Ajude-me a resolver química, por favor. Indique o tipo de ligação nas moléculas NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... e obteve a melhor resposta
Resposta de Olga Lyabina[guru]
1) Tipo de ligação NH3 cov. polar. Três elétrons desemparelhados de nitrogênio e um de hidrogênio participam cada um da formação de uma ligação. Não existem ligações pi. hibridização sp3. A forma da molécula é piramidal (um orbital não participa da hibridização, o tetraedro vira pirâmide)
O tipo de ligação CaCl2 é iônico. A formação da ligação envolve dois elétrons de cálcio no orbital s, que aceitam dois átomos de cloro, completando seu terceiro nível. sem ligações pi, tipo de hibridização sp. eles estão localizados no espaço em um ângulo de 180 graus
O tipo de ligação Al2O3 é iônico. Três elétrons dos orbitais s e p do alumínio estão envolvidos na formação da ligação, que o oxigênio aceita, completando seu segundo nível. O=Al-O-Al=O. Existem ligações pi entre o oxigênio e o alumínio. tipo de hibridização sp provavelmente.
O tipo de ligação BaS é iônico. dois elétrons do bário são aceitos pelo enxofre. Ba=S é uma ligação pi. hibridização sp. Molécula plana.
2) AgNO3
a prata é reduzida no cátodo
K Ag+ + e = Ag
a água oxida no ânodo
A2H2O - 4e = O2 + 4H+
de acordo com a lei de Faraday (tanto faz...) a massa (volume) da substância liberada no cátodo é proporcional à quantidade de eletricidade que passa pela solução
m(Ag) = Me/zF *I*t = 32,23 g
V(O2) = Ve/F *I*t = 1,67 l
Resposta de 2 respostas[guru]
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7.11. A estrutura das substâncias com ligações covalentes
As substâncias nas quais, de todos os tipos de ligações químicas, apenas uma ligação covalente está presente, são divididas em dois grupos desiguais: moleculares (muitos) e não moleculares (muito menos).
Cristais de substâncias moleculares sólidas consistem em moléculas fracamente ligadas entre si pelas forças de interação intermolecular das moléculas. Esses cristais não possuem alta resistência e dureza (pense em gelo ou açúcar). Os seus pontos de fusão e ebulição também são baixos (ver Tabela 22).
Tabela 22. Pontos de fusão e ebulição de algumas substâncias moleculares
Substância |
Substância |
||||
| H2 | – 259 | – 253 | BR 2 | – 7 | 58 |
| Nº 2 | – 210 | – 196 | H2O | 0 | 100 |
| HCl | – 112 | – 85 | P4 | 44 | 257 |
| NH3 | – 78 | – 33 | C 10 H 8 (naftaleno) | 80 | 218 |
| ASSIM 2 | – 75 | – 10 | S 8 | 119 |
Ao contrário dos seus homólogos moleculares, as substâncias não moleculares com ligações covalentes formam cristais muito duros. Os cristais de diamante (a substância mais dura) pertencem a este tipo.
Em um cristal de diamante (Fig. 7.5), cada átomo de carbono está conectado a quatro outros átomos de carbono por ligações covalentes simples (hibridização sp 3). Os átomos de carbono formam uma estrutura tridimensional. Essencialmente, todo o cristal de diamante é uma molécula enorme e muito forte.
Os cristais de silício, amplamente utilizados em rádio eletrônica e engenharia eletrônica, têm a mesma estrutura.
Se você substituir metade dos átomos de carbono do diamante por átomos de silício sem perturbar a estrutura do cristal, obterá um cristal de carboneto de silício SiC - também uma substância muito dura usada como material abrasivo. A areia comum de quartzo (dióxido de silício) também pertence a este tipo de substância cristalina. O quartzo é uma substância muito dura; Sob o nome de "esmeril" também é usado como material abrasivo. A estrutura do quartzo é facilmente obtida inserindo átomos de oxigênio entre cada dois átomos de silício em um cristal de silício. Neste caso, cada átomo de silício estará associado a quatro átomos de oxigênio, e cada átomo de oxigênio a dois átomos de silício.
Cristais de diamante, silício, quartzo e estruturas semelhantes são chamados de cristais atômicos.
Um cristal atômico é um cristal que consiste em átomos de um ou mais elementos ligados por ligações químicas.
Uma ligação química em um cristal atômico pode ser covalente ou metálica.
Como você já sabe, qualquer cristal atômico, como um cristal iônico, é uma enorme “supermolécula”. A fórmula estrutural de tal “supermolécula” não pode ser escrita - você só pode mostrar seu fragmento, por exemplo:
Ao contrário das substâncias moleculares, as substâncias que formam cristais atômicos estão entre as mais refratárias (ver tabela 23).
Tabela 23. Pontos de fusão e ebulição de algumas substâncias não moleculares Com ligações covalentes
Essas altas temperaturas de fusão são perfeitamente compreensíveis se lembrarmos que quando essas substâncias derretem, não são as ligações intermoleculares fracas que são quebradas, mas as ligações químicas fortes. Pela mesma razão, muitas substâncias que formam cristais atômicos não derretem quando aquecidas, mas se decompõem ou se transformam imediatamente em estado de vapor (sublimam), por exemplo, a grafite sublima a 3700 o C.
| Silício – Si. Cristais de silício muito duros e quebradiços parecem metal, mas mesmo assim são um não-metal. Com base no tipo de condutividade elétrica, essa substância é classificada como semicondutor, o que determina sua enorme importância no mundo moderno. O silício é o material semicondutor mais importante. Rádios, televisões, computadores, telefones modernos, relógios eletrônicos, painéis solares e muitos outros dispositivos domésticos e industriais contêm transistores, microcircuitos e fotocélulas feitas de monocristais de silício de alta pureza como os elementos estruturais mais importantes. O silício técnico é usado na produção de aço e na metalurgia não ferrosa. Em termos de propriedades químicas, o silício é uma substância bastante inerte; reage apenas a altas temperaturas. Dióxido de silício – SiO 2 . Outro nome para esta substância é sílica. O dióxido de silício ocorre na natureza em duas formas: cristalina e amorfa. Muitas pedras semipreciosas e ornamentais são variedades de dióxido de silício cristalino (quartzo): cristal de rocha, jaspe, calcedônia, ágata. e a opala é uma forma amorfa de sílica. O quartzo é muito difundido na natureza, porque as dunas dos desertos e bancos de areia dos rios e mares são todas areia de quartzo. O quartzo é uma substância cristalina incolor, muito dura e refratária. É inferior em dureza ao diamante e ao corindo, mas, mesmo assim, é amplamente utilizado como material abrasivo. A areia de quartzo é amplamente utilizada na construção e na indústria de materiais de construção. O vidro de quartzo é usado para fazer vidrarias de laboratório e instrumentos científicos porque não racha sob mudanças bruscas de temperatura. Em termos de propriedades químicas, o dióxido de silício é um óxido ácido, mas reage com álcalis apenas quando fundido. Em altas temperaturas, o dióxido de silício e a grafite são usados para produzir carboneto de silício - carborundo. O carborundum é a segunda substância mais dura depois do diamante; também é usado para fazer rebolos e “lixas”. |
7.12. Polaridade de uma ligação covalente. Eletro-negatividade
Lembre-se de que átomos isolados de elementos diferentes têm propensões diferentes para ceder e aceitar elétrons. Essas diferenças persistem após a formação de uma ligação covalente. Ou seja, os átomos de alguns elementos tendem a atrair para si o par de elétrons de uma ligação covalente com mais força do que os átomos de outros elementos.
Considere uma molécula HCl.
Usando este exemplo, vamos ver como podemos estimar o deslocamento da nuvem de comunicação eletrônica usando energias molares de ionização e médias para o elétron. 1312 kJ/mol e 1251 kJ/mol - a diferença é insignificante, cerca de 5%. 73 kJ/mol e 349 kJ/mol - aqui a diferença é muito maior: a energia de afinidade eletrônica do átomo de cloro é quase cinco vezes maior que a do átomo de hidrogênio. Disto podemos concluir que o par de elétrons da ligação covalente na molécula de cloreto de hidrogênio é amplamente deslocado em direção ao átomo de cloro. Em outras palavras, os elétrons de ligação passam mais tempo perto do átomo de cloro do que perto do átomo de hidrogênio. Esta distribuição desigual da densidade eletrônica leva a uma redistribuição de cargas elétricas dentro da molécula.Cargas parciais (excessivas) surgem nos átomos; no átomo de hidrogênio é positivo e no átomo de cloro é negativo.
Neste caso, diz-se que a ligação é polarizada e a própria ligação é chamada de ligação covalente polar.
Se o par de elétrons de uma ligação covalente não for deslocado para nenhum dos átomos ligados, ou seja, os elétrons da ligação pertencem igualmente aos átomos ligados, então tal ligação é chamada de ligação covalente apolar.
O conceito de “carga formal” no caso de uma ligação covalente também é aplicável. Só que na definição não deveríamos estar falando de íons, mas de átomos. Em geral, a seguinte definição pode ser dada.
Nas moléculas nas quais as ligações covalentes são formadas apenas por um mecanismo de troca, as cargas formais dos átomos são iguais a zero. Assim, na molécula de HCl, as cargas formais nos átomos de cloro e de hidrogênio são zero. Conseqüentemente, nesta molécula as cargas reais (efetivas) nos átomos de cloro e hidrogênio são iguais às cargas parciais (excessivas).
Nem sempre é fácil determinar o sinal da carga parcial de um átomo de um ou outro elemento de uma molécula com base nas energias molares de ionização e na afinidade pelo eletrodo, ou seja, estimar em que direção os pares de ligações de elétrons estão. mudou. Normalmente, para esses fins, é utilizada outra característica energética de um átomo - a eletronegatividade.
Atualmente, não existe uma designação única e geralmente aceita para eletronegatividade. Pode ser denotado pelas letras E/O. Também não existe um método único e geralmente aceito para calcular a eletronegatividade. De forma simplificada, pode ser representado como metade da soma das energias molares de ionização e da afinidade eletrônica - esta foi uma das primeiras formas de calculá-lo.
Os valores absolutos de eletronegatividade de átomos de vários elementos são usados muito raramente. O mais comumente usado é a eletronegatividade relativa, denotada por c. Inicialmente, esse valor foi definido como a razão entre a eletronegatividade de um átomo de um determinado elemento e a eletronegatividade de um átomo de lítio. Posteriormente, os métodos de cálculo mudaram um pouco.
A eletronegatividade relativa é uma quantidade adimensional. Seus valores são fornecidos no Apêndice 10.
Como a eletronegatividade relativa depende principalmente da energia de ionização do átomo (a energia de afinidade eletrônica é sempre muito menor), então em um sistema de elementos químicos ela muda aproximadamente da mesma forma que a energia de ionização, ou seja, aumenta diagonalmente em relação ao césio (0,86) ao flúor (4.10). Os valores da eletronegatividade relativa do hélio e do néon dados na tabela não têm significado prático, uma vez que esses elementos não formam compostos.
Usando a tabela de eletronegatividade, você pode facilmente determinar para qual dos dois átomos os elétrons que conectam esses átomos são deslocados e, portanto, os sinais das cargas parciais que surgem nesses átomos.
| H2O | A conexão é polar | |||
| H2 | Os átomos são iguais | H--H | A conexão é apolar | |
| CO2 | A conexão é polar | |||
| Cl2 | Os átomos são iguais | Cl--Cl | A conexão é apolar | |
| H2S | A conexão é polar |
Assim, no caso da formação de uma ligação covalente entre átomos de elementos diferentes, tal ligação será sempre polar, e no caso da formação de uma ligação covalente entre átomos do mesmo elemento (em substâncias simples), o a ligação é na maioria dos casos apolar.
Quanto maior a diferença na eletronegatividade dos átomos ligados, mais polar será a ligação covalente entre esses átomos.
| Sulfeto de hidrogênio H2S– um gás incolor com odor característico de ovo podre; venenoso. É termicamente instável e se decompõe quando aquecido. O sulfeto de hidrogênio é ligeiramente solúvel em água; sua solução aquosa é chamada de ácido hidrossulfeto. O sulfeto de hidrogênio provoca (catalisa) a corrosão dos metais, é esse gás o “culpado” pelo escurecimento da prata. É encontrado naturalmente em algumas águas minerais. No processo de vida, é formado por algumas bactérias. O sulfeto de hidrogênio é destrutivo para todos os seres vivos. Uma camada de sulfeto de hidrogênio foi descoberta nas profundezas do Mar Negro e preocupa os cientistas: a vida da vida marinha ali está sob constante ameaça. |
LIGAÇÃO COVALENTE POLAR, LIGAÇÃO COVALENTE NÃO POLAR, ELETRONEGATIVIDADE ABSOLUTA, ELETRONEGATIVIDADE RELATIVA.
1. Experimentos e cálculos subsequentes mostraram que a carga efetiva do silício no tetrafluoreto de silício é +1,64 e, e do xenônio no hexafluoreto de xenônio +2,3 e. Determine os valores das cargas parciais nos átomos de flúor nesses compostos. 2. Elabore as fórmulas estruturais das seguintes substâncias e, utilizando as notações " " e " ", caracterize a polaridade das ligações covalentes nas moléculas destes compostos: a) CH 4, CCl 4, SiCl 4; b) H2O, H2S, H2Se, H2Te; c) NH 3, NF 3, NCl 3; d) SO 2, Cl 2 O, DE 2.
3. Utilizando a tabela de eletronegatividade, indique em qual dos compostos a ligação é mais polar: a) CCl 4 ou SiCl 4 ; b) H2S ou H2O; c) NF3 ou NCl3; d) Cl 2 O ou OF 2.
7.13. Mecanismo doador-aceitador de formação de vínculo
Nos parágrafos anteriores, você aprendeu detalhadamente sobre dois tipos de ligações: iônica e covalente. Lembre-se de que uma ligação iônica é formada quando um elétron é completamente transferido de um átomo para outro. Covalente - ao compartilhar elétrons desemparelhados de átomos ligados.
Além disso, existe outro mecanismo para a formação de ligações. Consideremos isso usando o exemplo da interação de uma molécula de amônia com uma molécula de trifluoreto de boro:
Como resultado, surgem ligações covalentes e iônicas entre os átomos de nitrogênio e boro. Neste caso, o átomo de nitrogênio é doador par de elétrons ("dá" para a formação de uma ligação), e o átomo de boro - aceitante(“aceita” ao formar uma conexão). Daí o nome do mecanismo para a formação de tal conexão - “ doador-aceitador".
Quando uma ligação é formada usando o mecanismo doador-aceitador, tanto uma ligação covalente quanto uma ligação iônica são formadas simultaneamente.
É claro que após a formação de uma ligação, devido à diferença na eletronegatividade dos átomos ligados, ocorre a polarização da ligação e surgem cargas parciais, reduzindo as cargas efetivas (reais) dos átomos.
Vejamos outros exemplos.
Se houver uma molécula de cloreto de hidrogênio altamente polar próxima à molécula de amônia, na qual há uma carga parcial significativa no átomo de hidrogênio, então, neste caso, o papel do aceitador de pares de elétrons será desempenhado pelo átomo de hidrogênio. É 1 é-AO, embora não esteja completamente vazio, como o átomo de boro no exemplo anterior, a densidade eletrônica na nuvem deste orbital é significativamente reduzida.
A estrutura espacial do cátion resultante é íon amônio NH 4 é semelhante à estrutura da molécula de metano, ou seja, todas as quatro ligações NH são exatamente iguais.
A formação de cristais iônicos de cloreto de amônio NH 4 Cl pode ser observada misturando gás amônia com gás cloreto de hidrogênio:
NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (cr)
Não apenas o átomo de nitrogênio pode ser um doador de pares de elétrons. Poderia ser, por exemplo, o átomo de oxigênio de uma molécula de água. Uma molécula de água interagirá com o mesmo cloreto de hidrogênio da seguinte forma:
O cátion H3O resultante é chamado íon oxônio e, como você aprenderá em breve, é de grande importância na química.
Concluindo, consideremos a estrutura eletrônica da molécula de monóxido de carbono (monóxido de carbono) CO:
Além de três ligações covalentes (ligação tripla), também contém uma ligação iônica.
Condições para formação de vínculo de acordo com o mecanismo doador-aceitador:
1) a presença de um par isolado de elétrons de valência em um dos átomos;
2) a presença de um orbital livre no subnível de valência de outro átomo.
O mecanismo doador-aceitador de formação de vínculos é bastante difundido. Ocorre especialmente frequentemente durante a formação de compostos d-elementos. Quase todos os átomos d-elementos têm muitos orbitais de valência vazios. Portanto, eles são aceitadores ativos de pares de elétrons.
MECANISMO DE FORMAÇÃO DE LIGAÇÃO DOADOR-ACEITADOR, ÍON AMÔNIO, ÍON OXÔNIO, CONDIÇÕES PARA FORMAÇÃO DE LIGAÇÃO PELO MECANISMO DOADOR-ACEITADOR.
1.Faça equações de reação e esquemas de formação
a) brometo de amônio NH 4 Br a partir de amônia e brometo de hidrogênio;
b) sulfato de amônio (NH 4) 2 SO 4 a partir de amônia e ácido sulfúrico.
2. Criar equações de reação e esquemas de interação para a) água com brometo de hidrogênio; b) água com ácido sulfúrico.
3.Quais átomos nas quatro reações anteriores são doadores de um par de elétrons e quais são aceitadores? Por que? Explique sua resposta com diagramas de subníveis de valência.
4.Fórmula estrutural do ácido nítrico.Os ângulos entre as ligações O – N – O são próximos de 120 o. Definir:
a) tipo de hibridização do átomo de nitrogênio;
b) qual AO do átomo de nitrogênio participa da formação da ligação -;
c) qual AO do átomo de nitrogênio participa da formação da ligação -de acordo com o mecanismo doador-aceitador.
A que você acha que o ângulo entre as ligações H – O – N nesta molécula é aproximadamente igual? 5.Crie a fórmula estrutural do íon cianeto CN (carga negativa no átomo de carbono). Sabe-se que os cianetos (compostos que contêm esse íon) e o monóxido de carbono CO são venenos fortes e seu efeito biológico é muito semelhante. Ofereça sua explicação sobre a proximidade de sua ação biológica.
7.14. Conexão metálica. Metais
Uma ligação covalente é formada entre átomos que são semelhantes em sua propensão a ceder e ganhar elétrons somente quando os tamanhos dos átomos ligados são pequenos. Nesse caso, a densidade eletrônica na região de nuvens eletrônicas sobrepostas é significativa e os átomos ficam fortemente ligados, como, por exemplo, na molécula de HF. Se pelo menos um dos átomos ligados tiver um raio grande, a formação de uma ligação covalente torna-se menos vantajosa, uma vez que a densidade de elétrons na região de nuvens de elétrons sobrepostas para átomos grandes é muito menor do que para os pequenos. Um exemplo de tal molécula com uma ligação mais fraca é a molécula HI (usando a Tabela 21, compare as energias de atomização das moléculas HF e HI).
E ainda entre átomos grandes ( R o > 1,1) ocorre uma ligação química, mas neste caso ela é formada devido ao compartilhamento de todos (ou parte) dos elétrons de valência de todos os átomos ligados. Por exemplo, no caso dos átomos de sódio, todos os 3 é-elétrons desses átomos, e uma única nuvem de elétrons é formada:
Os átomos formam um cristal com metal comunicação
Desta forma, tanto átomos do mesmo elemento como átomos de elementos diferentes podem ligar-se entre si. No primeiro caso, substâncias simples chamadas metais, e no segundo - substâncias complexas chamadas compostos intermetálicos.
De todas as substâncias com ligações metálicas entre átomos, você só aprenderá sobre metais na escola. Qual é a estrutura espacial dos metais? O cristal metálico consiste em esqueletos atômicos, permanecendo após a socialização dos elétrons de valência, e a nuvem eletrônica dos elétrons socializados. Os núcleos atômicos geralmente formam um empacotamento muito próximo, e a nuvem eletrônica ocupa todo o volume livre restante do cristal.
Os principais tipos de embalagens densas são embalagem cúbica mais próxima(KPU) e embalagem fechada hexagonal(GPU). Os nomes desses pacotes estão associados à simetria dos cristais nos quais são realizados. Alguns metais formam cristais pouco compactados - cúbica de corpo centrado(OTSK). Os modelos de volume e bola e bastão dessas embalagens são mostrados na Figura 7.6.
O empacotamento cúbico fechado é formado por átomos de Cu, Al, Pb, Au e alguns outros elementos. Embalagem hexagonal fechada - átomos de Be, Zn, Cd, Sc e vários outros. O empacotamento cúbico de átomos de corpo centrado está presente em cristais de metais alcalinos, elementos dos grupos VB e VIB. Alguns metais podem ter estruturas diferentes em temperaturas diferentes. As razões para tais diferenças e características estruturais dos metais ainda não são totalmente compreendidas.
Quando derretidos, os cristais metálicos se transformam em líquidos metálicos. O tipo de ligação química entre os átomos não muda.
A ligação metálica não possui direcionalidade e saturação. Neste aspecto, é semelhante a uma ligação iônica.
No caso dos compostos intermetálicos, podemos falar também da polarizabilidade da ligação metálica.
Propriedades físicas características dos metais:
1) alta condutividade elétrica;
2) alta condutividade térmica;
3) alta ductilidade.
Os pontos de fusão dos diferentes metais são muito diferentes entre si: o ponto de fusão mais baixo é para o mercúrio (-39 o C), e o mais alto é para o tungstênio (3410 o C).
| Berílio ser- metal cinza claro, leve, bastante duro, mas geralmente quebradiço. Ponto de fusão 1287 o C. No ar fica coberto por uma película de óxido. O berílio é um metal bastante raro: os organismos vivos em processo de evolução praticamente não tiveram contato com ele, por isso não é surpreendente que seja venenoso para o mundo animal. É usado em tecnologia nuclear. O Zinco Zn é um metal macio branco com uma tonalidade azulada. Ponto de fusão 420 o C. No ar e na água é coberto por uma fina e densa película de óxido de zinco, que evita maior oxidação. Na produção é utilizado para galvanizar chapas, tubos, fios, protegendo o ferro da corrosão. Wolfram W.É o mais refratário de todos os metais: o ponto de fusão do tungstênio é 3387 o C. Normalmente, o tungstênio é bastante frágil, mas após uma limpeza cuidadosa torna-se dúctil, o que permite extrair dele um fio fino, do qual os filamentos de lâmpadas são feitas. No entanto, a maior parte do tungstênio produzido é utilizada para a produção de ligas duras e resistentes ao desgaste que podem reter essas propriedades quando aquecidas até 1000 o C. |
METAL, COMPOSTO INTERMETÁLICO, LIGAÇÃO METÁLICA, EMBALAGEM DENSA.
1. Para caracterizar vários pacotes, utiliza-se o conceito de “coeficiente de preenchimento de espaço”, ou seja, a razão entre o volume dos átomos e o volume do cristal
Onde V a - volume de um átomo,
Z é o número de átomos em uma célula unitária,
V eu- volume da célula unitária.
Os átomos, neste caso, são representados por bolas rígidas de raio R, tocando um ao outro. Volume da bola V w = (4/3) R 3 .
Determine o fator de preenchimento de espaço para embalagens a granel e Cco.
2. Usando os valores dos raios do metal (Apêndice 9), calcule o tamanho da célula unitária de a) cobre (CPU), b) alumínio (CPU) ec) césio (BCC).
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Como resultado do estudo deste tópico, você aprenderá:
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Questões de estudo: |
5.1. Ligação covalente
Uma ligação química é formada quando dois ou mais átomos se unem se, como resultado de sua interação, a energia total do sistema diminuir. As configurações eletrônicas mais estáveis das camadas eletrônicas externas dos átomos são aquelas dos átomos de gases nobres, consistindo de dois ou oito elétrons. As camadas eletrônicas externas de átomos de outros elementos contêm de um a sete elétrons, ou seja, estão inacabados. Quando uma molécula é formada, os átomos tendem a adquirir uma camada estável de dois ou oito elétrons. Os elétrons de valência dos átomos participam da formação de uma ligação química.
Covalente é uma ligação química entre dois átomos, formada por pares de elétrons que pertencem simultaneamente a esses dois átomos.
Existem dois mecanismos para a formação de ligações covalentes: troca e doador-aceitador.
5.1.1. Mecanismo de troca de formação de ligação covalente
Mecanismo de troca A formação de uma ligação covalente é realizada devido à sobreposição de nuvens eletrônicas de elétrons pertencentes a diferentes átomos. Por exemplo, quando dois átomos de hidrogênio se aproximam, os orbitais do elétron 1s se sobrepõem. Como resultado, surge um par comum de elétrons, pertencentes simultaneamente a ambos os átomos. Neste caso, uma ligação química é formada por elétrons com spins antiparalelos, Fig. 5.1.
Arroz. 5.1. Formação de uma molécula de hidrogênio a partir de dois átomos de H
5.1.2. Mecanismo doador-aceitador para a formação de ligações covalentes
Com o mecanismo doador-aceitador de formação de ligação covalente, a ligação também é formada usando pares de elétrons. Porém, neste caso, um átomo (doador) fornece seu par de elétrons, e o outro átomo (aceitador) participa da formação da ligação com seu orbital livre. Um exemplo da implementação de uma ligação doador-aceitador é a formação do íon amônio NH 4 + durante a interação da amônia NH 3 com o cátion hidrogênio H +.
Na molécula NH 3, três pares de elétrons formam três ligações N – H, o quarto par de elétrons pertencente ao átomo de nitrogênio é solitário. Este par de elétrons pode formar uma ligação com um íon hidrogênio que possui um orbital desocupado. O resultado é o íon amônio NH 4 +, Fig. 5.2.
Arroz. 5.2. O aparecimento de uma ligação doador-aceitador durante a formação do íon amônio
Deve-se notar que as quatro ligações covalentes NH existentes no íon NH 4 + são equivalentes. No íon amônio é impossível identificar uma ligação formada pelo mecanismo doador-aceitador.
5.1.3. Ligação covalente polar e apolar
Se uma ligação covalente for formada por átomos idênticos, então o par de elétrons está localizado à mesma distância entre os núcleos desses átomos. Essa ligação covalente é chamada de apolar. Exemplos de moléculas com ligação covalente apolar são H2, Cl2, O2, N2, etc.
No caso de uma ligação covalente polar, o par de elétrons compartilhado é deslocado para o átomo com maior eletronegatividade. Esse tipo de ligação é realizado em moléculas formadas por diferentes átomos. Uma ligação covalente polar ocorre em moléculas de HCl, HBr, CO, NO, etc. Por exemplo, a formação de uma ligação covalente polar em uma molécula de HCl pode ser representada por um diagrama, Fig. 5.3:
Arroz. 5.3. Formação de uma ligação polar covalente na molécula HC1
Na molécula em consideração, o par de elétrons é deslocado para o átomo de cloro, pois sua eletronegatividade (2,83) é maior que a eletronegatividade do átomo de hidrogênio (2,1).
5.1.4. Momento dipolar e estrutura molecular
Uma medida da polaridade de uma ligação é seu momento de dipolo μ:
μ = e eu,
Onde e– carga do elétron, eu– a distância entre os centros das cargas positivas e negativas.
O momento dipolar é uma grandeza vetorial. Os conceitos de “momento dipolar de ligação” e “momento dipolar molecular” coincidem apenas para moléculas diatômicas. O momento dipolar de uma molécula é igual à soma vetorial dos momentos dipolares de todas as ligações. Assim, o momento dipolar de uma molécula poliatômica depende de sua estrutura.
Em uma molécula linear de CO 2, por exemplo, cada uma das ligações C – O é polar. No entanto, a molécula de CO 2 é geralmente apolar, uma vez que os momentos dipolares das ligações se cancelam (Fig. 5.4). O momento dipolar da molécula de dióxido de carbono é m = 0.
Na molécula angular de H2O, as ligações polares H – O estão localizadas em um ângulo de 104,5 o. A soma vetorial dos momentos dipolares de duas ligações H – O é expressa pela diagonal do paralelogramo (Fig. 5.4). Como resultado, o momento dipolar da molécula de água m não é igual a zero.
Arroz. 5.4. Momentos dipolares de moléculas de CO 2 e H 2 O
5.1.5. Valência de elementos em compostos com ligações covalentes
A valência dos átomos é determinada pelo número de elétrons desemparelhados que participam da formação de pares de elétrons comuns com elétrons de outros átomos. Tendo um elétron desemparelhado na camada externa de elétrons, os átomos de halogênio nas moléculas F 2, HCl, PBr 3 e CCl 4 são monovalentes. Os elementos do subgrupo oxigênio contêm dois elétrons desemparelhados na camada externa, portanto, em compostos como O 2, H 2 O, H 2 S e SCl 2 eles são divalentes.
Como, além das ligações covalentes comuns, uma ligação pode ser formada em moléculas por um mecanismo doador-aceitador, a valência dos átomos também depende da presença de pares de elétrons solitários e de orbitais de elétrons livres. Uma medida quantitativa de valência é o número de ligações químicas através das quais um determinado átomo está conectado a outros átomos.
A valência máxima dos elementos, via de regra, não pode ultrapassar o número do grupo em que estão localizados. A exceção são os elementos do subgrupo secundário do primeiro grupo Cu, Ag, Au, cuja valência nos compostos é maior que um. Os elétrons de valência incluem principalmente os elétrons das camadas externas, porém, para elementos dos subgrupos laterais, os elétrons das penúltimas camadas (pré-externas) também participam da formação de uma ligação química.
5.1.6. Valência de elementos em estados normais e excitados
A valência da maioria dos elementos químicos depende se esses elementos estão em estado normal ou excitado. Configuração eletrônica do átomo de Li: 1s 2 2s 1. O átomo de lítio no nível externo tem um elétron desemparelhado, ou seja, o lítio é monovalente. É necessário um gasto muito grande de energia associado à transição do elétron 1s para o orbital 2p para obter lítio trivalente. Esse gasto energético é tão grande que não é compensado pela energia liberada durante a formação das ligações químicas. A este respeito, não existem compostos trivalentes de lítio.
Configuração da camada eletrônica externa dos elementos do subgrupo berílio ns 2. Isso significa que na camada externa de elétrons desses elementos no orbital da célula ns existem dois elétrons com spins opostos. Os elementos do subgrupo berílio não contêm elétrons desemparelhados, portanto sua valência no estado normal é zero. No estado excitado, a configuração eletrônica dos elementos do subgrupo berílio é ns 1 nр 1, ou seja, os elementos formam compostos nos quais são divalentes.
Possibilidades de valência do átomo de boro
Vamos considerar a configuração eletrônica do átomo de boro no estado fundamental: 1s 2 2s 2 2p 1. O átomo de boro no estado fundamental contém um elétron desemparelhado (Fig. 5.5), ou seja, é monovalente. Porém, o boro não se caracteriza pela formação de compostos nos quais seja monovalente. Quando um átomo de boro é excitado, um elétron 2s faz a transição para um orbital 2p (Fig. 5.5). Um átomo de boro em estado excitado possui 3 elétrons desemparelhados e pode formar compostos nos quais sua valência é três.
Arroz. 5.5. Estados de valência do átomo de boro nos estados normal e excitado
A energia despendida na transição de um átomo para um estado excitado dentro de um nível de energia, via de regra, é mais do que compensada pela energia liberada durante a formação de ligações adicionais.
Devido à presença de um orbital 2p livre no átomo de boro, o boro nos compostos pode formar uma quarta ligação covalente, atuando como um aceitador de pares de elétrons. A Figura 5.6 mostra como a molécula de BF interage com o íon F –, resultando na formação do íon –, no qual o boro forma quatro ligações covalentes.
Arroz. 5.6. Mecanismo doador-aceitador para a formação da quarta ligação covalente no átomo de boro
Possibilidades de valência do átomo de nitrogênio
Consideremos a estrutura eletrônica do átomo de nitrogênio (Fig. 5.7).
Arroz. 5.7. Distribuição de elétrons nos orbitais do átomo de nitrogênio
Pelo diagrama apresentado fica claro que o nitrogênio possui três elétrons desemparelhados, pode formar três ligações químicas e sua valência é três. A transição do átomo de nitrogênio para um estado excitado é impossível, uma vez que o segundo nível de energia não contém orbitais d. Ao mesmo tempo, um átomo de nitrogênio pode fornecer um par de elétrons isolados de elétrons externos 2s 2 a um átomo com um orbital livre (aceitador). Como resultado, surge uma quarta ligação química do átomo de nitrogênio, como é o caso, por exemplo, do íon amônio (Fig. 5.2). Assim, a covalência máxima (o número de ligações covalentes formadas) de um átomo de nitrogênio é quatro. Em seus compostos, o nitrogênio, ao contrário de outros elementos do quinto grupo, não pode ser pentavalente.
Possibilidades de valência de átomos de fósforo, enxofre e halogênio
Ao contrário dos átomos de nitrogênio, oxigênio e flúor, os átomos de fósforo, enxofre e cloro localizados no terceiro período possuem células 3d livres para as quais os elétrons podem ser transferidos. Quando um átomo de fósforo é excitado (Fig. 5.8), ele possui 5 elétrons desemparelhados em sua camada eletrônica externa. Como resultado, nos compostos o átomo de fósforo pode ser não apenas tri-, mas também pentavalente.
Arroz. 5.8. Distribuição de elétrons de valência em orbitais para um átomo de fósforo em estado excitado
No estado excitado, o enxofre, além de valência dois, também apresenta valência quatro e seis. Neste caso, os elétrons 3p e 3s são emparelhados sequencialmente (Fig. 5.9).
Arroz. 5.9. Possibilidades de valência de um átomo de enxofre em estado excitado
No estado excitado, para todos os elementos do subgrupo principal do grupo V, exceto o flúor, é possível o emparelhamento sequencial dos primeiros pares de elétrons p e depois s. Como resultado, esses elementos tornam-se tri, penta e heptavalentes (Fig. 5.10).
Arroz. 5.10. Possibilidades de valência de átomos de cloro, bromo e iodo em estado excitado
5.1.7. Comprimento, energia e direção de uma ligação covalente
As ligações covalentes normalmente se formam entre átomos de não metais. As principais características de uma ligação covalente são comprimento, energia e direção.
Comprimento da ligação covalente
O comprimento de uma ligação é a distância entre os núcleos dos átomos que formam essa ligação. É determinado por métodos físicos experimentais. O comprimento da ligação pode ser estimado usando a regra de aditividade, segundo a qual o comprimento da ligação na molécula AB é aproximadamente igual à metade da soma dos comprimentos das ligações nas moléculas A 2 e B 2:
.
De cima para baixo ao longo dos subgrupos do sistema periódico de elementos, o comprimento da ligação química aumenta, pois os raios dos átomos aumentam nessa direção (Tabela 5.1). À medida que a multiplicidade da ligação aumenta, seu comprimento diminui.
Tabela 5.1.
Comprimento de algumas ligações químicas
Ligação química |
Comprimento do link, pm |
Ligação química |
Comprimento do link, pm |
C – C |
|||
Energia de comunicação
Uma medida da força de ligação é a energia de ligação. Energia de comunicação determinado pela energia necessária para quebrar uma ligação e remover os átomos que formam essa ligação a uma distância infinitamente grande um do outro. A ligação covalente é muito forte. Sua energia varia de várias dezenas a várias centenas de kJ/mol. Para uma molécula de IСl 3, por exemplo, o Ebond é ≈40, e para moléculas de N 2 e CO o Ebond é ≈1000 kJ/mol.
De cima para baixo ao longo dos subgrupos do sistema periódico de elementos, a energia de uma ligação química diminui, pois o comprimento da ligação aumenta nessa direção (Tabela 5.1). À medida que a multiplicidade da ligação aumenta, a sua energia aumenta (Tabela 5.2).
Tabela 5.2.
Energias de algumas ligações químicas
Ligação química |
Energia de comunicação, |
Ligação química |
Energia de comunicação, |
C – C |
|||
Saturação e direcionalidade de ligações covalentes
As propriedades mais importantes de uma ligação covalente são a saturação e a direcionalidade. A saturabilidade pode ser definida como a capacidade dos átomos de formar um número limitado de ligações covalentes. Assim, um átomo de carbono pode formar apenas quatro ligações covalentes e um átomo de oxigênio pode formar duas. O número máximo de ligações covalentes comuns que um átomo pode formar (excluindo as ligações formadas pelo mecanismo doador-aceitador) é igual ao número de elétrons desemparelhados.
As ligações covalentes têm orientação espacial, pois a sobreposição de orbitais durante a formação de uma ligação simples ocorre ao longo da linha que liga os núcleos atômicos. O arranjo espacial dos orbitais de elétrons de uma molécula determina sua geometria. Os ângulos entre as ligações químicas são chamados de ângulos de ligação.
A saturação e a direcionalidade de uma ligação covalente distinguem esta ligação de uma ligação iônica, que, diferentemente de uma ligação covalente, é insaturada e não direcional.
Estrutura espacial das moléculas de H 2 O e NH 3
Vamos considerar a direção de uma ligação covalente usando o exemplo das moléculas de H 2 O e NH 3.
A molécula de H 2 O é formada por um átomo de oxigênio e dois átomos de hidrogênio. O átomo de oxigênio possui dois elétrons p desemparelhados, que ocupam dois orbitais localizados perpendicularmente entre si. Os átomos de hidrogênio têm elétrons 1s desemparelhados. O ângulo entre as ligações formadas pelos elétrons p deve ser próximo ao ângulo entre os orbitais dos elétrons p. Experimentalmente, entretanto, descobriu-se que o ângulo entre as ligações O – H em uma molécula de água é 104,50. O aumento do ângulo em relação ao ângulo de 90º pode ser explicado pelas forças repulsivas que atuam entre os átomos de hidrogênio, Fig. 5.11. Assim, a molécula de H 2 O tem uma forma angular.
Três elétrons p desemparelhados do átomo de nitrogênio, cujos orbitais estão localizados em três direções perpendiculares entre si, participam da formação da molécula de NH 3. Portanto, as três ligações N – H devem estar localizadas em ângulos entre si próximos de 90° (Fig. 5.11). O valor experimental do ângulo entre as ligações na molécula de NH 3 é 107,3°. A diferença entre os ângulos entre as ligações e os valores teóricos se deve, como no caso da molécula de água, à repulsão mútua dos átomos de hidrogênio. Além disso, os esquemas apresentados não levam em consideração a possibilidade da participação de dois elétrons nos orbitais 2s na formação de ligações químicas.
Arroz. 5.11. Sobreposição de orbitais eletrônicos durante a formação de ligações químicas em moléculas de H 2 O (a) e NH 3 (b)
Consideremos a formação da molécula BeC1 2. Um átomo de berílio em estado excitado possui dois elétrons desemparelhados: 2s e 2p. Pode-se presumir que o átomo de berílio deve formar duas ligações: uma ligação formada pelo elétron s e uma ligação formada pelo elétron p. Essas ligações devem ter energias e comprimentos diferentes. A molécula de BeCl 2, neste caso, não deve ser linear, mas angular. A experiência, entretanto, mostra que a molécula de BeCl 2 tem uma estrutura linear e ambas as ligações químicas nela são equivalentes. Situação semelhante é observada quando se considera a estrutura das moléculas BCl 3 e CCl 4 - todas as ligações nessas moléculas são equivalentes. A molécula BC1 3 tem uma estrutura plana, CC1 4 tem uma estrutura tetraédrica.
Para explicar a estrutura de moléculas como BeCl 2, BCl 3 e CCl 4, Pauling e Slater(EUA) introduziu o conceito de hibridização de orbitais atômicos. Eles propuseram a substituição de vários orbitais atômicos, que não diferem muito em energia, pelo mesmo número de orbitais equivalentes, chamados de híbridos. Esses orbitais híbridos são compostos de orbitais atômicos como resultado de sua combinação linear.
Segundo L. Pauling, quando as ligações químicas são formadas por um átomo que possui elétrons de diferentes tipos em uma camada e, portanto, não muito diferentes em energia (por exemplo, s e p), é possível alterar a configuração dos orbitais de diferentes tipos, nos quais ocorre seu alinhamento em forma e energia. Como resultado, são formados orbitais híbridos que possuem formato assimétrico e são altamente alongados em um lado do núcleo. É importante ressaltar que o modelo de hibridização é utilizado quando elétrons de diferentes tipos, por exemplo s e p, estão envolvidos na formação de ligações.
5.1.8.2. Vários tipos de hibridização orbital atômica
hibridização sp
Hibridização de um é- e um R- orbitais ( sp- hibridização)é realizado, por exemplo, durante a formação de cloreto de berílio. Conforme mostrado acima, em um estado excitado, um átomo Be possui dois elétrons desemparelhados, um dos quais ocupa o orbital 2s e o outro ocupa o orbital 2p. Quando uma ligação química é formada, esses dois orbitais diferentes são transformados em dois orbitais híbridos idênticos, direcionados em um ângulo de 180° entre si (Fig. 5.12). O arranjo linear de dois orbitais híbridos corresponde à repulsão mínima um do outro. Como resultado, a molécula BeCl 2 tem uma estrutura linear - todos os três átomos estão localizados na mesma linha.
Arroz. 5.12. Diagrama de sobreposição orbital de elétrons durante a formação de uma molécula de BeCl 2
A estrutura da molécula de acetileno; ligações sigma e pi
Consideremos um diagrama da sobreposição de orbitais eletrônicos durante a formação de uma molécula de acetileno. Em uma molécula de acetileno, cada átomo de carbono está em um estado sp-híbrido. Dois orbitais híbridos sp estão localizados em um ângulo de 1800 entre si; eles formam uma ligação σ entre átomos de carbono e duas ligações σ com átomos de hidrogênio (Fig. 5.13).
Arroz. 5.13. Esquema de formação de ligações s em uma molécula de acetileno
Uma ligação σ é uma ligação formada como resultado da sobreposição de orbitais de elétrons ao longo de uma linha que conecta os núcleos dos átomos.
Cada átomo de carbono na molécula de acetileno contém mais dois elétrons p, que não participam da formação de ligações σ. As nuvens eletrônicas desses elétrons estão localizadas em planos perpendiculares entre si e, sobrepondo-se, formam mais duas ligações π entre átomos de carbono devido à sobreposição lateral de não híbridos R–nuvens (Fig. 5.14).
Uma ligação π é uma ligação química covalente formada como resultado de um aumento na densidade eletrônica em ambos os lados da linha que conecta os núcleos dos átomos.
Arroz. 5.14. Esquema de formação das ligações σ - e π - na molécula de acetileno.
Assim, na molécula de acetileno, uma ligação tripla é formada entre os átomos de carbono, que consiste em uma ligação σ e duas ligações π; σ -ligações são mais fortes que ligações π.
hibridização sp2
A estrutura da molécula BCl 3 pode ser explicada em termos de sp 2- hibridização. Um átomo de boro em um estado excitado na camada externa de elétrons contém um elétron s e dois elétrons p, ou seja, três elétrons desemparelhados. Estas três nuvens de elétrons podem ser convertidas em três orbitais híbridos equivalentes. A repulsão mínima de três orbitais híbridos entre si corresponde à sua localização no mesmo plano em um ângulo de 120 o entre si (Fig. 5.15). Assim, a molécula BCl 3 tem uma forma plana.
Arroz. 5.15. Estrutura plana da molécula BCl 3
sp 3 - hibridização
Os orbitais de valência do átomo de carbono (s, р x, р y, р z) podem ser convertidos em quatro orbitais híbridos equivalentes, que estão localizados no espaço em um ângulo de 109,5 o entre si e direcionados aos vértices do tetraedro , no centro do qual está o núcleo do átomo de carbono (Fig. 5.16).
Arroz. 5.16. Estrutura tetraédrica da molécula de metano
5.1.8.3. Hibridização envolvendo pares de elétrons solitários
O modelo de hibridização pode ser utilizado para explicar a estrutura de moléculas que, além das ligantes, também contêm pares solitários de elétrons. Nas moléculas de água e amônia, o número total de pares de elétrons do átomo central (O e N) é quatro. Ao mesmo tempo, uma molécula de água possui dois e uma molécula de amônia possui um único par de elétrons. A formação de ligações químicas nessas moléculas pode ser explicada assumindo que pares isolados de elétrons também podem preencher orbitais híbridos. Os pares de elétrons isolados ocupam muito mais espaço no espaço do que os pares de ligação. Como resultado da repulsão que ocorre entre pares de elétrons isolados e de ligação, os ângulos de ligação nas moléculas de água e amônia diminuem, que são inferiores a 109,5 o.
Arroz. 5.17. sp 3 – hibridização envolvendo pares de elétrons solitários em moléculas de H 2 O (A) e NH 3 (B)
5.1.8.4. Estabelecendo o tipo de hibridização e determinando a estrutura das moléculas
Para estabelecer o tipo de hibridização e, consequentemente, a estrutura das moléculas, devem ser utilizadas as seguintes regras.
1. O tipo de hibridização do átomo central, que não contém pares isolados de elétrons, é determinado pelo número de ligações sigma. Se houver duas dessas ligações, ocorre hibridização sp, três - hibridização sp 2, quatro - hibridização sp 3. Pares de elétrons isolados (na ausência de ligações formadas pelo mecanismo doador-aceitador) estão ausentes em moléculas formadas por átomos de berílio, boro, carbono, silício, ou seja, em elementos dos principais subgrupos II - IV grupos.
2. Se o átomo central contém pares de elétrons isolados, então o número de orbitais híbridos e o tipo de hibridização são determinados pela soma do número de ligações sigma e do número de pares de elétrons isolados. A hibridização envolvendo pares de elétrons isolados ocorre em moléculas formadas por átomos de nitrogênio, fósforo, oxigênio, enxofre, ou seja, elementos dos subgrupos principais dos grupos V e VI.
3. A forma geométrica das moléculas é determinada pelo tipo de hibridização do átomo central (Tabela 5.3).
Tabela 5.3.
Ângulos de ligação, forma geométrica das moléculas dependendo do número de orbitais híbridos e do tipo de hibridização do átomo central
5.2. Ligação iônica
A ligação iônica ocorre através da atração eletrostática entre íons com carga oposta. Esses íons são formados como resultado da transferência de elétrons de um átomo para outro. Uma ligação iônica é formada entre átomos que apresentam grandes diferenças de eletronegatividade (geralmente maiores que 1,7 na escala de Pauling), por exemplo, entre átomos de metais alcalinos e halogênios.
Consideremos a ocorrência de uma ligação iônica usando o exemplo da formação de NaCl. A partir das fórmulas eletrônicas dos átomos Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 e Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 fica claro que para completar o nível externo é mais fácil para o átomo de sódio ceder um elétron do que adicionar sete, e é mais fácil para o átomo de cloro adicionar um, do que doar sete. Nas reações químicas, o átomo de sódio cede um elétron e o átomo de cloro o recebe. Como resultado, as camadas eletrônicas dos átomos de sódio e cloro são transformadas em camadas eletrônicas estáveis de gases nobres (a configuração eletrônica do cátion sódio é Na + 1s 2 2s 2 2p 6, e a configuração eletrônica do ânion cloro Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). A interação eletrostática de íons leva à formação de uma molécula de NaCl.
Características básicas das ligações iônicas e propriedades dos compostos iônicos
1. Uma ligação iônica é uma ligação química forte. A energia desta ligação é da ordem de 300 – 700 kJ/mol.
2. Ao contrário de uma ligação covalente, uma ligação iônica é não direcional, uma vez que um íon pode atrair íons de sinal oposto para si em qualquer direção.
3. Ao contrário de uma ligação covalente, uma ligação iônica é insaturado, uma vez que a interação de íons de sinais opostos não leva à compensação mútua completa de seus campos de força.
4. Durante a formação de moléculas com ligação iônica, não ocorre transferência completa de elétrons, portanto, ligações iônicas de cem por cento não existem na natureza. Na molécula de NaCl, a ligação química é apenas 80% iônica.
5. Compostos com ligações iônicas são sólidos cristalinos que possuem altos pontos de fusão e ebulição.
6. A maioria dos compostos iônicos são solúveis em água. Soluções e fundidos de compostos iônicos conduzem corrente elétrica.
5.3. Conexão metálica
Os átomos de metal no nível de energia externo contêm um pequeno número de elétrons de valência. Como a energia de ionização dos átomos metálicos é baixa, os elétrons de valência são fracamente retidos nesses átomos. Como resultado, íons carregados positivamente e elétrons livres aparecem na estrutura cristalina dos metais. Nesse caso, os cátions metálicos estão localizados nos nós de sua rede cristalina, e os elétrons se movem livremente no campo dos centros positivos formando o chamado “gás de elétrons”. A presença de um elétron carregado negativamente entre dois cátions faz com que cada cátion interaja com esse elétron. Assim, ligação metálica é a ligação entre íons positivos em cristais metálicos, que ocorre através da atração de elétrons que se movem livremente por todo o cristal.
Como os elétrons de valência em um metal estão distribuídos uniformemente por todo o cristal, uma ligação metálica, como uma ligação iônica, é uma ligação não direcional. Ao contrário de uma ligação covalente, uma ligação metálica é uma ligação insaturada. Da ligação covalente conexão metálica Também difere em durabilidade. A energia de uma ligação metálica é aproximadamente três a quatro vezes menor que a energia de uma ligação covalente.
Devido à alta mobilidade do gás eletrônico, os metais são caracterizados por alta condutividade elétrica e térmica.
5.4. Ligação de hidrogênio
Nas moléculas dos compostos HF, H 2 O, NH 3, existem ligações de hidrogênio com um elemento fortemente eletronegativo (H – F, H – O, H – N). Entre as moléculas de tais compostos podem formar-se ligações de hidrogênio intermoleculares. Em algumas moléculas orgânicas contendo ligações H – O, H – N, ligações de hidrogênio intramoleculares.
O mecanismo de formação de ligações de hidrogênio é parcialmente eletrostático e parcialmente de natureza doador-aceitador. Neste caso, o doador do par de elétrons é um átomo de um elemento fortemente eletronegativo (F, O, N), e o aceitador são os átomos de hidrogênio conectados a esses átomos. Assim como as ligações covalentes, as ligações de hidrogênio são caracterizadas por foco no espaço e saturabilidade.
As ligações de hidrogênio são geralmente indicadas por pontos: H ··· F. Quanto mais forte for a ligação de hidrogénio, maior será a eletronegatividade do átomo parceiro e menor será o seu tamanho. É característico principalmente de compostos de flúor, bem como de oxigênio, em menor grau de nitrogênio e, em menor grau, de cloro e enxofre. A energia da ligação de hidrogénio também muda em conformidade (Tabela 5.4).
Tabela 5.4.
Valores médios das energias das ligações de hidrogênio
Ligações de hidrogênio intermoleculares e intramoleculares
Graças às ligações de hidrogênio, as moléculas se combinam em dímeros e associados mais complexos. Por exemplo, a formação de um dímero de ácido fórmico pode ser representada pelo diagrama a seguir (Fig. 5.18).
Arroz. 5.18. Formação de ligações de hidrogênio intermoleculares em ácido fórmico
Longas cadeias de associados (H 2 O) n podem aparecer na água (Fig. 5.19).
Arroz. 5.19. Formação de uma cadeia de associados na água líquida devido a ligações de hidrogênio intermoleculares
Cada molécula de H2O pode formar quatro ligações de hidrogênio, mas uma molécula de HF pode formar apenas duas.
As ligações de hidrogênio podem ocorrer tanto entre diferentes moléculas (ligações de hidrogênio intermoleculares) quanto dentro de uma molécula (ligações de hidrogênio intramoleculares). Exemplos da formação de ligações intramoleculares para algumas substâncias orgânicas são apresentados na Fig. 5.20.
Arroz. 5.20. Formação de ligações de hidrogênio intramoleculares em moléculas de vários compostos orgânicos
A influência das ligações de hidrogênio nas propriedades das substâncias
O indicador mais conveniente da existência de ligações de hidrogênio intermoleculares é o ponto de ebulição de uma substância. O maior ponto de ebulição da água (100 o C em comparação com os compostos de hidrogênio dos elementos do subgrupo oxigênio (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) é explicado pela presença de ligações de hidrogênio: energia adicional deve ser gasta para destruir intermoleculares ligações de hidrogênio na água.
A ligação de hidrogênio pode afetar significativamente a estrutura e as propriedades das substâncias. A existência de ligações de hidrogênio intermoleculares aumenta os pontos de fusão e ebulição das substâncias. A presença de uma ligação de hidrogênio intramolecular faz com que a molécula de ácido desoxirribonucléico (DNA) seja dobrada em uma dupla hélice na água.
As ligações de hidrogênio também desempenham um papel importante nos processos de dissolução, uma vez que a solubilidade também depende da capacidade de um composto formar ligações de hidrogênio com o solvente. Como resultado, substâncias contendo grupos OH, como açúcar, glicose, álcoois e ácidos carboxílicos, são, via de regra, altamente solúveis em água.
5.5. Tipos de redes cristalinas
Os sólidos geralmente têm uma estrutura cristalina. As partículas que compõem os cristais (átomos, íons ou moléculas) estão localizadas em pontos estritamente definidos no espaço, formando uma rede cristalina. A rede cristalina consiste em células elementares que retêm as características estruturais características de uma determinada rede. Os pontos onde as partículas estão localizadas são chamados nós de rede cristalina. Dependendo do tipo de partículas localizadas nos locais da rede e da natureza da conexão entre elas, existem 4 tipos de redes cristalinas.
5.5.1. Rede cristalina atômica
Nos nós das redes cristalinas atômicas existem átomos conectados entre si por ligações covalentes. As substâncias que possuem uma rede atômica incluem diamante, silício, carbonetos, silicietos, etc. Na estrutura de um cristal atômico é impossível isolar moléculas individuais; o cristal inteiro é considerado uma molécula gigante. A estrutura do diamante é mostrada na Fig. 5.21. O diamante é composto de átomos de carbono, cada um deles ligado a quatro átomos vizinhos. Devido ao fato das ligações covalentes serem fortes, todas as substâncias com redes atômicas são refratárias, duras e pouco voláteis. Eles são ligeiramente solúveis em água.
Arroz. 5.21. Estrutura de cristal de diamante
5.5.2. Rede cristalina molecular
Nos nós das redes cristalinas moleculares existem moléculas conectadas entre si por forças intermoleculares fracas. Portanto, as substâncias com rede molecular apresentam baixa dureza, são fusíveis, caracterizadas por significativa volatilidade, são pouco solúveis em água e suas soluções, via de regra, não conduzem corrente elétrica. Muitas substâncias com uma rede cristalina molecular são conhecidas. São hidrogênio sólido, cloro, monóxido de carbono (IV) e outras substâncias que estão em estado gasoso em temperaturas normais. A maioria dos compostos orgânicos cristalinos possui uma rede molecular.
5.5.3. Rede de cristal iônico
Redes cristalinas contendo íons em seus nós são chamadas iônico. São formados por substâncias com ligações iônicas, por exemplo, halogenetos de metais alcalinos. Nos cristais iônicos, as moléculas individuais não podem ser distinguidas; o cristal inteiro pode ser considerado como uma macromolécula. As ligações entre os íons são fortes, portanto as substâncias com rede iônica apresentam baixa volatilidade e altos pontos de fusão e ebulição. A estrutura cristalina do cloreto de sódio é mostrada na Fig. 5.22.
Arroz. 5.22. Estrutura cristalina de cloreto de sódio
Nesta figura, as bolas claras são íons Na +, as bolas escuras são íons Cl –. À esquerda na Fig. A Figura 5.22 mostra a célula unitária do NaCI.
5.5.4. Estrutura de cristal de metal
Os metais no estado sólido formam redes cristalinas metálicas. Os locais dessas redes contêm íons metálicos positivos e os elétrons de valência se movem livremente entre eles. Os elétrons atraem cátions eletrostaticamente, conferindo estabilidade à rede metálica. Essa estrutura reticular determina a alta condutividade térmica, condutividade elétrica e plasticidade dos metais - durante a deformação mecânica não há quebra de ligações e destruição do cristal, pois os íons que o compõem parecem flutuar em uma nuvem de gás de elétrons. Na Fig. A Figura 5.23 mostra a rede cristalina de sódio.
Arroz. 5.23. Estrutura cristalina de sódio
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Cada átomo possui um certo número de elétrons.
Ao entrar em reações químicas, os átomos doam, ganham ou compartilham elétrons, alcançando a configuração eletrônica mais estável. A configuração com a energia mais baixa (como nos átomos de gases nobres) acaba sendo a mais estável. Esse padrão é chamado de “regra do octeto” (Fig. 1).
Arroz. 1.
Esta regra se aplica a todos tipos de conexões. As conexões eletrônicas entre os átomos permitem que eles formem estruturas estáveis, desde os cristais mais simples até biomoléculas complexas que, em última análise, formam sistemas vivos. Eles diferem dos cristais em seu metabolismo contínuo. Ao mesmo tempo, muitas reações químicas ocorrem de acordo com os mecanismos transferência eletrônica, que desempenham um papel crítico nos processos energéticos do corpo.
Uma ligação química é a força que mantém unidos dois ou mais átomos, íons, moléculas ou qualquer combinação destes..
A natureza de uma ligação química é universal: é uma força eletrostática de atração entre elétrons carregados negativamente e núcleos carregados positivamente, determinada pela configuração dos elétrons da camada externa dos átomos. A capacidade de um átomo formar ligações químicas é chamada valência, ou Estado de oxidação. O conceito de elétrons de valência- elétrons que formam ligações químicas, ou seja, localizados nos orbitais de maior energia. Conseqüentemente, a camada externa do átomo que contém esses orbitais é chamada camada de valência. Atualmente não basta indicar a presença de ligação química, mas é necessário esclarecer seu tipo: iônica, covalente, dipolo-dipolo, metálica.
O primeiro tipo de conexão éiônico conexão
De acordo com a teoria da valência eletrônica de Lewis e Kossel, os átomos podem atingir uma configuração eletrônica estável de duas maneiras: primeiro, perdendo elétrons, tornando-se cátions, em segundo lugar, adquiri-los, transformando-se em ânions. Como resultado da transferência de elétrons, devido à força eletrostática de atração entre íons com cargas de sinais opostos, forma-se uma ligação química, denominada por Kossel “ eletrovalente"(agora chamado iônico).
Neste caso, ânions e cátions formam uma configuração eletrônica estável com uma camada eletrônica externa preenchida. As ligações iônicas típicas são formadas a partir de cátions dos grupos T e II do sistema periódico e ânions de elementos não metálicos dos grupos VI e VII (16 e 17 subgrupos, respectivamente, calcógenos E halogênios). As ligações dos compostos iônicos são insaturadas e não direcionais, portanto retêm a possibilidade de interação eletrostática com outros íons. Na Fig. As Figuras 2 e 3 mostram exemplos de ligações iônicas correspondentes ao modelo Kossel de transferência de elétrons.
Arroz. 2.
Arroz. 3. Ligação iônica em uma molécula de sal de cozinha (NaCl)
Aqui é apropriado relembrar algumas propriedades que explicam o comportamento das substâncias na natureza, em particular, considerar a ideia de ácidos E razões.
As soluções aquosas de todas essas substâncias são eletrólitos. Eles mudam de cor de maneira diferente indicadores. O mecanismo de ação dos indicadores foi descoberto por F.V. Ostwald. Ele mostrou que os indicadores são ácidos ou bases fracas, cuja cor difere nos estados indissociados e dissociados.
As bases podem neutralizar ácidos. Nem todas as bases são solúveis em água (por exemplo, alguns compostos orgânicos que não contêm grupos OH são insolúveis, em particular, trietilamina N(C 2 H 5) 3); bases solúveis são chamadas álcalis.
Soluções aquosas de ácidos sofrem reações características:
a) com óxidos metálicos - com formação de sal e água;
b) com metais - com formação de sal e hidrogênio;
c) com carbonatos - com formação de sal, CO 2 e N 2 Ó.
As propriedades dos ácidos e bases são descritas por diversas teorias. De acordo com a teoria de S.A. Arrhenius, um ácido é uma substância que se dissocia para formar íons N+, enquanto a base forma íons ELE- . Esta teoria não leva em consideração a existência de bases orgânicas que não possuem grupos hidroxila.
Conforme próton De acordo com a teoria de Brønsted e Lowry, um ácido é uma substância que contém moléculas ou íons que doam prótons ( doadores prótons), e uma base é uma substância que consiste em moléculas ou íons que aceitam prótons ( aceitantes prótons). Observe que em soluções aquosas os íons hidrogênio existem na forma hidratada, ou seja, na forma de íons hidrônio H3O+ . Esta teoria descreve reações não apenas com água e íons hidróxido, mas também aquelas realizadas na ausência de solvente ou com solvente não aquoso.
Por exemplo, na reação entre amônia N. H. 3 (base fraca) e cloreto de hidrogênio na fase gasosa, forma-se cloreto de amônio sólido, e em uma mistura de equilíbrio de duas substâncias há sempre 4 partículas, duas das quais são ácidos e as outras duas são bases:
Esta mistura de equilíbrio consiste em dois pares conjugados de ácidos e bases:
1)N. H. 4+ e N. H. 3
2) HCl E Cl ‑
Aqui, em cada par conjugado, o ácido e a base diferem em um próton. Todo ácido possui uma base conjugada. Um ácido forte possui uma base conjugada fraca e um ácido fraco possui uma base conjugada forte.
A teoria de Brønsted-Lowry ajuda a explicar o papel único da água na vida da biosfera. A água, dependendo da substância que interage com ela, pode exibir propriedades de ácido ou de base. Por exemplo, em reações com soluções aquosas de ácido acético, a água é uma base, e em reações com soluções aquosas de amônia, é um ácido.
1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Aqui, uma molécula de ácido acético doa um próton para uma molécula de água;
2) NH3 + H2O ↔ NH 4 + + ELE- . Aqui, uma molécula de amônia aceita um próton de uma molécula de água.
Assim, a água pode formar dois pares conjugados:
1) H2O(ácido) e ELE- (base conjugada)
2) H3O+ (ácido) e H2O(base conjugada).
No primeiro caso, a água doa um próton e, no segundo, o aceita.
Esta propriedade é chamada anfiprotonismo. As substâncias que podem reagir tanto como ácidos quanto como bases são chamadas anfotérico. Tais substâncias são frequentemente encontradas na natureza viva. Por exemplo, os aminoácidos podem formar sais com ácidos e bases. Portanto, os peptídeos formam facilmente compostos de coordenação com os íons metálicos presentes.
Assim, uma propriedade característica de uma ligação iônica é o movimento completo dos elétrons de ligação para um dos núcleos. Isso significa que entre os íons existe uma região onde a densidade eletrônica é quase zero.
O segundo tipo de conexão écovalente conexão
Os átomos podem formar configurações eletrônicas estáveis compartilhando elétrons.
Essa ligação é formada quando um par de elétrons é compartilhado, um de cada vez. para todosátomo. Neste caso, os elétrons da ligação compartilhada são distribuídos igualmente entre os átomos. Exemplos de ligações covalentes incluem homonuclear diatômico moléculas H 2 , N 2 , F 2. O mesmo tipo de conexão é encontrado em alótropos Ó 2 e ozônio Ó 3 e para uma molécula poliatômica S 8 e também moléculas heteronucleares cloreto de hidrogênio HCl, dióxido de carbono CO 2, metano CH 4, etanol COM 2 N 5 ELE, hexafluoreto de enxofre SF 6, acetileno COM 2 N 2. Todas essas moléculas compartilham os mesmos elétrons e suas ligações são saturadas e direcionadas da mesma maneira (Fig. 4).
É importante para os biólogos que as ligações duplas e triplas tenham raios atômicos covalentes reduzidos em comparação com uma ligação simples.
Arroz. 4. Ligação covalente em uma molécula de Cl 2.
Os tipos de ligações iônicas e covalentes são dois casos extremos dos muitos tipos existentes de ligações químicas e, na prática, a maioria das ligações são intermediárias.
Compostos de dois elementos localizados em extremidades opostas do mesmo período ou de diferentes períodos do sistema periódico formam predominantemente ligações iônicas. À medida que os elementos se aproximam dentro de um período, a natureza iônica de seus compostos diminui e o caráter covalente aumenta. Por exemplo, os halogenetos e óxidos dos elementos do lado esquerdo da tabela periódica formam ligações predominantemente iônicas ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), e os mesmos compostos de elementos no lado direito da tabela são covalentes ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glicose C6H12O6, etanol C2H5OH).
A ligação covalente, por sua vez, apresenta mais uma modificação.
Em íons poliatômicos e em moléculas biológicas complexas, ambos os elétrons só podem vir de umátomo. É chamado doador par de elétrons. Um átomo que compartilha esse par de elétrons com um doador é chamado aceitante par de elétrons. Este tipo de ligação covalente é chamado coordenação (doador-aceitador, oudativo) comunicação(Fig. 5). Este tipo de ligação é mais importante para a biologia e a medicina, uma vez que a química dos elementos d mais importantes para o metabolismo é amplamente descrita por ligações de coordenação.
Figo. 5.
Via de regra, em um composto complexo, o átomo metálico atua como um aceitador de um par de elétrons; pelo contrário, nas ligações iônicas e covalentes o átomo metálico é um doador de elétrons.
A essência da ligação covalente e sua variedade - a ligação de coordenação - pode ser esclarecida com a ajuda de outra teoria de ácidos e bases proposta por GN. Luís. Ele expandiu um pouco o conceito semântico dos termos “ácido” e “base” de acordo com a teoria de Brønsted-Lowry. A teoria de Lewis explica a natureza da formação de íons complexos e a participação das substâncias nas reações de substituição nucleofílica, ou seja, na formação do CS.
Segundo Lewis, um ácido é uma substância capaz de formar uma ligação covalente ao aceitar um par de elétrons de uma base. Uma base de Lewis é uma substância que possui um par de elétrons solitário, que, ao doar elétrons, forma uma ligação covalente com o ácido de Lewis.
Ou seja, a teoria de Lewis expande a gama de reações ácido-base também para reações nas quais os prótons não participam de forma alguma. Além disso, o próprio próton, segundo essa teoria, também é um ácido, pois é capaz de aceitar um par de elétrons.
Portanto, de acordo com esta teoria, os cátions são ácidos de Lewis e os ânions são bases de Lewis. Um exemplo seriam as seguintes reações:
Observou-se acima que a divisão das substâncias em iônicas e covalentes é relativa, uma vez que a transferência completa de elétrons dos átomos metálicos para os átomos aceitadores não ocorre nas moléculas covalentes. Em compostos com ligações iônicas, cada íon está no campo elétrico de íons de sinal oposto, portanto eles são polarizados mutuamente e suas conchas são deformadas.
Polarizabilidade determinado pela estrutura eletrônica, carga e tamanho do íon; para ânions é maior do que para cátions. A maior polarizabilidade entre cátions é para cátions de maior carga e menor tamanho, por exemplo, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Tem um forte efeito polarizador N+ . Como a influência da polarização iônica é bidirecional, ela altera significativamente as propriedades dos compostos que eles formam.
O terceiro tipo de conexão édipolo-dipolo conexão
Além dos tipos de comunicação listados, também existem dipolo-dipolo intermolecular interações, também chamadas van der Waals .
A força dessas interações depende da natureza das moléculas.
Existem três tipos de interações: dipolo permanente - dipolo permanente ( dipolo-dipolo atração); dipolo permanente - dipolo induzido ( indução atração); dipolo instantâneo - dipolo induzido ( dispersivo atração, ou forças de Londres; arroz. 6).
Arroz. 6.
Apenas moléculas com ligações covalentes polares têm um momento dipolo-dipolo ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), e a força de ligação é 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 metros coulombianos - C × m).
Na bioquímica, existe outro tipo de conexão - hidrogênio conexão que é um caso limite dipolo-dipolo atração. Esta ligação é formada pela atração entre um átomo de hidrogênio e um pequeno átomo eletronegativo, na maioria das vezes oxigênio, flúor e nitrogênio. Com átomos grandes que possuem eletronegatividade semelhante (como cloro e enxofre), a ligação de hidrogênio é muito mais fraca. O átomo de hidrogênio se distingue por uma característica significativa: quando os elétrons de ligação são afastados, seu núcleo - o próton - fica exposto e não fica mais protegido pelos elétrons.
Portanto, o átomo se transforma em um grande dipolo.
Uma ligação de hidrogênio, diferentemente de uma ligação de van der Waals, é formada não apenas durante interações intermoleculares, mas também dentro de uma molécula - intramolecular ligação de hidrogênio. As ligações de hidrogênio desempenham um papel importante na bioquímica, por exemplo, para estabilizar a estrutura das proteínas na forma de uma hélice α ou para a formação de uma dupla hélice de DNA (Fig. 7).
Figura 7.
As ligações de hidrogênio e van der Waals são muito mais fracas que as ligações iônicas, covalentes e de coordenação. A energia das ligações intermoleculares é indicada na tabela. 1.
Tabela 1. Energia das forças intermoleculares
Observação: O grau de interações intermoleculares é refletido pela entalpia de fusão e evaporação (ebulição). Os compostos iônicos requerem significativamente mais energia para separar íons do que para separar moléculas. A entalpia de fusão dos compostos iônicos é muito maior que a dos compostos moleculares.
O quarto tipo de conexão éconexão metálica
Finalmente, existe outro tipo de ligações intermoleculares - metal: conexão de íons positivos de uma rede metálica com elétrons livres. Este tipo de conexão não ocorre em objetos biológicos.
A partir de uma breve revisão dos tipos de ligação, um detalhe fica claro: um parâmetro importante de um átomo ou íon metálico - um doador de elétrons, bem como de um átomo - um aceptor de elétrons, é sua tamanho.
Sem entrar em detalhes, notamos que os raios covalentes dos átomos, os raios iônicos dos metais e os raios de van der Waals das moléculas em interação aumentam à medida que seu número atômico aumenta nos grupos do sistema periódico. Neste caso, os valores dos raios iônicos são os menores e os raios de van der Waals são os maiores. Via de regra, ao descer no grupo, os raios de todos os elementos aumentam, tanto covalentes quanto de van der Waals.
De maior importância para biólogos e médicos são coordenação(doador-aceitador) ligações consideradas pela química de coordenação.
Bioinorgânica médica. G. K. Barashkov
NH3 é um dos produtos químicos mais famosos e úteis. Ele encontrou ampla aplicação na indústria agrícola e além. Distingue-se por propriedades químicas únicas, graças às quais é utilizado em diversas indústrias.
O que é NH3
O NH 3 é conhecido até pelos mais ignorantes em química. É amônia. A amônia (NH 3) também é chamada de nitreto de hidrogênio e é, em condições normais, um gás incolor com odor pronunciado característico desta substância. Também vale a pena notar que o gás NH3 (chamado amônia) é quase duas vezes mais leve que o ar!
Além do gás, pode ser líquido a uma temperatura de cerca de 70 ° C ou existir na forma de solução (solução de amônia). Uma característica distintiva do NH 3 líquido é a capacidade de dissolver em si os metais dos principais subgrupos I e II dos grupos da tabela de elementos de D. I. Mendeleev (ou seja, metais alcalinos e alcalino-terrosos), bem como magnésio, alumínio, európio e itérbio. Ao contrário da água, a amônia líquida não interage com os elementos acima, mas atua precisamente como solvente. Esta propriedade permite que os metais sejam isolados em sua forma original por meio da evaporação do solvente (NH 3). Na figura abaixo você pode ver como é o sódio dissolvido na amônia líquida.
Qual é a aparência da amônia em termos de ligações químicas?
O diagrama da amônia (NH 3) e sua estrutura espacial é mostrado mais claramente por uma pirâmide triangular. O topo da “pirâmide” da amônia é o átomo de nitrogênio (destacado em azul), como pode ser visto na imagem abaixo.
Os átomos de uma substância chamada amônia (NH 3) são mantidos juntos por ligações de hidrogênio, assim como em uma molécula de água. Mas é muito importante lembrar que as ligações na molécula de amônia são mais fracas do que na molécula de água. Isto explica porque os pontos de fusão e ebulição do NH 3 são mais baixos quando comparados com o H 2 O.
Propriedades quimicas
Os 2 métodos mais comuns de produção da substância NH 3 são chamados de amônia. A indústria utiliza o chamado processo Haber, cuja essência é ligar o nitrogênio e o hidrogênio do ar (obtidos a partir do metano), passando uma mistura desses gases em alta pressão sobre um catalisador aquecido.
Nos laboratórios, a síntese de amônia é mais frequentemente baseada na interação de cloreto de amônio concentrado com hidróxido de sódio sólido.
Vamos proceder a um exame direto das propriedades químicas do NH 3.
1) NH 3 atua como uma base fraca. É por isso que a seguinte equação descreve a interação com a água:
NH 3 + H 2 O = NH4 + + OH -
2) Também com base nas propriedades básicas do NH 3 está sua capacidade de reagir com ácidos e formar os sais de amônio correspondentes:
NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (nitrato de amônio)
3) Anteriormente foi dito que um certo grupo de metais se dissolve na amônia líquida. No entanto, alguns metais também são capazes não apenas de se dissolver, mas de formar compostos com NH 3 chamados amidas:
Na (tv) + NH3 (g) = NaNH 2 + H 2
Na (sólido) + NH3 (l) = NaNH 2 + H 2 (a reação é realizada na presença de ferro como catalisador)
4) Quando o NH 3 interage com os metais Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+, os hidróxidos metálicos e cátions de amônio correspondentes são formados:
Fe 3+ + NH 3 + H 2 O = Fe(OH) 3 + NH 4 +
5) O resultado da interação do NH 3 com os metais Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ são mais frequentemente os complexos metálicos correspondentes:
Cu 2+ + NH 3 + H 2 O = Cu(OH) 2 + NH 4 +
Cu(OH)2 + NH3 = 2 + + OH -
Formação e posterior trajetória do NH3 no corpo humano
É bem sabido que os aminoácidos são parte integrante dos processos bioquímicos do corpo humano. Eles são a principal fonte de NH 3, uma substância chamada amônia, resultado de sua desaminação oxidativa (na maioria das vezes). Infelizmente, a amônia é tóxica para o corpo humano, pois forma facilmente o cátion amônio (NH 4 +) mencionado acima, que se acumula nas células. Posteriormente, os ciclos bioquímicos mais importantes ficam mais lentos e, como resultado, o nível de ATP produzido diminui.
Não é difícil adivinhar que o corpo necessita de mecanismos para ligar e neutralizar o NH 3 liberado. O diagrama abaixo mostra as fontes e alguns dos produtos de ligação da amônia no corpo humano.
Assim, resumindo, a amônia é neutralizada pela formação de suas formas de transporte nos tecidos (por exemplo, glutamina e alanina), por meio da excreção na urina, por meio da biossíntese de uréia, que é a principal forma natural de neutralizar o NH 3 no corpo humano.
Aplicação de NH3 – uma substância chamada amônia
Nos tempos modernos, a amônia líquida é o fertilizante de nitrogênio mais concentrado e barato, usado na agricultura para amonizar solos grossos e turfa. Quando a amônia líquida é adicionada ao solo, o número de microrganismos aumenta, mas não há consequências negativas, como, por exemplo, dos fertilizantes sólidos. A figura abaixo mostra uma das possíveis instalações para liquefação de gás amônia utilizando nitrogênio líquido.
À medida que a amônia líquida evapora, ela absorve muito calor do ambiente e causa resfriamento. Esta propriedade é utilizada em unidades de refrigeração para produzir gelo artificial no armazenamento de produtos alimentícios perecíveis. Além disso, é utilizado para congelar o solo durante a construção de estruturas subterrâneas. Soluções aquosas de amônia são utilizadas na indústria química (é um solvente industrial não aquoso), na prática laboratorial (por exemplo, como solvente na produção eletroquímica de produtos químicos), na medicina e no uso doméstico.
