |
Somit wird im Falle der Bildung einer kovalenten Bindung zwischen Atomen verschiedener Elemente eine solche Bindung immer polar sein, und im Falle der Bildung einer kovalenten Bindung zwischen Atomen desselben Elements (in einfachen Substanzen) ist die Die Bindung ist in den meisten Fällen unpolar.
Je größer der Elektronegativitätsunterschied der gebundenen Atome ist, desto polarer fällt die kovalente Bindung zwischen diesen Atomen aus.
| Schwefelwasserstoff H 2 S– ein farbloses Gas mit einem charakteristischen Geruch, der für faule Eier charakteristisch ist; giftig. Es ist thermisch instabil und zersetzt sich beim Erhitzen. Schwefelwasserstoff ist in Wasser schwer löslich; seine wässrige Lösung wird Schwefelwasserstoffsäure genannt. Schwefelwasserstoff provoziert (katalysiert) die Korrosion von Metallen; dieses Gas ist „schuld“ an der Verdunkelung von Silber. Es kommt natürlicherweise in einigen Mineralwässern vor. Im Laufe des Lebens wird es von einigen Bakterien gebildet. Schwefelwasserstoff ist zerstörerisch für alle Lebewesen. In den Tiefen des Schwarzen Meeres wurde eine Schwefelwasserstoffschicht entdeckt, die Wissenschaftlern Sorgen bereitet: Das Leben der Meeresbewohner ist dort ständig bedroht. |
POLARE KOVALENTE BINDUNG, NICHTPOLARE KOVALENTE BINDUNG, ABSOLUTE ELEKTRONEGATIVITÄT, RELATIVE ELEKTRONEGATIVITÄT.
1. Experimente und anschließende Berechnungen zeigten, dass die effektive Ladung von Silizium in Siliziumtetrafluorid +1,64 e und von Xenon in Xenonhexafluorid +2,3 e beträgt. Bestimmen Sie die Werte der Teilladungen an den Fluoratomen in diesen Verbindungen. 2. Stellen Sie die Strukturformeln der folgenden Stoffe auf und charakterisieren Sie unter Verwendung der Notationen „ “ und „ “ die Polarität kovalenter Bindungen in den Molekülen dieser Verbindungen: a) CH 4, CCl 4, SiCl 4; b) H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te; c) NH 3, NF 3, NCl 3; d) SO 2, Cl 2 O, OF 2.
3. Geben Sie anhand der Elektronegativitätstabelle an, in welcher der Verbindungen die Bindung polarer ist: a) CCl 4 oder SiCl 4 ; b) H 2 S oder H 2 O; c) NF 3 oder NCl 3; d) Cl 2 O oder OF 2.
7.13. Donor-Akzeptor-Mechanismus der Bindungsbildung
In den vorherigen Absätzen haben Sie zwei Arten von Bindungen ausführlich kennengelernt: ionische und kovalente. Denken Sie daran, dass eine Ionenbindung entsteht, wenn ein Elektron vollständig von einem Atom auf ein anderes übertragen wird. Kovalent – wenn ungepaarte Elektronen gebundener Atome geteilt werden.
Darüber hinaus gibt es einen weiteren Mechanismus zur Bindungsbildung. Betrachten wir es am Beispiel der Wechselwirkung eines Ammoniakmoleküls mit einem Bortrifluoridmolekül:
Dadurch entstehen sowohl kovalente als auch ionische Bindungen zwischen den Stickstoff- und Boratomen. In diesem Fall ist das Stickstoffatom Spender Elektronenpaar („gibt“ es zur Bindungsbildung) und das Boratom - Akzeptor(„akzeptiert“ es beim Verbindungsaufbau). Daher der Name des Mechanismus zur Bildung einer solchen Verbindung: „ Spender-Akzeptor“.
Wenn eine Bindung mithilfe des Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird, werden gleichzeitig sowohl eine kovalente Bindung als auch eine ionische Bindung gebildet.
Natürlich kommt es nach der Bildung einer Bindung aufgrund der unterschiedlichen Elektronegativität der gebundenen Atome zu einer Polarisation der Bindung und es entstehen Teilladungen, wodurch die effektiven (realen) Ladungen der Atome sinken.
Schauen wir uns andere Beispiele an.
Befindet sich neben dem Ammoniakmolekül ein stark polares Chlorwasserstoffmolekül, bei dem das Wasserstoffatom eine erhebliche Teilladung aufweist, übernimmt in diesem Fall das Wasserstoffatom die Rolle des Elektronenpaarakzeptors. Es ist 1 S-AO, obwohl es nicht vollständig leer ist, wie das Boratom im vorherigen Beispiel, ist die Elektronendichte in der Wolke dieses Orbitals deutlich verringert.
Die räumliche Struktur des resultierenden Kations ist Ammoniumion NH 4 ähnelt in der Struktur dem Methanmolekül, d. h. alle vier N-H-Bindungen sind exakt gleich.
Die Bildung ionischer Kristalle von Ammoniumchlorid NH 4 Cl kann durch Mischen von Ammoniakgas mit Chlorwasserstoffgas beobachtet werden:
NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (cr)
Nicht nur das Stickstoffatom kann ein Elektronenpaardonor sein. Es könnte sich beispielsweise um das Sauerstoffatom eines Wassermoleküls handeln. Ein Wassermolekül wechselwirkt mit demselben Chlorwasserstoff wie folgt:
Das resultierende H3O-Kation heißt Oxoniumion und ist, wie Sie bald erfahren werden, in der Chemie von großer Bedeutung.
Betrachten wir abschließend die elektronische Struktur des Kohlenmonoxid-CO-Moleküls:
Es enthält neben drei kovalenten Bindungen (Dreifachbindung) auch eine ionische Bindung.
Bedingungen für die Bindungsbildung nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus:
1) das Vorhandensein eines freien Valenzelektronenpaares in einem der Atome;
2) das Vorhandensein eines freien Orbitals auf der Valenzebene eines anderen Atoms.
Der Donor-Akzeptor-Mechanismus der Bindungsbildung ist weit verbreitet. Besonders häufig kommt es bei der Bildung von Verbindungen vor D-Elemente. Fast jedermanns Atome D-Elemente haben viele leere Valenzorbitale. Daher sind sie aktive Akzeptoren von Elektronenpaaren.
Donor-Akzeptor-Mechanismus der Bindungsbildung, Ammoniumion, Oxoniumion, Bedingungen für die Bindungsbildung durch Donor-Akzeptor-Mechanismus.
1. Erstellen Sie Reaktionsgleichungen und Bildungsschemata
a) Ammoniumbromid NH 4 Br aus Ammoniak und Bromwasserstoff;
b) Ammoniumsulfat (NH 4) 2 SO 4 aus Ammoniak und Schwefelsäure.
2. Erstellen Sie Reaktionsgleichungen und Wechselwirkungsschemata für a) Wasser mit Bromwasserstoff; b) Wasser mit Schwefelsäure.
3.Welche Atome in den vier vorherigen Reaktionen sind Donoren eines Elektronenpaares und welche sind Akzeptoren? Warum? Erklären Sie Ihre Antwort mit Diagrammen von Valenzunterebenen.
4. Strukturformel von Salpetersäure. Die Winkel zwischen O-N-O-Bindungen liegen nahe bei 120 °. Definieren:
a) Art der Hybridisierung des Stickstoffatoms;
b) welches AO des Stickstoffatoms an der Bildung der -Bindung beteiligt ist;
c) welches AO des Stickstoffatoms an der Bildung der -Bindung nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus beteiligt ist.
Wie groß ist Ihrer Meinung nach der Winkel zwischen den H-O-N-Bindungen in diesem Molekül ungefähr gleich? 5.Erstellen Sie die Strukturformel des Cyanidions CN (negative Ladung am Kohlenstoffatom). Es ist bekannt, dass Cyanide (Verbindungen, die ein solches Ion enthalten) und Kohlenmonoxid CO starke Gifte sind und ihre biologische Wirkung sehr ähnlich ist. Bieten Sie Ihre Erklärung für die Nähe ihrer biologischen Wirkung an.
7.14. Metallverbindung. Metalle
Eine kovalente Bindung entsteht nur dann zwischen Atomen, die in ihrer Neigung, Elektronen abzugeben und aufzunehmen, ähnlich sind, wenn die Größe der gebundenen Atome klein ist. In diesem Fall ist die Elektronendichte im Bereich überlappender Elektronenwolken von Bedeutung, und die Atome erweisen sich als fest gebunden, wie beispielsweise im HF-Molekül. Wenn mindestens eines der gebundenen Atome einen großen Radius aufweist, wird die Bildung einer kovalenten Bindung weniger vorteilhaft, da die Elektronendichte im Bereich überlappender Elektronenwolken bei großen Atomen viel geringer ist als bei kleinen. Ein Beispiel für ein solches Molekül mit einer schwächeren Bindung ist das HI-Molekül (vergleichen Sie anhand von Tabelle 21 die Zerstäubungsenergien von HF- und HI-Molekülen).
Und doch zwischen großen Atomen ( R o > 1.1) Es kommt zu einer chemischen Bindung, die in diesem Fall jedoch durch die gemeinsame Nutzung aller (oder eines Teils) der Valenzelektronen aller gebundenen Atome entsteht. Im Fall von Natriumatomen beispielsweise alle 3 S-Elektronen dieser Atome, und es entsteht eine einzelne Elektronenwolke:
Atome bilden einen Kristall mit Metall Kommunikation
Auf diese Weise können sich sowohl Atome desselben Elements als auch Atome verschiedener Elemente miteinander verbinden. Im ersten Fall werden einfache Stoffe genannt Metalle, und im zweiten - komplexe Substanzen namens intermetallische Verbindungen.
Von allen Stoffen mit metallischen Bindungen zwischen Atomen lernt man in der Schule nur etwas über Metalle. Wie ist die räumliche Struktur von Metallen? Der Metallkristall besteht aus Atomskelette, die nach der Vergesellschaftung der Valenzelektronen übrig bleibt, und die Elektronenwolke der vergesellschafteten Elektronen. Die Atomrümpfe bilden meist eine sehr dichte Packung und die Elektronenwolke nimmt das gesamte verbleibende freie Volumen des Kristalls ein.
Die wichtigsten Arten dichter Verpackungen sind kubisch dichteste Packung(KPU) und hexagonale dichte Packung(GPU). Die Namen dieser Pakete hängen mit der Symmetrie der Kristalle zusammen, in denen sie realisiert sind. Manche Metalle bilden locker gepackte Kristalle – kubisch raumzentriert(OTSK). Volumen- und Ball-and-Stick-Modelle dieser Pakete sind in Abbildung 7.6 dargestellt.
Eine kubisch dichte Packung besteht aus Atomen von Cu, Al, Pb, Au und einigen anderen Elementen. Sechseckige dichte Packung – Atome von Be, Zn, Cd, Sc und einer Reihe anderer. In Kristallen von Alkalimetallen, Elementen der VB- und VIB-Gruppen ist eine kubisch-raumzentrierte Atompackung vorhanden. Einige Metalle können bei unterschiedlichen Temperaturen unterschiedliche Strukturen aufweisen. Die Gründe für solche Unterschiede und Strukturmerkmale von Metallen sind noch nicht vollständig geklärt.
Beim Schmelzen entstehen Metallkristalle Metallflüssigkeiten. Die Art der chemischen Bindung zwischen Atomen ändert sich nicht.
Die Metallbindung weist keine Direktionalität und Sättigung auf. In dieser Hinsicht ähnelt es einer Ionenbindung.
Bei intermetallischen Verbindungen kann man auch von der Polarisierbarkeit der metallischen Bindung sprechen.
Charakteristische physikalische Eigenschaften von Metallen:
1) hohe elektrische Leitfähigkeit;
2) hohe Wärmeleitfähigkeit;
3) hohe Duktilität.
Die Schmelzpunkte verschiedener Metalle unterscheiden sich stark voneinander: Der niedrigste Schmelzpunkt liegt bei Quecksilber (- 39 °C) und der höchste bei Wolfram (3410 °C).
| Beryllium Be- hellgraues, leichtes, ziemlich hartes, aber normalerweise sprödes Metall. Schmelzpunkt 1287 °C. An der Luft wird es mit einem Oxidfilm bedeckt. Beryllium ist ein ziemlich seltenes Metall; lebende Organismen hatten im Laufe ihrer Evolution praktisch keinen Kontakt damit, daher ist es nicht verwunderlich, dass es für die Tierwelt giftig ist. Es wird in der Nukleartechnik eingesetzt. Zink Zn ist ein weißes Weichmetall mit einer bläulichen Tönung. Schmelzpunkt 420 °C. In Luft und Wasser ist es mit einem dünnen, dichten Film aus Zinkoxid bedeckt, der eine weitere Oxidation verhindert. In der Produktion wird es zum Verzinken von Blechen, Rohren und Drähten verwendet und schützt Eisen vor Korrosion. Wolfram W. Es ist das feuerfesteste aller Metalle: Der Schmelzpunkt von Wolfram liegt bei 3387 °C. Normalerweise ist Wolfram ziemlich spröde, aber nach sorgfältiger Reinigung wird es duktil, was es ermöglicht, daraus dünnen Draht zu ziehen, aus dem die Filamente entstehen Glühbirnen werden hergestellt. Der Großteil des produzierten Wolframs wird jedoch zur Herstellung harter und verschleißfester Legierungen verwendet, die diese Eigenschaften auch bei Erwärmung auf 1000 °C beibehalten können. |
METALL, INTERMETALLISCHE VERBINDUNG, METALLISCHE VERBINDUNG, DICHSTE PACKUNG.
1. Zur Charakterisierung verschiedener Pakete wird das Konzept des „Raumfüllungskoeffizienten“ verwendet, also das Verhältnis des Volumens der Atome zum Volumen des Kristalls
Wo V a - Volumen eines Atoms,
Z ist die Anzahl der Atome in einer Elementarzelle,
V i- Volumen der Elementarzelle.
Atome werden in diesem Fall durch starre Kugeln mit Radius dargestellt R, einander berühren. Ballvolumen V w = (4/3) R 3 .
Bestimmen Sie den Raumfüllfaktor für Massen- und BCC-Verpackungen.
2. Berechnen Sie anhand der Werte der Metallradien (Anhang 9) die Elementarzellengröße von a) Kupfer (CPU), b) Aluminium (CPU) und c) Cäsium (BCC).
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5.1. Kovalente Bindung
Eine chemische Bindung entsteht, wenn zwei oder mehr Atome zusammenkommen, wenn durch ihre Wechselwirkung die Gesamtenergie des Systems abnimmt. Die stabilsten elektronischen Konfigurationen der äußeren Elektronenhüllen von Atomen sind die von Edelgasatomen, die aus zwei oder acht Elektronen bestehen. Die äußeren Elektronenhüllen von Atomen anderer Elemente enthalten ein bis sieben Elektronen, d.h. sind unvollendet. Wenn ein Molekül gebildet wird, neigen Atome dazu, eine stabile Zwei-Elektronen- oder Acht-Elektronen-Hülle anzunehmen. Die Valenzelektronen von Atomen sind an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt.
Kovalent ist eine chemische Bindung zwischen zwei Atomen, die durch Elektronenpaare entsteht, die gleichzeitig zu diesen beiden Atomen gehören.
Es gibt zwei Mechanismen für die Bildung kovalenter Bindungen: Austausch und Donor-Akzeptor.
5.1.1. Austauschmechanismus der Bildung kovalenter Bindungen
Austauschmechanismus Die Bildung einer kovalenten Bindung erfolgt durch die Überlappung von Elektronenwolken verschiedener Atome. Nähern sich beispielsweise zwei Wasserstoffatome einander, überlappen sich die 1s-Elektronorbitale. Dadurch entsteht ein gemeinsames Elektronenpaar, das gleichzeitig zu beiden Atomen gehört. In diesem Fall wird eine chemische Bindung durch Elektronen mit antiparallelen Spins gebildet, Abb. 5.1.
Reis. 5.1. Bildung eines Wasserstoffmoleküls aus zwei H-Atomen
5.1.2. Donor-Akzeptor-Mechanismus zur Bildung kovalenter Bindungen
Beim Donor-Akzeptor-Mechanismus der kovalenten Bindungsbildung erfolgt die Bindung ebenfalls über Elektronenpaare. Allerdings stellt in diesem Fall ein Atom (Donor) sein Elektronenpaar zur Verfügung und das andere Atom (Akzeptor) ist mit seinem freien Orbital an der Bindungsbildung beteiligt. Ein Beispiel für die Umsetzung einer Donor-Akzeptor-Bindung ist die Bildung des Ammoniumions NH 4 + bei der Wechselwirkung von Ammoniak NH 3 mit dem Wasserstoffkation H +.
Im NH 3 -Molekül bilden drei Elektronenpaare drei N-H-Bindungen, das vierte zum Stickstoffatom gehörende Elektronenpaar ist einsam. Dieses Elektronenpaar kann eine Bindung mit einem Wasserstoffion eingehen, das ein unbesetztes Orbital hat. Das Ergebnis ist Ammoniumion NH 4 +, Abb. 5.2.
Reis. 5.2. Das Auftreten einer Donor-Akzeptor-Bindung während der Bildung von Ammoniumionen
Es ist zu beachten, dass die vier im NH 4 + -Ion vorhandenen kovalenten N-H-Bindungen äquivalent sind. Im Ammoniumion ist es unmöglich, eine durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildete Bindung zu identifizieren.
5.1.3. Polare und unpolare kovalente Bindung
Wenn eine kovalente Bindung von identischen Atomen gebildet wird, befindet sich das Elektronenpaar im gleichen Abstand zwischen den Kernen dieser Atome. Eine solche kovalente Bindung wird als unpolar bezeichnet. Beispiele für Moleküle mit einer unpolaren kovalenten Bindung sind H2, Cl2, O2, N2 usw.
Bei einer polaren kovalenten Bindung wird das gemeinsame Elektronenpaar zum Atom mit höherer Elektronegativität verschoben. Diese Art von Bindung wird in Molekülen realisiert, die aus verschiedenen Atomen bestehen. Eine polare kovalente Bindung kommt in Molekülen von HCl, HBr, CO, NO usw. vor. Beispielsweise kann die Bildung einer polaren kovalenten Bindung in einem HCl-Molekül durch ein Diagramm dargestellt werden, Abb. 5.3:
Reis. 5.3. Bildung einer kovalenten polaren Bindung im HC1-Molekül
Im betrachteten Molekül wird das Elektronenpaar zum Chloratom verschoben, da dessen Elektronegativität (2.83) größer ist als die Elektronegativität des Wasserstoffatoms (2.1).
5.1.4. Dipolmoment und Molekülstruktur
Ein Maß für die Polarität einer Bindung ist ihr Dipolmoment μ:
μ = e·l,
Wo e– Elektronenladung, l– der Abstand zwischen den Zentren positiver und negativer Ladungen.
Das Dipolmoment ist eine Vektorgröße. Die Konzepte „Bindungsdipolmoment“ und „Moleküldipolmoment“ stimmen nur für zweiatomige Moleküle überein. Das Dipolmoment eines Moleküls ist gleich der Vektorsumme der Dipolmomente aller Bindungen. Somit hängt das Dipolmoment eines mehratomigen Moleküls von seiner Struktur ab.
In einem linearen CO 2 -Molekül beispielsweise ist jede der CO-Bindungen polar. Allerdings ist das CO 2 -Molekül im Allgemeinen unpolar, da sich die Dipolmomente der Bindungen gegenseitig aufheben (Abb. 5.4). Das Dipolmoment des Kohlendioxidmoleküls beträgt m = 0.
Im eckigen H2O-Molekül liegen die polaren H-O-Bindungen in einem Winkel von 104,5°. Die Vektorsumme der Dipolmomente zweier HO-Bindungen wird durch die Diagonale des Parallelogramms ausgedrückt (Abb. 5.4). Dadurch ist das Dipolmoment des Wassermoleküls m ungleich Null.
Reis. 5.4. Dipolmomente von CO 2- und H 2 O-Molekülen
5.1.5. Wertigkeit von Elementen in Verbindungen mit kovalenten Bindungen
Die Wertigkeit von Atomen wird durch die Anzahl ungepaarter Elektronen bestimmt, die an der Bildung gemeinsamer Elektronenpaare mit Elektronen anderer Atome beteiligt sind. Da die Halogenatome in den Molekülen F 2, HCl, PBr 3 und CCl 4 ein ungepaartes Elektron auf der äußeren Elektronenschicht haben, sind sie einwertig. Elemente der Sauerstoffuntergruppe enthalten zwei ungepaarte Elektronen in der äußeren Schicht, daher sind sie in Verbindungen wie O 2, H 2 O, H 2 S und SCl 2 zweiwertig.
Da in Molekülen zusätzlich zu gewöhnlichen kovalenten Bindungen eine Bindung durch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet werden kann, hängt die Wertigkeit von Atomen auch vom Vorhandensein freier Elektronenpaare und freier Elektronenorbitale ab. Ein quantitatives Maß für die Wertigkeit ist die Anzahl der chemischen Bindungen, über die ein bestimmtes Atom mit anderen Atomen verbunden ist.
Die maximale Wertigkeit von Elementen darf in der Regel die Anzahl der Gruppe, in der sie sich befinden, nicht überschreiten. Eine Ausnahme bilden die Elemente der sekundären Untergruppe der ersten Gruppe Cu, Ag, Au, deren Wertigkeit in Verbindungen größer als eins ist. Zu den Valenzelektronen zählen in erster Linie die Elektronen der äußeren Schichten, bei Elementen der Nebenuntergruppen sind jedoch auch die Elektronen der vorletzten (voräußeren) Schichten an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt.
5.1.6. Wertigkeit von Elementen in normalen und angeregten Zuständen
Die Wertigkeit der meisten chemischen Elemente hängt davon ab, ob sich diese Elemente in einem normalen oder angeregten Zustand befinden. Elektronische Konfiguration des Li-Atoms: 1s 2 2s 1. Das Lithiumatom auf der äußeren Ebene hat ein ungepaartes Elektron, d.h. Lithium ist einwertig. Der Übergang des 1s-Elektrons zum 2p-Orbital erfordert einen sehr hohen Energieaufwand, um dreiwertiges Lithium zu erhalten. Dieser Energieaufwand ist so groß, dass er nicht durch die bei der Bildung chemischer Bindungen freigesetzte Energie ausgeglichen werden kann. In dieser Hinsicht gibt es keine dreiwertigen Lithiumverbindungen.
Konfiguration der äußeren elektronischen Schicht von Elementen der Beryllium-Untergruppe ns 2. Das bedeutet, dass sich in der äußeren Elektronenschicht dieser Elemente im ns-Zellorbital zwei Elektronen mit entgegengesetzten Spins befinden. Elemente der Beryllium-Untergruppe enthalten keine ungepaarten Elektronen, daher ist ihre Wertigkeit im Normalzustand Null. Im angeregten Zustand beträgt die elektronische Konfiguration der Elemente der Beryllium-Untergruppe ns 1 nр 1, d.h. Elemente bilden Verbindungen, in denen sie zweiwertig sind.
Valenzmöglichkeiten des Boratoms
Betrachten wir die elektronische Konfiguration des Boratoms im Grundzustand: 1s 2 2s 2 2p 1. Das Boratom enthält im Grundzustand ein ungepaartes Elektron (Abb. 5.5), d. h. es ist monovalent. Bor zeichnet sich jedoch nicht durch die Bildung von Verbindungen aus, in denen es einwertig ist. Wenn ein Boratom angeregt wird, geht ein 2s-Elektron in ein 2p-Orbital über (Abb. 5.5). Ein Boratom im angeregten Zustand hat drei ungepaarte Elektronen und kann Verbindungen bilden, in denen seine Wertigkeit drei ist.
Reis. 5.5. Valenzzustände des Boratoms im normalen und angeregten Zustand
Die beim Übergang eines Atoms in einen angeregten Zustand innerhalb eines Energieniveaus aufgewendete Energie wird in der Regel durch die bei der Bildung zusätzlicher Bindungen freigesetzte Energie mehr als ausgeglichen.
Aufgrund des Vorhandenseins eines freien 2p-Orbitals im Boratom kann Bor in Verbindungen eine vierte kovalente Bindung bilden und als Elektronenpaarakzeptor fungieren. Abbildung 5.6 zeigt, wie das BF-Molekül mit dem F –-Ion interagiert, was zur Bildung des –-Ions führt, in dem Bor vier kovalente Bindungen bildet.
Reis. 5.6. Donor-Akzeptor-Mechanismus zur Bildung der vierten kovalenten Bindung am Boratom
Valenzmöglichkeiten des Stickstoffatoms
Betrachten wir die elektronische Struktur des Stickstoffatoms (Abb. 5.7).
Reis. 5.7. Verteilung der Elektronen in den Orbitalen des Stickstoffatoms
Aus dem dargestellten Diagramm geht hervor, dass Stickstoff drei ungepaarte Elektronen hat, drei chemische Bindungen eingehen kann und eine Wertigkeit von drei hat. Der Übergang des Stickstoffatoms in einen angeregten Zustand ist unmöglich, da das zweite Energieniveau keine d-Orbitale enthält. Gleichzeitig kann das Stickstoffatom einem Atom mit einem freien Orbital (Akzeptor) ein einzelnes Elektronenpaar äußerer Elektronen 2s 2 zur Verfügung stellen. Dadurch entsteht eine vierte chemische Bindung des Stickstoffatoms, wie sie beispielsweise beim Ammoniumion der Fall ist (Abb. 5.2). Somit beträgt die maximale Kovalenz (die Anzahl der gebildeten kovalenten Bindungen) eines Stickstoffatoms vier. In seinen Verbindungen kann Stickstoff im Gegensatz zu anderen Elementen der fünften Gruppe nicht fünfwertig sein.
Valenzmöglichkeiten von Phosphor-, Schwefel- und Halogenatomen
Im Gegensatz zu den Atomen von Stickstoff, Sauerstoff und Fluor verfügen die Atome von Phosphor, Schwefel und Chlor in der dritten Periode über freie 3D-Zellen, auf die Elektronen übertragen werden können. Wenn ein Phosphoratom angeregt wird (Abb. 5.8), verfügt es über 5 ungepaarte Elektronen auf seiner äußeren Elektronenschicht. Dadurch kann das Phosphoratom in Verbindungen nicht nur drei-, sondern auch fünfwertig sein.
Reis. 5.8. Verteilung der Valenzelektronen in Orbitalen für ein Phosphoratom im angeregten Zustand
Im angeregten Zustand weist Schwefel neben der Wertigkeit zwei auch die Wertigkeit vier und sechs auf. In diesem Fall werden 3p- und 3s-Elektronen nacheinander gepaart (Abb. 5.9).
Reis. 5.9. Valenzmöglichkeiten eines Schwefelatoms im angeregten Zustand
Im angeregten Zustand ist für alle Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe V, außer Fluor, eine sequentielle Paarung von ersten p- und dann s-Elektronenpaaren möglich. Dadurch werden diese Elemente drei-, fünf- und siebenwertig (Abb. 5.10).
Reis. 5.10. Valenzmöglichkeiten von Chlor-, Brom- und Jodatomen im angeregten Zustand
5.1.7. Länge, Energie und Richtung einer kovalenten Bindung
Kovalente Bindungen bilden sich typischerweise zwischen Nichtmetallatomen. Die Hauptmerkmale einer kovalenten Bindung sind Länge, Energie und Richtung.
Kovalente Bindungslänge
Die Länge einer Bindung ist der Abstand zwischen den Kernen der Atome, die diese Bindung bilden. Sie wird durch experimentelle physikalische Methoden bestimmt. Die Bindungslänge lässt sich mithilfe der Additivitätsregel abschätzen, nach der die Bindungslänge im AB-Molekül ungefähr der Hälfte der Summe der Bindungslängen in den Molekülen A 2 und B 2 entspricht:
.
Von oben nach unten entlang der Nebengruppen des Periodensystems der Elemente nimmt die Länge der chemischen Bindung zu, da die Radien der Atome in dieser Richtung zunehmen (Tabelle 5.1). Mit zunehmender Bindungsmultiplizität nimmt ihre Länge ab.
Tabelle 5.1.
Länge einiger chemischer Bindungen
Chemische Bindung |
Linklänge, PM |
Chemische Bindung |
Linklänge, PM |
C – C |
|||
Kommunikationsenergie
Ein Maß für die Bindungsstärke ist die Bindungsenergie. Kommunikationsenergie wird durch die Energie bestimmt, die erforderlich ist, um eine Bindung aufzubrechen und die Atome, die diese Bindung bilden, auf eine unendlich große Entfernung voneinander zu entfernen. Die kovalente Bindung ist sehr stark. Seine Energie reicht von mehreren zehn bis mehreren hundert kJ/mol. Für ein IСl 3-Molekül beispielsweise beträgt die E-Bindung ≈40, und für N 2- und CO-Moleküle beträgt die E-Bindung ≈1000 kJ/mol.
Von oben nach unten entlang der Nebengruppen des Periodensystems der Elemente nimmt die Energie einer chemischen Bindung ab, da die Bindungslänge in dieser Richtung zunimmt (Tabelle 5.1). Mit zunehmender Bindungsmultiplizität nimmt ihre Energie zu (Tabelle 5.2).
Tabelle 5.2.
Energien einiger chemischer Bindungen
Chemische Bindung |
Kommunikationsenergie, |
Chemische Bindung |
Kommunikationsenergie, |
C – C |
|||
Sättigung und Richtung kovalenter Bindungen
Die wichtigsten Eigenschaften einer kovalenten Bindung sind ihre Sättigung und Richtungsabhängigkeit. Sättigbarkeit kann als die Fähigkeit von Atomen definiert werden, eine begrenzte Anzahl kovalenter Bindungen zu bilden. Somit kann ein Kohlenstoffatom nur vier kovalente Bindungen eingehen, und ein Sauerstoffatom kann zwei eingehen. Die maximale Anzahl gewöhnlicher kovalenter Bindungen, die ein Atom bilden kann (mit Ausnahme der durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildeten Bindungen), ist gleich der Anzahl ungepaarter Elektronen.
Kovalente Bindungen haben eine räumliche Orientierung, da die Überlappung der Orbitale bei der Bildung einer Einfachbindung entlang der Verbindungslinie der Atomkerne erfolgt. Die räumliche Anordnung der Elektronenorbitale eines Moleküls bestimmt seine Geometrie. Die Winkel zwischen chemischen Bindungen werden Bindungswinkel genannt.
Die Sättigung und Richtungsabhängigkeit einer kovalenten Bindung unterscheidet diese Bindung von einer ionischen Bindung, die im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung ungesättigt und ungerichtet ist.
Räumliche Struktur von H 2 O- und NH 3-Molekülen
Betrachten wir die Richtung einer kovalenten Bindung am Beispiel von H 2 O- und NH 3-Molekülen.
Das H 2 O-Molekül besteht aus einem Sauerstoffatom und zwei Wasserstoffatomen. Das Sauerstoffatom verfügt über zwei ungepaarte p-Elektronen, die zwei im rechten Winkel zueinander stehende Orbitale besetzen. Wasserstoffatome haben ungepaarte 1s-Elektronen. Der Winkel zwischen den durch p-Elektronen gebildeten Bindungen sollte nahe dem Winkel zwischen den Orbitalen der p-Elektronen liegen. Experimentell wurde jedoch festgestellt, dass der Winkel zwischen den O-H-Bindungen in einem Wassermolekül 104,50 beträgt. Die Vergrößerung des Winkels gegenüber dem Winkel von 90° lässt sich durch die Abstoßungskräfte erklären, die zwischen den Wasserstoffatomen wirken, Abb. 5.11. Somit hat das H 2 O-Molekül eine eckige Form.
An der Bildung des NH 3 -Moleküls sind drei ungepaarte p-Elektronen des Stickstoffatoms beteiligt, deren Orbitale in drei zueinander senkrechten Richtungen liegen. Daher sollten die drei N-H-Bindungen in einem Winkel von etwa 90° zueinander angeordnet sein (Abb. 5.11). Der experimentelle Wert des Winkels zwischen Bindungen im NH 3 -Molekül beträgt 107,3°. Der Unterschied zwischen den Winkeln zwischen den Bindungen und den theoretischen Werten ist wie beim Wassermolekül auf die gegenseitige Abstoßung der Wasserstoffatome zurückzuführen. Darüber hinaus berücksichtigen die vorgestellten Schemata nicht die Möglichkeit der Beteiligung zweier Elektronen in den 2s-Orbitalen an der Bildung chemischer Bindungen.
Reis. 5.11. Überlappung elektronischer Orbitale bei der Bildung chemischer Bindungen in H 2 O- (a) und NH 3-Molekülen (b).
Betrachten wir die Bildung des BeC1 2-Moleküls. Ein Berylliumatom im angeregten Zustand hat zwei ungepaarte Elektronen: 2s und 2p. Es kann davon ausgegangen werden, dass das Berylliumatom zwei Bindungen eingehen sollte: eine durch das s-Elektron gebildete Bindung und eine durch das p-Elektron gebildete Bindung. Diese Bindungen müssen unterschiedliche Energien und unterschiedliche Längen haben. Das BeCl 2 -Molekül sollte in diesem Fall nicht linear, sondern eckig sein. Die Erfahrung zeigt jedoch, dass das BeCl 2 -Molekül eine lineare Struktur hat und beide chemischen Bindungen darin gleichwertig sind. Eine ähnliche Situation wird beobachtet, wenn man die Struktur der BCl 3- und CCl 4-Moleküle betrachtet – alle Bindungen in diesen Molekülen sind äquivalent. Das BC1 3-Molekül hat eine flache Struktur, CC1 4 hat eine tetraedrische Struktur.
Um die Struktur von Molekülen wie BeCl 2, BCl 3 und CCl 4 zu erklären, Pauling und Slater(USA) führte das Konzept der Hybridisierung von Atomorbitalen ein. Sie schlugen vor, mehrere Atomorbitale, die sich in ihrer Energie nicht sehr unterscheiden, durch die gleiche Anzahl äquivalenter Orbitale, sogenannte Hybridorbitale, zu ersetzen. Diese Hybridorbitale setzen sich aufgrund ihrer Linearkombination aus Atomorbitalen zusammen.
Laut L. Pauling ist es möglich, die Konfiguration der Orbitale zu ändern, wenn chemische Bindungen von einem Atom mit Elektronen unterschiedlicher Art in einer Schicht und daher nicht sehr unterschiedlicher Energie (z. B. s und p) gebildet werden verschiedene Typen, bei denen ihre Ausrichtung in Form und Energie auftritt. Dadurch entstehen Hybridorbitale, die eine asymmetrische Form haben und auf einer Seite des Kerns stark verlängert sind. Es ist wichtig zu betonen, dass das Hybridisierungsmodell verwendet wird, wenn Elektronen unterschiedlicher Art, beispielsweise s und p, an der Bindungsbildung beteiligt sind.
5.1.8.2. Verschiedene Arten der Atomorbitalhybridisierung
sp-Hybridisierung
Hybridisierung von einem S- und ein R- Orbitale ( sp- Hybridisierung) wird beispielsweise bei der Bildung von Berylliumchlorid realisiert. Wie oben gezeigt, verfügt ein Be-Atom im angeregten Zustand über zwei ungepaarte Elektronen, von denen eines das 2s-Orbital und das andere das 2p-Orbital besetzt. Bei der Bildung einer chemischen Bindung wandeln sich diese beiden unterschiedlichen Orbitale in zwei identische Hybridorbitale um, die in einem Winkel von 180° zueinander ausgerichtet sind (Abb. 5.12). Die lineare Anordnung zweier Hybridorbitale entspricht ihrer minimalen Abstoßung voneinander. Dadurch hat das BeCl 2 -Molekül eine lineare Struktur – alle drei Atome liegen auf derselben Linie.
Reis. 5.12. Diagramm der Überlappung der Elektronenorbitale während der Bildung eines BeCl 2 -Moleküls
Die Struktur des Acetylenmoleküls; Sigma- und Pi-Anleihen
Betrachten wir ein Diagramm der Überlappung elektronischer Orbitale während der Bildung eines Acetylenmoleküls. In einem Acetylenmolekül befindet sich jedes Kohlenstoffatom in einem sp-Hybridzustand. Zwei sp-Hybridorbitale stehen in einem Winkel von 180° zueinander; Sie bilden eine σ-Bindung zwischen Kohlenstoffatomen und zwei σ-Bindungen mit Wasserstoffatomen (Abb. 5.13).
Reis. 5.13. Schema der Bildung von S-Bindungen in einem Acetylenmolekül
Eine σ-Bindung ist eine Bindung, die durch überlappende Elektronenorbitale entlang einer Verbindungslinie zwischen Atomkernen entsteht.
Jedes Kohlenstoffatom im Acetylenmolekül enthält zwei weitere p-Elektronen, die nicht an der Bildung von σ-Bindungen beteiligt sind. Die Elektronenwolken dieser Elektronen befinden sich in zueinander senkrechten Ebenen und bilden, einander überlappend, aufgrund der seitlichen Überlappung von Nicht-Hybriden zwei weitere π-Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen R–Wolken (Abb. 5.14).
Eine π-Bindung ist eine kovalente chemische Bindung, die durch eine Zunahme der Elektronendichte auf beiden Seiten der Verbindungslinie zwischen den Atomkernen entsteht.
Reis. 5.14. Schema der Bildung von σ- und π-Bindungen im Acetylenmolekül.
Somit entsteht im Acetylenmolekül eine Dreifachbindung zwischen den Kohlenstoffatomen, die aus einer σ-Bindung und zwei π-Bindungen besteht; σ -Bindungen sind stärker als π-Bindungen.
sp2-Hybridisierung
Die Struktur des BCl 3 -Moleküls kann anhand von erklärt werden S. 2- Hybridisierung. Ein Boratom im angeregten Zustand auf der äußeren Elektronenschicht enthält ein s-Elektron und zwei p-Elektronen, d. h. drei ungepaarte Elektronen. Diese drei Elektronenwolken können in drei äquivalente Hybridorbitale umgewandelt werden. Die minimale Abstoßung dreier Hybridorbitale voneinander entspricht ihrer Lage in derselben Ebene in einem Winkel von 120° zueinander (Abb. 5.15). Somit hat das BCl 3 -Molekül eine flache Form.
Reis. 5.15. Flache Struktur des BCl 3 -Moleküls
sp 3 - Hybridisierung
Die Valenzorbitale des Kohlenstoffatoms (s, ð x, ð y, ð z) lassen sich in vier äquivalente Hybridorbitale umwandeln, die im Raum in einem Winkel von 109,5 o zueinander stehen und auf die Ecken des Tetraeders gerichtet sind , in dessen Zentrum sich der Kern des Kohlenstoffatoms befindet (Abb. 5.16).
Reis. 5.16. Tetraederstruktur des Methanmoleküls
5.1.8.3. Hybridisierung mit einsamen Elektronenpaaren
Mit dem Hybridisierungsmodell lässt sich die Struktur von Molekülen erklären, die neben bindenden auch freie Elektronenpaare enthalten. In Wasser- und Ammoniakmolekülen beträgt die Gesamtzahl der Elektronenpaare des Zentralatoms (O und N) vier. Gleichzeitig hat ein Wassermolekül zwei und ein Ammoniakmolekül ein freies Elektronenpaar. Die Bildung chemischer Bindungen in diesen Molekülen kann durch die Annahme erklärt werden, dass einzelne Elektronenpaare auch Hybridorbitale füllen können. Einzelne Elektronenpaare nehmen im Raum viel mehr Platz ein als bindende. Durch die Abstoßung zwischen freien und bindenden Elektronenpaaren verringern sich die Bindungswinkel in Wasser- und Ammoniakmolekülen, die kleiner als 109,5° werden.
Reis. 5.17. sp 3 – Hybridisierung unter Beteiligung einzelner Elektronenpaare in H 2 O (A)- und NH 3 (B)-Molekülen
5.1.8.4. Feststellung der Art der Hybridisierung und Bestimmung der Struktur von Molekülen
Um die Art der Hybridisierung und damit die Struktur von Molekülen zu bestimmen, müssen die folgenden Regeln angewendet werden.
1. Die Art der Hybridisierung des Zentralatoms, das keine freien Elektronenpaare enthält, wird durch die Anzahl der Sigma-Bindungen bestimmt. Wenn zwei solcher Bindungen vorhanden sind, kommt es zu einer sp-Hybridisierung, zu drei - sp 2 -Hybridisierung und zu vier - sp 3 -Hybridisierung. Einzelne Elektronenpaare (in Abwesenheit von durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildeten Bindungen) fehlen in Molekülen, die aus Beryllium-, Bor-, Kohlenstoff- und Siliziumatomen bestehen, d. h. in Elementen der Hauptuntergruppen II - IV Gruppen.
2. Wenn das Zentralatom einzelne Elektronenpaare enthält, werden die Anzahl der Hybridorbitale und die Art der Hybridisierung durch die Summe der Anzahl der Sigma-Bindungen und der Anzahl der einzelnen Elektronenpaare bestimmt. Die Hybridisierung mit einsamen Elektronenpaaren erfolgt in Molekülen, die aus Stickstoff-, Phosphor-, Sauerstoff- und Schwefelatomen bestehen, d. h. Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen V und VI.
3. Die geometrische Form der Moleküle wird durch die Art der Hybridisierung des Zentralatoms bestimmt (Tabelle 5.3).
Tabelle 5.3.
Bindungswinkel, geometrische Form von Molekülen in Abhängigkeit von der Anzahl der Hybridorbitale und der Art der Hybridisierung des Zentralatoms
5.2. Ionenverbindung
Die Ionenbindung erfolgt durch elektrostatische Anziehung zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen. Diese Ionen entstehen durch die Übertragung von Elektronen von einem Atom auf ein anderes. Eine Ionenbindung wird zwischen Atomen gebildet, die große Unterschiede in der Elektronegativität aufweisen (normalerweise größer als 1,7 auf der Pauling-Skala), beispielsweise zwischen Alkalimetall- und Halogenatomen.
Betrachten wir das Auftreten einer Ionenbindung am Beispiel der Bildung von NaCl. Aus den elektronischen Formeln der Atome Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 und Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 geht hervor, dass es für das Natriumatom einfacher ist, ein Elektron abzugeben, um die äußere Ebene zu vervollständigen als sieben hinzuzufügen, und es ist für das Chloratom einfacher, eins hinzuzufügen, als sieben wegzugeben. Bei chemischen Reaktionen gibt das Natriumatom ein Elektron ab und das Chloratom nimmt es auf. Dadurch werden die elektronischen Hüllen von Natrium- und Chloratomen in stabile elektronische Hüllen von Edelgasen umgewandelt (die elektronische Konfiguration des Natriumkations ist Na + 1s 2 2s 2 2p 6 und die elektronische Konfiguration des Chloranions Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Die elektrostatische Wechselwirkung von Ionen führt zur Bildung eines NaCl-Moleküls.
Grundlegende Eigenschaften ionischer Bindungen und Eigenschaften ionischer Verbindungen
1. Eine Ionenbindung ist eine starke chemische Bindung. Die Energie dieser Bindung liegt in der Größenordnung von 300 – 700 kJ/mol.
2. Im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung ist dies bei einer Ionenbindung der Fall Nichtrichtungs, da ein Ion in jede Richtung Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen anziehen kann.
3. Im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung ist dies bei einer Ionenbindung der Fall ungesättigt, da die Wechselwirkung von Ionen entgegengesetzten Vorzeichens nicht zu einer vollständigen gegenseitigen Kompensation ihrer Kraftfelder führt.
4. Bei der Bildung von Molekülen mit einer Ionenbindung findet kein vollständiger Elektronentransfer statt, daher gibt es in der Natur keine hundertprozentigen Ionenbindungen. Im NaCl-Molekül ist die chemische Bindung nur zu 80 % ionisch.
5. Verbindungen mit Ionenbindungen sind kristalline Feststoffe mit hohen Schmelz- und Siedepunkten.
6. Die meisten ionischen Verbindungen sind wasserlöslich. Lösungen und Schmelzen ionischer Verbindungen leiten elektrischen Strom.
5.3. Metallverbindung
Metallatome enthalten auf dem äußeren Energieniveau eine kleine Anzahl von Valenzelektronen. Da die Ionisierungsenergie von Metallatomen niedrig ist, werden Valenzelektronen in diesen Atomen nur schwach zurückgehalten. Dadurch entstehen im Kristallgitter von Metallen positiv geladene Ionen und freie Elektronen. In diesem Fall befinden sich Metallkationen in den Knotenpunkten ihres Kristallgitters und Elektronen bewegen sich frei im Feld positiver Zentren und bilden das sogenannte „Elektronengas“. Das Vorhandensein eines negativ geladenen Elektrons zwischen zwei Kationen führt dazu, dass jedes Kation mit diesem Elektron wechselwirkt. Unter metallischer Bindung versteht man also die Bindung zwischen positiven Ionen in Metallkristallen, die durch die Anziehung von Elektronen entsteht, die sich frei durch den Kristall bewegen.
Da die Valenzelektronen in einem Metall gleichmäßig im Kristall verteilt sind, handelt es sich bei einer metallischen Bindung ebenso wie bei einer ionischen Bindung um eine ungerichtete Bindung. Im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung ist eine Metallbindung eine ungesättigte Bindung. Aus kovalenter Bindung Metallverbindung Es unterscheidet sich auch in der Stärke. Die Energie einer metallischen Bindung ist etwa drei- bis viermal geringer als die Energie einer kovalenten Bindung.
Aufgrund der hohen Beweglichkeit des Elektronengases zeichnen sich Metalle durch eine hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit aus.
5.4. Wasserstoffverbindung
In den Molekülen der Verbindungen HF, H 2 O, NH 3 gibt es Wasserstoffbrückenbindungen mit einem stark elektronegativen Element (H–F, H–O, H–N). Zwischen den Molekülen können sich solche Verbindungen bilden intermolekulare Wasserstoffbrückenbindungen. In einigen organischen Molekülen, die H-O-, H-N-Bindungen enthalten, intramolekulare Wasserstoffbrückenbindungen.
Der Mechanismus der Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen ist teilweise elektrostatischer, teilweise Donor-Akzeptor-Natur. In diesem Fall ist der Elektronenpaardonor ein Atom eines stark elektronegativen Elements (F, O, N) und der Akzeptor sind die mit diesen Atomen verbundenen Wasserstoffatome. Wasserstoffbrücken zeichnen sich wie kovalente Bindungen aus durch Fokus im Raum und Sättigungsfähigkeit.
Wasserstoffbrückenbindungen werden normalerweise durch Punkte gekennzeichnet: H ··· F. Je stärker die Wasserstoffbindung ist, desto größer ist die Elektronegativität des Partneratoms und desto kleiner ist seine Größe. Es ist vor allem für Fluorverbindungen sowie Sauerstoff, in geringerem Maße für Stickstoff und in noch geringerem Maße für Chlor und Schwefel charakteristisch. Dementsprechend ändert sich auch die Energie der Wasserstoffbrücke (Tabelle 5.4).
Tabelle 5.4.
Durchschnittswerte der Wasserstoffbindungsenergien
Intermolekulare und intramolekulare Wasserstoffbrückenbindung
Dank Wasserstoffbrückenbindungen verbinden sich Moleküle zu Dimeren und komplexeren Assoziaten. Beispielsweise kann die Bildung eines Ameisensäuredimers durch das folgende Diagramm dargestellt werden (Abb. 5.18).
Reis. 5.18. Bildung intermolekularer Wasserstoffbrückenbindungen in Ameisensäure
In Wasser können lange Ketten von (H 2 O) n-Assoziierten auftreten (Abb. 5.19).
Reis. 5.19. Bildung einer Assoziationskette in flüssigem Wasser aufgrund intermolekularer Wasserstoffbrückenbindungen
Jedes H2O-Molekül kann vier Wasserstoffbrückenbindungen bilden, ein HF-Molekül jedoch nur zwei.
Wasserstoffbrückenbindungen können sowohl zwischen verschiedenen Molekülen (intermolekulare Wasserstoffbrückenbindung) als auch innerhalb eines Moleküls (intramolekulare Wasserstoffbrückenbindung) auftreten. Beispiele für die Bildung intramolekularer Bindungen für einige organische Substanzen sind in Abb. dargestellt. 5.20.
Reis. 5.20. Bildung intramolekularer Wasserstoffbrückenbindungen in Molekülen verschiedener organischer Verbindungen
Der Einfluss von Wasserstoffbrückenbindungen auf die Eigenschaften von Stoffen
Der bequemste Indikator für die Existenz intermolekularer Wasserstoffbrückenbindungen ist der Siedepunkt einer Substanz. Der höhere Siedepunkt von Wasser (100 o C im Vergleich zu Wasserstoffverbindungen von Elementen der Sauerstoffuntergruppe (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) erklärt sich durch das Vorhandensein von Wasserstoffbrückenbindungen: Zur Zerstörung intermolekularer Verbindungen muss zusätzliche Energie aufgewendet werden Wasserstoffbrückenbindungen im Wasser.
Wasserstoffbrückenbindungen können die Struktur und Eigenschaften von Stoffen erheblich beeinflussen. Die Existenz intermolekularer Wasserstoffbrückenbindungen erhöht den Schmelz- und Siedepunkt von Stoffen. Das Vorhandensein einer intramolekularen Wasserstoffbrücke führt dazu, dass das Desoxyribonukleinsäure (DNA)-Molekül in Wasser zu einer Doppelhelix gefaltet wird.
Wasserstoffbrückenbindungen spielen auch bei Lösungsprozessen eine wichtige Rolle, da die Löslichkeit auch von der Fähigkeit einer Verbindung abhängt, mit dem Lösungsmittel Wasserstoffbrückenbindungen zu bilden. Dadurch sind OH-Gruppen enthaltende Stoffe wie Zucker, Glucose, Alkohole und Carbonsäuren in der Regel gut wasserlöslich.
5.5. Arten von Kristallgittern
Feststoffe haben normalerweise eine kristalline Struktur. Die Teilchen, aus denen Kristalle bestehen (Atome, Ionen oder Moleküle), befinden sich an genau definierten Punkten im Raum und bilden ein Kristallgitter. Das Kristallgitter besteht aus Elementarzellen, die die für ein bestimmtes Gitter charakteristischen Strukturmerkmale beibehalten. Die Punkte, an denen sich Teilchen befinden, werden aufgerufen Kristallgitterknoten. Abhängig von der Art der an den Gitterplätzen befindlichen Teilchen und der Art der Verbindung zwischen ihnen werden 4 Arten von Kristallgittern unterschieden.
5.5.1. Atomares Kristallgitter
An den Knotenpunkten atomarer Kristallgitter befinden sich Atome, die durch kovalente Bindungen miteinander verbunden sind. Zu den Substanzen mit einem Atomgitter gehören Diamant, Silizium, Karbide, Silizide usw. In der Struktur eines Atomkristalls ist es unmöglich, einzelne Moleküle zu isolieren; der gesamte Kristall wird als ein einziges Riesenmolekül betrachtet. Die Struktur von Diamant ist in Abb. dargestellt. 5.21. Diamant besteht aus Kohlenstoffatomen, von denen jedes an vier benachbarte Atome gebunden ist. Aufgrund der starken kovalenten Bindung sind alle Stoffe mit Atomgittern feuerfest, hart und schwerflüchtig. Sie sind in Wasser schwer löslich.
Reis. 5.21. Diamantkristallgitter
5.5.2. Molekulares Kristallgitter
An den Knotenpunkten molekularer Kristallgitter befinden sich Moleküle, die durch schwache intermolekulare Kräfte miteinander verbunden sind. Daher haben Substanzen mit einem Molekülgitter eine geringe Härte, sie sind schmelzbar, zeichnen sich durch eine erhebliche Flüchtigkeit aus, sind in Wasser schwer löslich und ihre Lösungen leiten in der Regel keinen elektrischen Strom. Es sind viele Substanzen mit einem molekularen Kristallgitter bekannt. Dabei handelt es sich um festen Wasserstoff, Chlor, Kohlenmonoxid (IV) und andere Stoffe, die bei gewöhnlichen Temperaturen in gasförmigem Zustand vorliegen. Die meisten kristallinen organischen Verbindungen haben ein Molekülgitter.
5.5.3. Ionenkristallgitter
Kristallgitter, die an ihren Knoten Ionen enthalten, werden genannt ionisch. Sie werden durch Stoffe mit ionischen Bindungen gebildet, beispielsweise Alkalimetallhalogenide. In Ionenkristallen können einzelne Moleküle nicht unterschieden werden; der gesamte Kristall kann als ein Makromolekül betrachtet werden. Die Bindungen zwischen den Ionen sind stark, daher weisen Stoffe mit einem Ionengitter eine geringe Flüchtigkeit und hohe Schmelz- und Siedepunkte auf. Das Kristallgitter von Natriumchlorid ist in Abb. dargestellt. 5.22.
Reis. 5.22. Kristallgitter aus Natriumchlorid
In dieser Abbildung sind die hellen Kugeln Na + -Ionen, die dunklen Kugeln Cl – -Ionen. Links in Abb. Abbildung 5.22 zeigt die Elementarzelle von NaCl.
5.5.4. Metallkristallgitter
Metalle bilden im festen Zustand metallische Kristallgitter. Die Stellen solcher Gitter enthalten positive Metallionen und Valenzelektronen bewegen sich frei zwischen ihnen. Die Elektronen ziehen Kationen elektrostatisch an und verleihen so dem Metallgitter Stabilität. Diese Gitterstruktur bestimmt die hohe Wärmeleitfähigkeit, elektrische Leitfähigkeit und Plastizität von Metallen – bei mechanischer Verformung kommt es nicht zum Aufbrechen von Bindungen und zur Zerstörung des Kristalls, da die Ionen, aus denen er besteht, in einer Elektronengaswolke zu schweben scheinen. In Abb. Abbildung 5.23 zeigt das Natriumkristallgitter.
Reis. 5.23. Natriumkristallgitter
169338 0
Jedes Atom hat eine bestimmte Anzahl an Elektronen.
Bei chemischen Reaktionen geben Atome Elektronen ab, nehmen sie auf oder teilen sie, wodurch die stabilste elektronische Konfiguration erreicht wird. Die Konfiguration mit der niedrigsten Energie (wie bei Edelgasatomen) erweist sich als die stabilste. Dieses Muster wird „Oktettregel“ genannt (Abb. 1).
Reis. 1.
Diese Regel gilt für alle Arten von Verbindungen. Elektronische Verbindungen zwischen Atomen ermöglichen es ihnen, stabile Strukturen zu bilden, von den einfachsten Kristallen bis hin zu komplexen Biomolekülen, die letztendlich lebende Systeme bilden. Sie unterscheiden sich von Kristallen durch ihren kontinuierlichen Stoffwechsel. Gleichzeitig laufen viele chemische Reaktionen nach Mechanismen ab elektronische Übertragung, die eine entscheidende Rolle bei Energieprozessen im Körper spielen.
Eine chemische Bindung ist die Kraft, die zwei oder mehr Atome, Ionen, Moleküle oder eine beliebige Kombination davon zusammenhält.
Die Natur einer chemischen Bindung ist universell: Es handelt sich um eine elektrostatische Anziehungskraft zwischen negativ geladenen Elektronen und positiv geladenen Kernen, die durch die Konfiguration der Elektronen der äußeren Atomhülle bestimmt wird. Die Fähigkeit eines Atoms, chemische Bindungen einzugehen, nennt man Wertigkeit, oder Oxidationszustand. Das Konzept von Valenzelektronen- Elektronen, die chemische Bindungen eingehen, sich also in Orbitalen mit der höchsten Energie befinden. Dementsprechend wird die äußere Hülle des Atoms genannt, die diese Orbitale enthält Valenzschale. Derzeit reicht es nicht aus, das Vorhandensein einer chemischen Bindung anzuzeigen, es muss jedoch der Typ geklärt werden: ionisch, kovalent, Dipol-Dipol, metallisch.
Die erste Art der Verbindung istionisch Verbindung
Nach der elektronischen Valenztheorie von Lewis und Kossel können Atome auf zwei Arten eine stabile elektronische Konfiguration erreichen: erstens, indem sie Elektronen verlieren und sich bilden Kationen, zweitens, sie zu erwerben, sich in sie zu verwandeln Anionen. Durch den Elektronentransfer entsteht aufgrund der elektrostatischen Anziehungskraft zwischen Ionen mit Ladungen entgegengesetzten Vorzeichens eine chemische Bindung, die von Kossel „ elektrovalent"(jetzt genannt ionisch).
In diesem Fall bilden Anionen und Kationen eine stabile elektronische Konfiguration mit einer gefüllten äußeren Elektronenhülle. Typische Ionenbindungen werden aus Kationen der Gruppen T und II des Periodensystems und Anionen nichtmetallischer Elemente der Gruppen VI und VII (16 bzw. 17 Untergruppen) gebildet. Chalkogene Und Halogene). Die Bindungen ionischer Verbindungen sind ungesättigt und ungerichtet, sodass die Möglichkeit einer elektrostatischen Wechselwirkung mit anderen Ionen besteht. In Abb. Die Abbildungen 2 und 3 zeigen Beispiele für Ionenbindungen, die dem Kossel-Modell des Elektronentransfers entsprechen.
Reis. 2.
Reis. 3. Ionenbindung in einem Molekül Speisesalz (NaCl)
Hier ist es angebracht, sich an einige Eigenschaften zu erinnern, die das Verhalten von Stoffen in der Natur erklären, und insbesondere die Idee zu berücksichtigen Säuren Und Gründe dafür.
Wässrige Lösungen all dieser Stoffe sind Elektrolyte. Sie ändern ihre Farbe unterschiedlich Indikatoren. Der Wirkungsmechanismus von Indikatoren wurde von F.V. entdeckt. Ostwald. Er zeigte, dass Indikatoren schwache Säuren oder Basen sind, deren Farbe im undissoziierten und dissoziierten Zustand unterschiedlich ist.
Basen können Säuren neutralisieren. Nicht alle Basen sind in Wasser löslich (z. B. sind einige organische Verbindungen, die keine OH-Gruppen enthalten, unlöslich, insbesondere Triethylamin N(C 2 H 5) 3); lösliche Basen werden genannt Alkalien.
Wässrige Säurelösungen unterliegen charakteristischen Reaktionen:
a) mit Metalloxiden – unter Bildung von Salz und Wasser;
b) mit Metallen – unter Bildung von Salz und Wasserstoff;
c) mit Carbonaten – unter Bildung von Salz, CO 2 und N 2 Ö.
Die Eigenschaften von Säuren und Basen werden durch mehrere Theorien beschrieben. In Übereinstimmung mit der Theorie von S.A. Arrhenius, eine Säure, ist eine Substanz, die unter Bildung von Ionen dissoziiert N+ , während die Base Ionen bildet ER- . Diese Theorie berücksichtigt nicht die Existenz organischer Basen ohne Hydroxylgruppen.
In Übereinstimmung mit Proton Nach der Theorie von Brønsted und Lowry ist eine Säure eine Substanz, die Moleküle oder Ionen enthält, die Protonen abgeben ( Spender Protonen), und eine Base ist eine Substanz, die aus Molekülen oder Ionen besteht, die Protonen aufnehmen ( Akzeptoren Protonen). Beachten Sie, dass Wasserstoffionen in wässrigen Lösungen in hydratisierter Form, also in Form von Hydroniumionen, vorliegen H3O+ . Diese Theorie beschreibt Reaktionen nicht nur mit Wasser und Hydroxidionen, sondern auch solche, die in Abwesenheit eines Lösungsmittels oder mit einem nichtwässrigen Lösungsmittel durchgeführt werden.
Zum Beispiel bei der Reaktion zwischen Ammoniak N.H. 3 (schwache Base) und Chlorwasserstoff in der Gasphase entsteht festes Ammoniumchlorid, und in einer Gleichgewichtsmischung aus zwei Stoffen gibt es immer 4 Teilchen, davon zwei Säuren und die anderen beiden Basen:
Dieses Gleichgewichtsgemisch besteht aus zwei konjugierten Paaren von Säuren und Basen:
1)N.H. 4+ und N.H. 3
2) HCl Und Cl ‑
Hier unterscheiden sich Säure und Base in jedem konjugierten Paar um ein Proton. Jede Säure hat eine konjugierte Base. Eine starke Säure hat eine schwache konjugierte Base und eine schwache Säure hat eine starke konjugierte Base.
Die Brønsted-Lowry-Theorie hilft, die einzigartige Rolle von Wasser für das Leben in der Biosphäre zu erklären. Wasser kann je nach der mit ihm interagierenden Substanz entweder die Eigenschaften einer Säure oder einer Base aufweisen. Beispielsweise ist Wasser bei Reaktionen mit wässrigen Essigsäurelösungen eine Base und bei Reaktionen mit wässrigen Ammoniaklösungen eine Säure.
1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Dabei gibt ein Essigsäuremolekül ein Proton an ein Wassermolekül ab;
2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ER- . Dabei nimmt ein Ammoniakmolekül ein Proton von einem Wassermolekül auf.
Somit kann Wasser zwei konjugierte Paare bilden:
1) H2O(Säure) und ER- (konjugierte Base)
2) H 3 O+ (Säure) und H2O(konjugierte Base).
Im ersten Fall gibt Wasser ein Proton ab, im zweiten nimmt es es auf.
Diese Eigenschaft heißt Amphiprotonismus. Als Stoffe werden Stoffe bezeichnet, die sowohl als Säuren als auch als Basen reagieren können amphoter. Solche Stoffe kommen häufig in der belebten Natur vor. Beispielsweise können Aminosäuren sowohl mit Säuren als auch mit Basen Salze bilden. Daher bilden Peptide leicht Koordinationsverbindungen mit den vorhandenen Metallionen.
Eine charakteristische Eigenschaft einer Ionenbindung ist somit die vollständige Bewegung der Bindungselektronen zu einem der Kerne. Das bedeutet, dass es zwischen den Ionen einen Bereich gibt, in dem die Elektronendichte nahezu Null ist.
Die zweite Art der Verbindung istkovalent Verbindung
Atome können durch die gemeinsame Nutzung von Elektronen stabile elektronische Konfigurationen bilden.
Eine solche Bindung entsteht, wenn ein Elektronenpaar einzeln geteilt wird von jedem Atom. In diesem Fall werden die gemeinsamen Bindungselektronen gleichmäßig auf die Atome verteilt. Beispiele für kovalente Bindungen sind: homonuklear zweiatomig Moleküle H 2 , N 2 , F 2. Die gleiche Art der Verbindung findet sich in Allotropen Ö 2 und Ozon Ö 3 und für ein mehratomiges Molekül S 8 und auch heteronukleare Moleküle Chlorwasserstoff HCl, Kohlendioxid CO 2, Methan CH 4, Ethanol MIT 2 N 5 ER, Schwefelhexafluorid SF 6, Acetylen MIT 2 N 2. Alle diese Moleküle teilen sich die gleichen Elektronen und ihre Bindungen sind gesättigt und auf die gleiche Weise gerichtet (Abb. 4).
Für Biologen ist es wichtig, dass Doppel- und Dreifachbindungen im Vergleich zu einer Einfachbindung geringere kovalente Atomradien aufweisen.
Reis. 4. Kovalente Bindung in einem Cl 2 -Molekül.
Ionische und kovalente Bindungstypen sind zwei Extremfälle der vielen existierenden Arten chemischer Bindungen, und in der Praxis sind die meisten Bindungen Zwischenbindungen.
Verbindungen zweier Elemente, die sich an entgegengesetzten Enden derselben oder unterschiedlicher Perioden des Periodensystems befinden, bilden überwiegend Ionenbindungen. Wenn Elemente innerhalb einer Periode näher zusammenrücken, nimmt der ionische Charakter ihrer Verbindungen ab und der kovalente Charakter nimmt zu. Beispielsweise bilden die Halogenide und Oxide der Elemente auf der linken Seite des Periodensystems überwiegend ionische Bindungen ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), und die gleichen Elementverbindungen auf der rechten Seite der Tabelle sind kovalent ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, Phenol C6H5OH, Glukose C 6 H 12 O 6, Ethanol C 2 H 5 OH).
Die kovalente Bindung weist wiederum eine weitere Modifikation auf.
In mehratomigen Ionen und in komplexen biologischen Molekülen können beide Elektronen nur aus ihnen stammen eins Atom. Es wird genannt Spender Elektronenpaar. Ein Atom, das dieses Elektronenpaar mit einem Donor teilt, heißt Akzeptor Elektronenpaar. Diese Art der kovalenten Bindung nennt man Koordination (Geber-Akzeptor, oderDativ) Kommunikation(Abb. 5). Dieser Bindungstyp ist für die Biologie und Medizin von größter Bedeutung, da die Chemie der für den Stoffwechsel wichtigsten D-Elemente größtenteils durch Koordinationsbindungen beschrieben wird.
Feige. 5.
In einer komplexen Verbindung fungiert in der Regel das Metallatom als Akzeptor eines Elektronenpaares; im Gegenteil, bei ionischen und kovalenten Bindungen ist das Metallatom ein Elektronendonor.
Das Wesen der kovalenten Bindung und ihrer Vielfalt – der Koordinationsbindung – lässt sich mit Hilfe einer anderen von GN vorgeschlagenen Theorie der Säuren und Basen klären. Lewis. Er erweiterte das semantische Konzept der Begriffe „Säure“ und „Base“ entsprechend der Brønsted-Lowry-Theorie etwas. Lewis‘ Theorie erklärt die Natur der Bildung komplexer Ionen und die Beteiligung von Stoffen an nukleophilen Substitutionsreaktionen, also an der Bildung von CS.
Laut Lewis ist eine Säure eine Substanz, die in der Lage ist, eine kovalente Bindung einzugehen, indem sie ein Elektronenpaar von einer Base aufnimmt. Eine Lewis-Base ist eine Substanz mit einem freien Elektronenpaar, das durch Elektronenabgabe eine kovalente Bindung mit der Lewis-Säure eingeht.
Das heißt, Lewis‘ Theorie erweitert den Bereich der Säure-Base-Reaktionen auch auf Reaktionen, an denen Protonen überhaupt nicht beteiligt sind. Darüber hinaus ist das Proton selbst nach dieser Theorie auch eine Säure, da es in der Lage ist, ein Elektronenpaar aufzunehmen.
Daher sind nach dieser Theorie die Kationen Lewis-Säuren und die Anionen Lewis-Basen. Ein Beispiel wären die folgenden Reaktionen:
Oben wurde darauf hingewiesen, dass die Einteilung von Stoffen in ionische und kovalente Stoffe relativ ist, da in kovalenten Molekülen kein vollständiger Elektronentransfer von Metallatomen zu Akzeptoratomen stattfindet. In Verbindungen mit Ionenbindungen befindet sich jedes Ion im elektrischen Feld von Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen, sodass sie gegenseitig polarisiert sind und ihre Hüllen deformiert werden.
Polarisierbarkeit bestimmt durch die elektronische Struktur, Ladung und Größe des Ions; bei Anionen ist sie höher als bei Kationen. Die höchste Polarisierbarkeit unter den Kationen weisen Kationen mit größerer Ladung und kleinerer Größe auf, zum Beispiel Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Wirkt stark polarisierend N+ . Da der Einfluss der Ionenpolarisation zweiseitig ist, verändert sie die Eigenschaften der von ihnen gebildeten Verbindungen erheblich.
Die dritte Art der Verbindung istDipol-Dipol Verbindung
Zusätzlich zu den aufgeführten Kommunikationsarten gibt es auch Dipol-Dipol intermolekular Interaktionen, auch genannt van der Waals .
Die Stärke dieser Wechselwirkungen hängt von der Beschaffenheit der Moleküle ab.
Es gibt drei Arten von Wechselwirkungen: permanenter Dipol – permanenter Dipol ( Dipol-Dipol Attraktion); permanenter Dipol – induzierter Dipol ( Induktion Attraktion); momentaner Dipol - induzierter Dipol ( dispersiv Anziehung oder Londoner Kräfte; Reis. 6).
Reis. 6.
Nur Moleküle mit polaren kovalenten Bindungen haben ein Dipol-Dipol-Moment ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), und die Bindungsstärke beträgt 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 Coulombmeter – C × m).
In der Biochemie gibt es eine andere Art von Verbindung – Wasserstoff Verbindung, die ein Grenzfall ist Dipol-Dipol Attraktion. Diese Bindung entsteht durch die Anziehung zwischen einem Wasserstoffatom und einem kleinen elektronegativen Atom, meist Sauerstoff, Fluor und Stickstoff. Bei großen Atomen mit ähnlicher Elektronegativität (wie Chlor und Schwefel) ist die Wasserstoffbindung viel schwächer. Das Wasserstoffatom zeichnet sich durch ein wesentliches Merkmal aus: Wenn die Bindungselektronen abgezogen werden, liegt sein Kern – das Proton – frei und wird nicht mehr von Elektronen abgeschirmt.
Daher verwandelt sich das Atom in einen großen Dipol.
Eine Wasserstoffbindung entsteht im Gegensatz zu einer Van-der-Waals-Bindung nicht nur bei intermolekularen Wechselwirkungen, sondern auch innerhalb eines Moleküls – intramolekular Wasserstoffverbindung. Wasserstoffbrückenbindungen spielen in der Biochemie eine wichtige Rolle, beispielsweise zur Stabilisierung der Struktur von Proteinen in Form einer a-Helix oder zur Bildung einer Doppelhelix der DNA (Abb. 7).
Abb.7.
Wasserstoff- und Van-der-Waals-Bindungen sind viel schwächer als ionische, kovalente und koordinative Bindungen. Die Energie intermolekularer Bindungen ist in der Tabelle angegeben. 1.
Tabelle 1. Energie intermolekularer Kräfte
Notiz: Der Grad der intermolekularen Wechselwirkungen spiegelt sich in der Schmelz- und Verdampfungsenthalpie (Sieden) wider. Ionische Verbindungen benötigen zur Trennung von Ionen deutlich mehr Energie als zur Trennung von Molekülen. Die Schmelzenthalpie ionischer Verbindungen ist viel höher als die von molekularen Verbindungen.
Die vierte Verbindungsart istMetallverbindung
Schließlich gibt es noch eine andere Art intermolekularer Bindungen – Metall: Verbindung positiver Ionen eines Metallgitters mit freien Elektronen. Diese Art der Verbindung kommt in biologischen Objekten nicht vor.
Aus einem kurzen Überblick über die Bindungstypen wird ein Detail deutlich: Ein wichtiger Parameter eines Metallatoms oder -ions – eines Elektronendonors, sowie eines Atoms – eines Elektronenakzeptors – ist sein Größe.
Ohne auf Details einzugehen, stellen wir fest, dass die kovalenten Radien von Atomen, die Ionenradien von Metallen und die Van-der-Waals-Radien interagierender Moleküle mit zunehmender Ordnungszahl in Gruppen des Periodensystems zunehmen. In diesem Fall sind die Werte der Ionenradien am kleinsten und die Van-der-Waals-Radien am größten. Wenn man sich in der Gruppe nach unten bewegt, nehmen in der Regel die Radien aller Elemente zu, sowohl der kovalenten als auch der Van-der-Waals-Elemente.
Von größter Bedeutung für Biologen und Mediziner sind Koordinierung(Spender-Akzeptor) Bindungen, die von der Koordinationschemie berücksichtigt werden.
Medizinische Bioanorganik. G.K. Baraschkow
NH3 ist eine der bekanntesten und nützlichsten Chemikalien. Es hat breite Anwendung in der Agrarindustrie und darüber hinaus gefunden. Es zeichnet sich durch einzigartige chemische Eigenschaften aus und wird daher in verschiedenen Branchen eingesetzt.
Was ist NH3?
NH 3 ist selbst dem unwissendsten Chemie-Fachmann bekannt. Es ist Ammoniak. Ammoniak (NH 3) wird auch Wasserstoffnitrid genannt und ist unter normalen Bedingungen ein farbloses Gas mit einem ausgeprägten, für diesen Stoff charakteristischen Geruch. Es ist auch erwähnenswert, dass NH 3 -Gas (Ammoniak genannt) fast doppelt so leicht wie Luft ist!
Neben Gas kann es eine Flüssigkeit mit einer Temperatur von etwa 70 °C sein oder in Form einer Lösung (Ammoniaklösung) vorliegen. Eine Besonderheit von flüssigem NH 3 ist die Fähigkeit, die Metalle der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II der Elementtabelle von D. I. Mendelejew (also Alkali- und Erdalkalimetalle) sowie Magnesium, Aluminium, Europium in sich aufzulösen und Ytterbium. Im Gegensatz zu Wasser interagiert flüssiges Ammoniak nicht mit den oben genannten Elementen, sondern fungiert genau als Lösungsmittel. Diese Eigenschaft ermöglicht die Isolierung von Metallen in ihrer ursprünglichen Form durch Verdampfen des Lösungsmittels (NH 3). In der Abbildung unten können Sie sehen, wie in flüssigem Ammoniak gelöstes Natrium aussieht.
Wie sieht Ammoniak hinsichtlich der chemischen Bindungen aus?
Das Diagramm von Ammoniak (NH 3) und seiner räumlichen Struktur wird am deutlichsten durch eine dreieckige Pyramide dargestellt. Die Spitze der Ammoniak-„Pyramide“ ist das Stickstoffatom (blau hervorgehoben), wie im Bild unten zu sehen ist.
Die Atome in einer Substanz namens Ammoniak (NH 3) werden wie in einem Wassermolekül durch Wasserstoffbrückenbindungen zusammengehalten. Es ist jedoch sehr wichtig, sich daran zu erinnern, dass die Bindungen im Ammoniakmolekül schwächer sind als im Wassermolekül. Dies erklärt, warum die Schmelz- und Siedepunkte von NH 3 im Vergleich zu H 2 O niedriger sind.
Chemische Eigenschaften
Die gebräuchlichsten zwei Methoden zur Herstellung von NH 3 sind die beiden Substanzen Ammoniak. Die Industrie nutzt das sogenannte Haber-Verfahren, dessen Kern darin besteht, Luftstickstoff und Wasserstoff (aus Methan gewonnen) zu binden, indem ein Gemisch dieser Gase unter hohem Druck über einen beheizten Katalysator geleitet wird.
In Laboratorien basiert die Ammoniaksynthese meist auf der Wechselwirkung von konzentriertem Ammoniumchlorid mit festem Natriumhydroxid.
Fahren wir mit einer direkten Untersuchung der chemischen Eigenschaften von NH 3 fort.
1) NH 3 fungiert als schwache Base. Deshalb beschreibt die folgende Gleichung die Wechselwirkung mit Wasser:
NH 3 + H 2 O = NH4 + + OH -
2) Auf den Grundeigenschaften von NH 3 basiert auch seine Fähigkeit, mit Säuren zu reagieren und die entsprechenden Ammoniumsalze zu bilden:
NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (Ammoniumnitrat)
3) Früher wurde gesagt, dass sich eine bestimmte Gruppe von Metallen in flüssigem Ammoniak löst. Einige Metalle sind jedoch auch in der Lage, sich nicht nur aufzulösen, sondern mit NH 3 Verbindungen, sogenannte Amide, zu bilden:
Na (tv) + NH3 (g) = NaNH 2 + H 2
Na (fest) + NH3 (l) = NaNH 2 + H 2 (die Reaktion wird in Gegenwart von Eisen als Katalysator durchgeführt)
4) Wenn NH 3 mit den Metallen Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+ interagiert, entstehen die entsprechenden Metallhydroxide und Ammoniumkationen:
Fe 3+ + NH 3 + H 2 O = Fe(OH) 3 + NH 4 +
5) Das Ergebnis der Wechselwirkung von NH 3 mit den Metallen Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ sind am häufigsten die entsprechenden Metallkomplexe:
Cu 2+ + NH 3 + H 2 O = Cu(OH) 2 + NH 4 +
Cu(OH) 2 + NH 3 = 2 + + OH -
Entstehung und weiterer Weg von NH3 im menschlichen Körper
Es ist allgemein bekannt, dass Aminosäuren ein wesentlicher Bestandteil biochemischer Prozesse im menschlichen Körper sind. Sie sind die Hauptquelle für NH 3, eine Substanz namens Ammoniak, die (am häufigsten) das Ergebnis ihrer oxidativen Desaminierung ist. Leider ist Ammoniak für den menschlichen Körper giftig; es bildet leicht das oben erwähnte Ammoniumkation (NH 4 +), das sich in den Zellen anreichert. Anschließend verlangsamen sich die wichtigsten biochemischen Kreisläufe und infolgedessen sinkt der produzierte ATP-Spiegel.
Es ist nicht schwer zu erraten, dass der Körper Mechanismen benötigt, um das freigesetzte NH 3 zu binden und zu neutralisieren. Das folgende Diagramm zeigt die Quellen und einige der Bindungsprodukte von Ammoniak im menschlichen Körper.
Kurz gesagt: Ammoniak wird durch die Bildung seiner Transportformen im Gewebe (z. B. Glutamin und Alanin) und durch die Ausscheidung im Urin mithilfe der Harnstoffbiosynthese neutralisiert, die der wichtigste natürliche Weg zur Neutralisierung von NH 3 im menschlichen Körper ist.
Anwendung von NH3 – einer Substanz namens Ammoniak
Heutzutage ist flüssiges Ammoniak der konzentrierteste und günstigste Stickstoffdünger, der in der Landwirtschaft zur Ammonisierung von groben Böden und Torf eingesetzt wird. Wenn dem Boden flüssiges Ammoniak zugesetzt wird, erhöht sich die Zahl der Mikroorganismen, es gibt jedoch keine negativen Folgen, wie beispielsweise durch feste Düngemittel. Die folgende Abbildung zeigt eine der möglichen Anlagen zur Verflüssigung von Ammoniakgas mit flüssigem Stickstoff.
Da flüssiges Ammoniak verdampft, nimmt es viel Wärme aus der Umgebung auf und sorgt für Abkühlung. Diese Eigenschaft wird in Kühlaggregaten zur Herstellung von Kunsteis bei der Lagerung verderblicher Lebensmittel genutzt. Darüber hinaus wird es zum Einfrieren des Bodens beim Bau unterirdischer Bauwerke verwendet. Wässrige Ammoniaklösungen werden in der chemischen Industrie (es handelt sich um ein industrielles nichtwässriges Lösungsmittel), in der Laborpraxis (z. B. als Lösungsmittel bei der elektrochemischen Herstellung chemischer Produkte), in der Medizin und im Haushalt verwendet.
