Ajutați-mă să rezolv chimie vă rog. Indicați tipul de legătură din moleculele NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... și ați primit cel mai bun răspuns
Răspuns de la Olga Lyabina[guru]
1) NH3 bond tip cov. polar. La formarea unei legături iau parte fiecare trei electroni nepereche de azot și unul de hidrogen. Nu există legături pi. hibridizare sp3. Forma moleculei este piramidală (un orbital nu participă la hibridizare, tetraedrul se transformă într-o piramidă)
Tipul de legătură CaCl2 este ionic. Formarea legăturii implică doi electroni de calciu în orbital s, care acceptă doi atomi de clor, completându-și al treilea nivel. fără legături pi, tip hibridizare sp. sunt situate în spațiu la un unghi de 180 de grade
Tipul de legătură Al2O3 este ionic. Trei electroni din orbitalii s și p ai aluminiului sunt implicați în formarea legăturii, pe care oxigenul o acceptă, completându-și al doilea nivel. O=Al-O-Al=O. Există legături pi între oxigen și aluminiu. tipul de hibridizare sp cel mai probabil.
Tipul de legătură BaS este ionic. doi electroni ai bariului sunt acceptați de sulf. Ba=S este o legătură pi. hibridizare sp. Moleculă plată.
2) AgNO3
argintul este redus la catod
K Ag+ + e = Ag
apa se oxidează la anod
A 2H2O - 4e = O2 + 4H+
conform legii lui Faraday (oricare ar fi...) masa (volumul) substanței eliberate la catod este proporțională cu cantitatea de electricitate care trece prin soluție
m(Ag) = Me/zF *I*t = 32,23 g
V(O2) = Ve/F *I*t = 1,67 l
Răspuns de la 2 raspunsuri[guru]
Buna ziua! Iată o selecție de subiecte cu răspunsuri la întrebarea dvs.: Ajutați-mă să rezolv chimie, vă rog. Indicați tipul de legătură în moleculele NH3, CaCl2, Al2O3, BaS...
7.11. Structura substanțelor cu legături covalente
Substanțele în care, dintre toate tipurile de legături chimice, este prezentă doar una covalentă, se împart în două grupe inegale: moleculare (foarte multe) și nemoleculare (mult mai puțin).
Cristalele de substanțe moleculare solide constau din molecule slab legate între ele de forțele interacțiunii intermoleculare ale moleculelor. Astfel de cristale nu au rezistență și duritate ridicate (gândiți-vă la gheață sau zahăr). Punctele de topire și de fierbere ale acestora sunt, de asemenea, scăzute (vezi Tabelul 22).
Tabelul 22. Punctele de topire și de fierbere ale unor substanțe moleculare
Substanţă |
Substanţă |
||||
| H 2 | – 259 | – 253 | BR 2 | – 7 | 58 |
| N 2 | – 210 | – 196 | H2O | 0 | 100 |
| acid clorhidric | – 112 | – 85 | P 4 | 44 | 257 |
| NH3 | – 78 | – 33 | C10H8 (naftalină) | 80 | 218 |
| SO 2 | – 75 | – 10 | S 8 | 119 |
Spre deosebire de omologii lor moleculari, substanțele nemoleculare cu legături covalente formează cristale foarte dure. Cristalele de diamant (cea mai dură substanță) aparțin acestui tip.
Într-un cristal de diamant (Fig. 7.5), fiecare atom de carbon este conectat la alți patru atomi de carbon prin legături covalente simple (hibridare sp 3). Atomii de carbon formează un cadru tridimensional. În esență, întregul cristal de diamant este o moleculă uriașă și foarte puternică.
Cristalele de siliciu, utilizate pe scară largă în electronica radio și inginerie electronică, au aceeași structură.
Dacă înlocuiți jumătate din atomii de carbon din diamant cu atomi de siliciu fără a perturba structura cadru a cristalului, veți obține un cristal de carbură de siliciu SiC - de asemenea, o substanță foarte dura folosită ca material abraziv. Nisipul de cuarț obișnuit (dioxid de siliciu) aparține și el acestui tip de substanță cristalină. Cuarțul este o substanță foarte dura; Sub denumirea de „smirghel” este folosit și ca material abraziv. Structura de cuarț este ușor de obținut prin inserarea atomilor de oxigen între fiecare doi atomi de siliciu într-un cristal de siliciu. În acest caz, fiecare atom de siliciu va fi asociat cu patru atomi de oxigen, iar fiecare atom de oxigen cu doi atomi de siliciu.
Cristalele de diamant, siliciu, cuarț și structuri similare sunt numite cristale atomice.
Un cristal atomic este un cristal format din atomi ai unuia sau mai multor elemente legați prin legături chimice.
O legătură chimică dintr-un cristal atomic poate fi covalentă sau metalică.
După cum știți deja, orice cristal atomic, ca un cristal ionic, este o „supermoleculă” uriașă. Formula structurală a unei astfel de „supermolecule” nu poate fi scrisă - puteți arăta doar fragmentul său, de exemplu:
Spre deosebire de substanțele moleculare, substanțele care formează cristale atomice sunt printre cele mai refractare (vezi tabelul 23.).
Tabelul 23. Punctele de topire și de fierbere ale unor substanțe nemoleculare Cu legaturi covalente
Astfel de temperaturi ridicate de topire sunt destul de de înțeles dacă ne amintim că atunci când aceste substanțe se topesc, nu se rup legăturile intermoleculare slabe, ci legăturile chimice puternice. Din același motiv, multe substanțe care formează cristale atomice nu se topesc la încălzire, ci se descompun sau se transformă imediat în stare de vapori (sublimă), de exemplu, grafitul se sublimează la 3700 o C.
| Siliciu – Si. Cristalele de siliciu foarte dure și fragile arată ca un metal, dar este totuși un nemetal. Pe baza tipului de conductivitate electrică, această substanță este clasificată ca semiconductor, ceea ce determină importanța sa enormă în lumea modernă. Siliciul este cel mai important material semiconductor. Radiourile, televizoarele, calculatoarele, telefoanele moderne, ceasurile electronice, panourile solare și multe alte dispozitive de uz casnic și industriale conțin tranzistori, microcircuite și fotocelule realizate din monocristale de siliciu de înaltă puritate ca elemente structurale cele mai importante. Siliciul tehnic este utilizat în producția de oțel și metalurgia neferoasă. În ceea ce privește proprietățile sale chimice, siliciul este o substanță destul de inertă; reacționează doar la temperaturi ridicate. Dioxid de siliciu – SiO 2 . Un alt nume pentru această substanță este silice. Dioxidul de siliciu apare în natură sub două forme: cristalin și amorfe. Multe pietre semiprețioase și ornamentale sunt soiuri de dioxid de siliciu cristalin (cuarț): cristal de stâncă, jasp, calcedonie, agat. iar opalul este o formă amorfă de silice. Cuarțul este foarte răspândit în natură, deoarece dunele din deșerturi și bancurile de nisip ale râurilor și mărilor sunt toate nisip de cuarț. Cuarțul este o substanță cristalină incoloră, foarte dură și refractară. Este inferioară ca duritate diamantului și corindonului, dar, cu toate acestea, este utilizat pe scară largă ca material abraziv. Nisipul de cuarț este utilizat pe scară largă în construcții și industria materialelor de construcții. Sticla de cuarț este folosită pentru fabricarea sticlăriei de laborator și a instrumentelor științifice, deoarece nu se crăpă la schimbări bruște de temperatură. În ceea ce privește proprietățile sale chimice, dioxidul de siliciu este un oxid acid, dar reacționează cu alcalii numai atunci când este fuzionat. La temperaturi ridicate, dioxidul de siliciu și grafitul sunt folosite pentru a produce carbură de siliciu - carborundum. Carborundum este a doua cea mai dura substanță după diamant; este, de asemenea, folosit pentru a face roți de șlefuit și „hârtie abrazivă”. |
7.12. Polaritatea unei legături covalente. Electronegativitatea
Amintiți-vă că atomii izolați ai diferitelor elemente au tendințe diferite de a renunța și de a accepta electroni. Aceste diferențe persistă după formarea unei legături covalente. Adică, atomii unor elemente tind să atragă mai puternic perechea de electroni a unei legături covalente spre ei înșiși decât atomii altor elemente.
Luați în considerare o moleculă Acid clorhidric.
Folosind acest exemplu, să vedem cum putem estima deplasarea norului de comunicare electronică folosind energiile și mijloacele de ionizare molară către electron. 1312 kJ/mol, și 1251 kJ/mol - diferența este nesemnificativă, aproximativ 5%. 73 kJ/mol și 349 kJ/mol - aici diferența este mult mai mare: energia afinității electronice a atomului de clor este de aproape cinci ori mai mare decât cea a atomului de hidrogen. Din aceasta putem concluziona că perechea de electroni a legăturii covalente din molecula de clorură de hidrogen este în mare măsură deplasată către atomul de clor. Cu alte cuvinte, electronii de legătură petrec mai mult timp în apropierea atomului de clor decât în apropierea atomului de hidrogen. Această distribuție neuniformă a densității electronilor duce la o redistribuire a sarcinilor electrice în interiorul moleculei.În atomi apar sarcini parțiale (în exces); pe atomul de hidrogen este pozitiv, iar pe atomul de clor este negativ.
În acest caz, se spune că legătura este polarizată, iar legătura însăși se numește legătură covalentă polară.
Dacă perechea de electroni a unei legături covalente nu este deplasată la niciunul dintre atomii legați, adică electronii de legătură aparțin în mod egal atomilor legați, atunci o astfel de legătură se numește legătură covalentă nepolară.
Conceptul de „încărcare formală” în cazul unei legături covalente este de asemenea aplicabil. Numai că în definiție nu ar trebui să vorbim despre ioni, ci despre atomi. În general, se poate da următoarea definiție.
În moleculele în care legăturile covalente se formează numai printr-un mecanism de schimb, sarcinile formale ale atomilor sunt egale cu zero. Astfel, în molecula de HCl, sarcinile formale atât pe atomii de clor, cât și pe atomii de hidrogen sunt zero. În consecință, în această moleculă sarcinile reale (eficiente) pe atomii de clor și hidrogen sunt egale cu sarcinile parțiale (excesul).
Nu este întotdeauna ușor să determinați semnul sarcinii parțiale pe un atom al unuia sau altui element dintr-o moleculă pe baza energiilor de ionizare molară și a afinității pentru electrod, adică a estima în ce direcție sunt perechile de electroni de legături. mutat. De obicei, în aceste scopuri, se folosește o altă energie caracteristică unui atom - electronegativitatea.
În prezent, nu există o denumire unică, general acceptată, pentru electronegativitate. Poate fi notat cu literele E/O. De asemenea, nu există o metodă unică, general acceptată, pentru calcularea electronegativității. Într-un mod simplificat, poate fi reprezentat ca jumătate din suma energiilor de ionizare molară și a afinității electronilor - aceasta a fost una dintre primele moduri de a o calcula.
Valorile absolute ale electronegativității atomilor diferitelor elemente sunt utilizate foarte rar. Cea mai des folosită este electronegativitatea relativă, notată cu c. Inițial, această valoare a fost definită ca raportul dintre electronegativitatea unui atom al unui element dat și electronegativitatea unui atom de litiu. Ulterior, metodele de calcul ale acestuia s-au schimbat oarecum.
Electronegativitatea relativă este o mărime adimensională. Valorile sale sunt date în Anexa 10.
Deoarece electronegativitatea relativă depinde în primul rând de energia de ionizare a atomului (energia afinității electronilor este întotdeauna mult mai mică), atunci într-un sistem de elemente chimice se modifică aproximativ la fel ca energia de ionizare, adică crește în diagonală față de cesiu (0,86). la fluor (4.10). Valorile electronegativității relative a heliului și neonului prezentate în tabel nu au nicio semnificație practică, deoarece aceste elemente nu formează compuși.
Folosind tabelul de electronegativitate, puteți determina cu ușurință spre care dintre cei doi atomi sunt deplasați electronii care leagă acești atomi și, prin urmare, semnele sarcinilor parțiale care apar pe acești atomi.
| H2O | Conexiunea este polară | |||
| H 2 | Atomii sunt la fel | H--H | Conexiunea este nepolară | |
| CO2 | Conexiunea este polară | |||
| Cl2 | Atomii sunt la fel | Cl--Cl | Conexiunea este nepolară | |
| H2S | Conexiunea este polară |
Astfel, în cazul formării unei legături covalente între atomi ai unor elemente diferite, o astfel de legătură va fi întotdeauna polară, iar în cazul formării unei legături covalente între atomii aceluiași element (în substanțe simple), legătura este în majoritatea cazurilor nepolară.
Cu cât diferența de electronegativitate a atomilor legați este mai mare, cu atât legătura covalentă dintre acești atomi se dovedește a fi mai polară.
| Hidrogen sulfurat H2S– un gaz incolor cu miros caracteristic ouălor putrede; otrăvitoare. Este instabil din punct de vedere termic și se descompune atunci când este încălzit. Hidrogenul sulfurat este ușor solubil în apă; soluția sa apoasă se numește acid hidrosulfurat. Hidrogenul sulfurat provoacă (catalizează) coroziunea metalelor; acest gaz este „de vină” pentru întunecarea argintului. Se găsește în mod natural în unele ape minerale. În procesul vieții, este format de unele bacterii. Hidrogenul sulfurat este distructiv pentru toate ființele vii. Un strat de hidrogen sulfurat a fost descoperit în adâncurile Mării Negre și provoacă îngrijorare oamenilor de știință: viața locuitorilor marini de acolo este amenințată constant. |
LEGĂTURA COVALENTĂ POLARĂ, LEGĂTURA COVALENTĂ NEPOLARĂ, ELECTRONEGATIVITATE ABSOLUĂ, ELECTRONEGATIVITATE RELATIVA.
1. Experimentele și calculele ulterioare au arătat că sarcina efectivă a siliciului în tetrafluorura de siliciu este de +1,64 e, iar a xenonului în hexafluorura de xenon +2,3 e. Determinați valorile sarcinilor parțiale pe atomii de fluor din acești compuși. 2. Alcătuiți formulele structurale ale următoarelor substanțe și, folosind notațiile „ ” și „ ”, caracterizați polaritatea legăturilor covalente din moleculele acestor compuși: a) CH 4, CCl 4, SiCl 4; b) H20, H2S, H2Se, H2Te; c) NH3, NF3, NCI3; d) S02, CI20, OF 2.
3. Folosind tabelul de electronegativitate, indicați în care dintre compuși legătura este mai polară: a) CCl 4 sau SiCl 4 ; b) H2S sau H20; c) NF3 sau NC13; d) CI2O sau OF2.
7.13. Mecanismul donor-acceptor al formării legăturilor
În paragrafele anterioare, ați învățat în detaliu despre două tipuri de legături: ionice și covalente. Amintiți-vă că o legătură ionică se formează atunci când un electron este transferat complet de la un atom la altul. Covalent - atunci când împărtășesc electroni neperechi ai atomilor legați.
În plus, există un alt mecanism de formare a legăturilor. Să o luăm în considerare folosind exemplul de interacțiune a unei molecule de amoniac cu o moleculă de trifluorura de bor:
Ca rezultat, atât legăturile covalente, cât și cele ionice apar între atomii de azot și bor. În acest caz, atomul de azot este donator perechea de electroni ("o dă" pentru formarea unei legături), iar atomul de bor - acceptor(„o acceptă” atunci când formează o conexiune). De aici și numele mecanismului pentru formarea unei astfel de conexiuni - „ donator-acceptator".
Când se formează o legătură folosind mecanismul donor-acceptor, se formează simultan atât o legătură covalentă, cât și o legătură ionică.
Desigur, după formarea unei legături, din cauza diferenței de electronegativitate a atomilor legați, are loc polarizarea legăturii și apar sarcini parțiale, reducând sarcinile efective (reale) ale atomilor.
Să ne uităm la alte exemple.
Dacă lângă molecula de amoniac există o moleculă de acid clorhidric extrem de polar, în care există o sarcină parțială semnificativă asupra atomului de hidrogen, atunci în acest caz rolul acceptorului perechii de electroni va fi jucat de atomul de hidrogen. Este 1 s-AO, deși nu este complet gol, ca atomul de bor din exemplul anterior, densitatea de electroni din norul acestui orbital este redusă semnificativ.
Structura spațială a cationului rezultat este ion de amoniu NH4 este similar cu structura moleculei de metan, adică toate cele patru legături N-H sunt exact aceleași.
Formarea cristalelor ionice de clorură de amoniu NH 4 Cl poate fi observată prin amestecarea amoniacului gazos cu acid clorhidric gazos:
NH3 (g) + HCI (g) = NH4CI (cr)
Nu numai atomul de azot poate fi un donor de pereche de electroni. Ar putea fi, de exemplu, atomul de oxigen al unei molecule de apă. O moleculă de apă va interacționa cu aceeași clorură de hidrogen, după cum urmează:
Se numește cationul H3O rezultat ion de oxoniuși, după cum veți afla în curând, are o mare importanță în chimie.
În concluzie, să luăm în considerare structura electronică a moleculei de monoxid de carbon (monoxid de carbon) CO:
Pe lângă trei legături covalente (legătură triplă), conține și o legătură ionică.
Condiții pentru formarea legăturii conform mecanismului donor-acceptor:
1) prezența unei perechi singure de electroni de valență într-unul dintre atomi;
2) prezența unui orbital liber la subnivelul de valență al altui atom.
Mecanismul donor-acceptor al formării legăturilor este destul de răspândit. Apare mai ales în timpul formării compușilor d-elemente. Atomii aproape tuturor d-elementele au mulți orbitali de valență gol. Prin urmare, ei sunt acceptori activi ai perechilor de electroni.
MECANISMUL DONATOR-ACCEPTOR DE FORMARE LEGĂTURĂ, ION DE AMONIU, ION DE OXONIU, CONDIȚII PENTRU FORMARE LEGĂTURĂ PRIN MECANISMUL DONOR-ACCEPTOR.
1. Realizați ecuații de reacție și scheme de formare
a) bromură de amoniu NH4Br din amoniac şi bromură de hidrogen;
b) sulfat de amoniu (NH 4) 2 SO 4 din amoniac şi acid sulfuric.
2. Creați ecuații de reacție și scheme de interacțiune pentru a) apă cu bromură de hidrogen; b) apa cu acid sulfuric.
3. Care atomi din cele patru reacții anterioare sunt donatori ai unei perechi de electroni și care sunt acceptori? De ce? Explicați răspunsul dvs. cu diagrame ale subnivelurilor de valență.
4.Formula structurală a acidului azotic.Unghiurile dintre legăturile O–N–O sunt apropiate de 120 o. Defini:
a) tipul de hibridizare a atomului de azot;
b) care AO al atomului de azot participă la formarea legăturii -;
c) care AO a atomului de azot participă la formarea unei legături - conform mecanismului donor-acceptor.
Cu ce credeți că este aproximativ egal cu unghiul dintre legăturile H–O–N din această moleculă? 5. Creați formula structurală a ionului de cianură CN (sarcină negativă pe atomul de carbon). Se știe că cianurile (compușii care conțin un astfel de ion) și monoxidul de carbon CO sunt otrăvuri puternice, iar efectul lor biologic este foarte asemănător. Oferă-ți explicația cu privire la proximitatea acțiunii lor biologice.
7.14. Conexiune metalica. Metalele
O legătură covalentă se formează între atomi care sunt similari ca tendință de a renunța și de a câștiga electroni numai atunci când dimensiunile atomilor legați sunt mici. În acest caz, densitatea de electroni în regiunea norilor de electroni suprapusi este semnificativă, iar atomii se dovedesc a fi strâns legați, ca, de exemplu, în molecula HF. Dacă cel puțin unul dintre atomii legați are o rază mare, formarea unei legături covalente devine mai puțin avantajoasă, deoarece densitatea de electroni în regiunea norilor de electroni suprapusi pentru atomii mari este mult mai mică decât pentru cei mici. Un exemplu de astfel de moleculă cu o legătură mai slabă este molecula HI (folosind Tabelul 21, comparați energiile de atomizare ale moleculelor HF și HI).
Și totuși între atomi mari ( r o > 1.1) apare o legătură chimică, dar în acest caz se formează datorită împărtășirii tuturor (sau a unei părți) a electronilor de valență ai tuturor atomilor legați. De exemplu, în cazul atomilor de sodiu, toți 3 s-electronii acestor atomi și se formează un singur nor de electroni:
Atomii formează un cristal cu metal comunicare
În acest fel, atât atomii aceluiași element, cât și atomii elementelor diferite se pot lega între ei. În primul caz, substanțele simple numite metale, iar în al doilea - substanțe complexe numite compuși intermetalici.
Dintre toate substanțele cu legături metalice între atomi, despre metale vei învăța doar la școală. Care este structura spațială a metalelor? Cristalul metalic este format din schelete atomice, rămânând după socializarea electronilor de valență și norul de electroni al electronilor socializați. Miezurile atomice formează de obicei o împachetare foarte apropiată, iar norul de electroni ocupă întregul volum liber rămas al cristalului.
Principalele tipuri de ambalaje dense sunt ambalaj cubic cel mai apropiat(KPU) și ambalare închisă hexagonală(GPU). Numele acestor pachete sunt asociate cu simetria cristalelor în care sunt realizate. Unele metale formează cristale slab împachetate - cubic centrat pe corp(OTSK). Modelele de volum și bile și stick ale acestor pachete sunt prezentate în Figura 7.6.
Împachetarea cubică apropiată este formată din atomi de Cu, Al, Pb, Au și alte câteva elemente. Ambalare strânsă hexagonală - atomi de Be, Zn, Cd, Sc și o serie de alții. Ambalarea cubică centrată pe corp a atomilor este prezentă în cristalele de metale alcaline, elemente ale grupelor VB și VIB. Unele metale pot avea structuri diferite la temperaturi diferite. Motivele acestor diferențe și caracteristici structurale ale metalelor nu sunt încă pe deplin înțelese.
Când se topesc, cristalele metalice se transformă în lichide metalice. Tipul de legătură chimică dintre atomi nu se modifică.
Legătura metalică nu are direcționalitate și saturație. În această privință, este similar cu o legătură ionică.
În cazul compușilor intermetalici se poate vorbi și despre polarizabilitatea legăturii metalice.
Proprietăți fizice caracteristice ale metalelor:
1) conductivitate electrică ridicată;
2) conductivitate termică ridicată;
3) ductilitate ridicată.
Punctele de topire ale diferitelor metale sunt foarte diferite unele de altele: cel mai scăzut punct de topire este pentru mercur (- 39 o C), iar cel mai mare este pentru wolfram (3410 o C).
| Beriliu Be- metal gri deschis, ușor, destul de dur, dar de obicei fragil. Punct de topire 1287 o C. În aer se acoperă cu o peliculă de oxid. Beriliul este un metal destul de rar; organismele vii în procesul evoluției lor practic nu au avut contact cu acesta, așa că nu este surprinzător că este otrăvitor pentru lumea animală. Este folosit în tehnologia nucleară. Zincul Zn este un metal alb moale cu o nuanță albăstruie. Punct de topire 420 o C. În aer și apă este acoperit cu o peliculă densă subțire de oxid de zinc, care previne oxidarea ulterioară. În producție este utilizat pentru galvanizarea tablelor, țevilor, sârmelor, protejând fierul de coroziune. Wolfram W. Este cel mai refractar dintre toate metalele: punctul de topire al wolframului este de 3387 o C. De obicei, tungstenul este destul de fragil, dar după o curățare atentă devine ductil, ceea ce face posibilă extragerea sârmei subțiri din el, din care filamentele de se fac becuri. Cu toate acestea, cea mai mare parte din wolfram produs este folosit pentru producerea de aliaje dure și rezistente la uzură care își pot păstra aceste proprietăți atunci când sunt încălzite chiar și la 1000 o C. |
METAL, COMPUS INTERMETALIC, LEGĂTURĂ METALICĂ, AMBALARE CEL MAI STRANȚĂ.
1. Pentru a caracteriza diferite pachete, se folosește conceptul de „coeficient de umplere a spațiului”, adică raportul dintre volumul atomilor și volumul cristalului
Unde V a - volumul unui atom,
Z este numărul de atomi dintr-o celulă unitară,
V i- volumul celulei unitare.
Atomii în acest caz sunt reprezentați de bile rigide cu rază R, atingându-se unul pe altul. Volumul mingii V w = (4/3) R 3 .
Determinați factorul de umplere a spațiului pentru ambalajele în vrac și bcc.
2. Folosind valorile razelor metalice (Anexa 9), calculați dimensiunea celulei unitare a a) cupru (CPU), b) aluminiu (CPU) și c) cesiu (BCC).
|
Ca urmare a studierii acestui subiect, veți învăța:
Ca urmare a studierii acestui subiect, veți învăța:
Întrebări de studiu: |
5.1. Legătură covalentă
O legătură chimică se formează atunci când doi sau mai mulți atomi se unesc dacă, ca urmare a interacțiunii lor, energia totală a sistemului scade. Cele mai stabile configurații electronice ale învelișurilor de electroni exterioare ale atomilor sunt cele ale atomilor de gaz nobil, constând din doi sau opt electroni. Învelișurile de electroni exterioare ale atomilor altor elemente conțin de la unu până la șapte electroni, adică sunt neterminate. Când se formează o moleculă, atomii tind să dobândească o înveliș stabilă de doi sau opt electroni. Electronii de valență ai atomilor participă la formarea unei legături chimice.
Covalenta este o legătură chimică între doi atomi, care este formată din perechi de electroni care aparțin simultan acestor doi atomi.
Există două mecanisme de formare a legăturilor covalente: schimbul și donor-acceptor.
5.1.1. Mecanismul de schimb al formării legăturilor covalente
Mecanism de schimb Formarea unei legături covalente se realizează datorită suprapunerii norilor de electroni de electroni aparținând diferiților atomi. De exemplu, când doi atomi de hidrogen se apropie unul de celălalt, orbitalii electronilor 1s se suprapun. Ca urmare, apare o pereche comună de electroni, aparținând simultan ambilor atomi. În acest caz, o legătură chimică este formată din electroni cu spin antiparalel, Fig. 5.1.
Orez. 5.1. Formarea unei molecule de hidrogen din doi atomi de H
5.1.2. Mecanism donor-acceptor pentru formarea legăturilor covalente
Cu mecanismul donor-acceptor al formării legăturilor covalente, legătura se formează și folosind perechi de electroni. Cu toate acestea, în acest caz, un atom (donator) își oferă perechea de electroni, iar celălalt atom (acceptor) participă la formarea legăturii cu orbitalul său liber. Un exemplu de implementare a unei legături donor-acceptor este formarea ionului de amoniu NH 4 + în timpul interacțiunii amoniacului NH 3 cu cationul de hidrogen H +.
În molecula NH 3, trei perechi de electroni formează trei legături N – H, a patra pereche de electroni aparținând atomului de azot este singură. Această pereche de electroni poate forma o legătură cu un ion de hidrogen care are un orbital neocupat. Rezultatul este ionul de amoniu NH4+, Fig. 5.2.
Orez. 5.2. Apariția unei legături donor-acceptor în timpul formării ionului de amoniu
Trebuie remarcat faptul că cele patru legături covalente N–H existente în ionul NH 4 + sunt echivalente. În ionul de amoniu este imposibil să se identifice o legătură formată prin mecanismul donor-acceptor.
5.1.3. Legături covalente polare și nepolare
Dacă o legătură covalentă este formată din atomi identici, atunci perechea de electroni este situată la aceeași distanță între nucleele acestor atomi. O astfel de legătură covalentă se numește nepolară. Exemple de molecule cu o legătură covalentă nepolară sunt H2, Cl2, O2, N2 etc.
În cazul unei legături covalente polare, perechea de electroni partajată este deplasată la atomul cu electronegativitate mai mare. Acest tip de legătură se realizează în molecule formate din diferiți atomi. O legătură covalentă polară are loc în moleculele de HCl, HBr, CO, NO etc. De exemplu, formarea unei legături covalente polare într-o moleculă de HCl poate fi reprezentată printr-o diagramă, Fig. 5.3:
Orez. 5.3. Formarea unei legături polare covalente în molecula HC1
În molecula luată în considerare, perechea de electroni este deplasată la atomul de clor, deoarece electronegativitatea sa (2.83) este mai mare decât electronegativitatea atomului de hidrogen (2.1).
5.1.4. Momentul dipol și structura moleculară
O măsură a polarității unei legături este momentul ei dipol μ:
μ = e l,
Unde e- sarcina electronilor, l– distanța dintre centrele sarcinilor pozitive și negative.
Momentul dipol este o mărime vectorială. Conceptele de „moment de dipol de legătură” și „moment de dipol al moleculei” coincid numai pentru moleculele biatomice. Momentul dipol al unei molecule este egal cu suma vectorială a momentelor dipolare ale tuturor legăturilor. Astfel, momentul dipol al unei molecule poliatomice depinde de structura acesteia.
Într-o moleculă de CO 2 liniară, de exemplu, fiecare dintre legăturile C–O este polară. Totuși, molecula de CO 2 este în general nepolară, deoarece momentele dipolare ale legăturilor se anulează reciproc (Fig. 5.4). Momentul dipolar al moleculei de dioxid de carbon este m = 0.
În molecula unghiulară de H2O, legăturile polare H–O sunt situate la un unghi de 104,5 o. Suma vectorială a momentelor dipolare a două legături H–O este exprimată prin diagonala paralelogramului (Fig. 5.4). Ca urmare, momentul dipol al moleculei de apă m nu este egal cu zero.
Orez. 5.4. Momentele dipolare ale moleculelor de CO 2 și H 2 O
5.1.5. Valența elementelor în compușii cu legături covalente
Valența atomilor este determinată de numărul de electroni nepereche care participă la formarea perechilor de electroni comuni cu electronii altor atomi. Având un electron nepereche pe stratul exterior de electroni, atomii de halogen din moleculele F2, HCl, PBr3 și CCl4 sunt monovalenți. Elementele subgrupului de oxigen conțin doi electroni nepereche în stratul exterior, prin urmare în compuși precum O2, H2O, H2S și SCl2 sunt divalenți.
Deoarece, pe lângă legăturile covalente obișnuite, o legătură poate fi formată în molecule printr-un mecanism donor-acceptor, valența atomilor depinde și de prezența perechilor de electroni singuri și a orbitalilor de electroni liberi. O măsură cantitativă a valenței este numărul de legături chimice prin care un anumit atom este conectat la alți atomi.
Valența maximă a elementelor, de regulă, nu poate depăși numărul grupului în care sunt situate. Excepție fac elementele subgrupului secundar al primului grup Cu, Ag, Au, a căror valență în compuși este mai mare de unu. Electronii de valență includ în primul rând electronii straturilor exterioare, cu toate acestea, pentru elementele subgrupurilor laterale, electronii penultimului strat (pre-exterior) participă și ei la formarea unei legături chimice.
5.1.6. Valența elementelor în stări normale și excitate
Valența majorității elementelor chimice depinde dacă aceste elemente sunt într-o stare normală sau excitată. Configurația electronică a atomului de Li: 1s 2 2s 1. Atomul de litiu de la nivelul exterior are un electron nepereche, adică. litiul este monovalent. Este necesară o cheltuială foarte mare de energie asociată cu tranziția electronului 1s la orbitalul 2p pentru a obține litiu trivalent. Această cheltuială de energie este atât de mare încât nu este compensată de energia eliberată în timpul formării legăturilor chimice. În acest sens, nu există compuși trivalenți de litiu.
Configurația stratului electronic exterior al elementelor subgrupului de beriliu ns 2. Aceasta înseamnă că în stratul exterior de electroni al acestor elemente din orbitalul celulei ns există doi electroni cu spini opuși. Elementele subgrupului de beriliu nu conțin electroni nepereche, deci valența lor în stare normală este zero. În starea excitată, configurația electronică a elementelor subgrupului de beriliu este ns 1 nр 1, adică. elementele formează compuși în care sunt divalenți.
Posibilitățile de valență ale atomului de bor
Să luăm în considerare configurația electronică a atomului de bor în starea fundamentală: 1s 2 2s 2 2p 1. Atomul de bor în starea fundamentală conține un electron nepereche (Fig. 5.5), adică. este monovalent. Totuși, borul nu se caracterizează prin formarea de compuși în care este monovalent. Când un atom de bor este excitat, un electron 2s trece la un orbital 2p (Fig. 5.5). Un atom de bor în stare excitată are 3 electroni nepereche și poate forma compuși în care valența sa este de trei.
Orez. 5.5. Stări de valență ale atomului de bor în stări normale și excitate
Energia cheltuită pentru trecerea unui atom la o stare excitată într-un singur nivel de energie, de regulă, este mai mult decât compensată de energia eliberată în timpul formării de legături suplimentare.
Datorită prezenței unui orbital 2p liber în atomul de bor, borul din compuși poate forma o a patra legătură covalentă, acționând ca un acceptor de pereche de electroni. Figura 5.6 arată modul în care molecula BF interacționează cu ionul F –, rezultând formarea ionului –, în care borul formează patru legături covalente.
Orez. 5.6. Mecanism donor-acceptor pentru formarea celei de-a patra legături covalente la atomul de bor
Posibilitățile de valență ale atomului de azot
Să luăm în considerare structura electronică a atomului de azot (Fig. 5.7).
Orez. 5.7. Distribuția electronilor în orbitalii atomului de azot
Din diagrama prezentată este clar că azotul are trei electroni nepereche, poate forma trei legături chimice și valența sa este de trei. Tranziția atomului de azot la o stare excitată este imposibilă, deoarece al doilea nivel de energie nu conține orbitali d. În același timp, atomul de azot poate furniza o pereche de electroni singuri de electroni exteriori 2s 2 unui atom care are un orbital liber (acceptor). Ca urmare, apare o a patra legătură chimică a atomului de azot, așa cum este cazul, de exemplu, în ionul de amoniu (Fig. 5.2). Astfel, covalența maximă (numărul de legături covalente formate) a unui atom de azot este de patru. În compușii săi, azotul, spre deosebire de alte elemente din grupa a cincea, nu poate fi pentavalent.
Posibilitățile de valență ale atomilor de fosfor, sulf și halogen
Spre deosebire de atomii de azot, oxigen si fluor, atomii de fosfor, sulf si clor situati in a treia perioada au celule 3d libere catre care se pot transfera electronii. Când un atom de fosfor este excitat (Fig. 5.8), are 5 electroni nepereche pe stratul său exterior de electroni. Ca rezultat, în compuși, atomul de fosfor poate fi nu numai tri-, ci și pentavalent.
Orez. 5.8. Distribuția electronilor de valență în orbitali pentru un atom de fosfor în stare excitată
În starea excitată, sulful, pe lângă o valență de două, prezintă și o valență de patru și șase. În acest caz, electronii 3p și 3s sunt perechi secvențial (Fig. 5.9).
Orez. 5.9. Posibilitățile de valență ale unui atom de sulf în stare excitată
În starea excitată, pentru toate elementele subgrupului principal al grupului V, cu excepția fluorului, este posibilă împerecherea secvențială a primelor perechi de electroni p- și apoi s-. Ca urmare, aceste elemente devin tri-, penta- și heptavalente (Fig. 5.10).
Orez. 5.10. Posibilitățile de valență ale atomilor de clor, brom și iod în stare excitată
5.1.7. Lungimea, energia și direcția unei legături covalente
Legăturile covalente se formează de obicei între atomi nemetalici. Principalele caracteristici ale unei legături covalente sunt lungimea, energia și direcția.
Lungimea legăturii covalente
Lungimea unei legături este distanța dintre nucleele atomilor care formează această legătură. Se determină prin metode fizice experimentale. Lungimea legăturii poate fi estimată folosind regula aditivității, conform căreia lungimea legăturii în molecula AB este aproximativ egală cu jumătate din suma lungimilor legăturilor din moleculele A 2 și B 2:
.
De sus în jos, de-a lungul subgrupurilor sistemului periodic de elemente, lungimea legăturii chimice crește, deoarece razele atomilor cresc în această direcție (Tabelul 5.1). Pe măsură ce multiplicitatea legăturilor crește, lungimea acesteia scade.
Tabelul 5.1.
Lungimea unor legături chimice
Legătură chimică |
Lungimea linkului, pm |
Legătură chimică |
Lungimea linkului, pm |
C – C |
|||
Energia de comunicare
O măsură a rezistenței legăturii este energia legăturii. Energia de comunicare determinată de energia necesară pentru a rupe o legătură și a îndepărta atomii care formează acea legătură la o distanță infinit de mare unul de celălalt. Legătura covalentă este foarte puternică. Energia sa variază de la câteva zeci la câteva sute de kJ/mol. Pentru o moleculă IСl 3, de exemplu, Ebond este ≈40, iar pentru moleculele de N 2 și CO Ebond este ≈1000 kJ/mol.
De sus în jos, de-a lungul subgrupurilor sistemului periodic de elemente, energia unei legături chimice scade, deoarece lungimea legăturii crește în această direcție (Tabelul 5.1). Pe măsură ce multiplicitatea legăturilor crește, energia acesteia crește (Tabelul 5.2).
Tabelul 5.2.
Energiile unor legături chimice
Legătură chimică |
energie de comunicare, |
Legătură chimică |
energie de comunicare, |
C – C |
|||
Saturația și direcționalitatea legăturilor covalente
Cele mai importante proprietăți ale unei legături covalente sunt saturația și direcționalitatea acesteia. Saturabilitatea poate fi definită ca fiind capacitatea atomilor de a forma un număr limitat de legături covalente. Astfel, un atom de carbon poate forma doar patru legături covalente, iar un atom de oxigen poate forma două. Numărul maxim de legături covalente obișnuite pe care le poate forma un atom (excluzând legăturile formate prin mecanismul donor-acceptor) este egal cu numărul de electroni nepereche.
Legăturile covalente au o orientare spațială, deoarece suprapunerea orbitalilor în timpul formării unei singure legături are loc de-a lungul liniei care leagă nucleele atomilor. Dispunerea spațială a orbitalilor de electroni ai unei molecule determină geometria acesteia. Unghiurile dintre legăturile chimice se numesc unghiuri de legătură.
Saturația și direcționalitatea unei legături covalente distinge această legătură de o legătură ionică, care, spre deosebire de o legătură covalentă, este nesaturată și nedirecțională.
Structura spațială a moleculelor de H 2 O și NH 3
Să luăm în considerare direcția unei legături covalente folosind exemplul moleculelor de H 2 O și NH 3.
Molecula de H 2 O este formată dintr-un atom de oxigen și doi atomi de hidrogen. Atomul de oxigen are doi electroni p neperechi, care ocupă doi orbitali situati în unghi drept unul față de celălalt. Atomii de hidrogen au electroni 1s nepereche. Unghiul dintre legăturile formate de electroni p ar trebui să fie apropiat de unghiul dintre orbitalii electronilor p. Cu toate acestea, experimental, s-a descoperit că unghiul dintre legăturile O–H dintr-o moleculă de apă este de 104,50. Creșterea unghiului față de unghiul de 90 o poate fi explicată prin forțele de respingere care acționează între atomii de hidrogen, Fig. 5.11. Astfel, molecula de H 2 O are o formă unghiulară.
Trei electroni p neperechi ai atomului de azot, ai căror orbitali sunt localizați în trei direcții reciproc perpendiculare, participă la formarea moleculei de NH3. Prin urmare, cele trei legături N–H ar trebui să fie situate la unghiuri una față de cealaltă aproape de 90° (Fig. 5.11). Valoarea experimentală a unghiului dintre legăturile din molecula de NH3 este 107,3°. Diferența dintre unghiurile dintre legături și valorile teoretice se datorează, ca și în cazul moleculei de apă, respingerii reciproce a atomilor de hidrogen. În plus, schemele prezentate nu iau în considerare posibilitatea participării a doi electroni în orbitalii 2s la formarea legăturilor chimice.
Orez. 5.11. Suprapunerea orbitalilor electronici în timpul formării legăturilor chimice în moleculele de H 2 O (a) și NH 3 (b)
Să luăm în considerare formarea moleculei BeC1 2. Un atom de beriliu în stare excitată are doi electroni nepereche: 2s și 2p. Se poate presupune că atomul de beriliu ar trebui să formeze două legături: o legătură formată de electronul s și o legătură formată de electronul p. Aceste legături trebuie să aibă energii diferite și lungimi diferite. În acest caz, molecula de BeCl 2 nu ar trebui să fie liniară, ci unghiulară. Totuși, experiența arată că molecula de BeCl 2 are o structură liniară și ambele legături chimice din ea sunt echivalente. O situație similară se observă atunci când se consideră structura moleculelor BCl 3 și CCl 4 - toate legăturile din aceste molecule sunt echivalente. Molecula BC1 3 are o structură plată, CC1 4 are o structură tetraedrică.
Pentru a explica structura moleculelor precum BeCl 2, BCl 3 și CCl 4, Pauling și Slater(SUA) a introdus conceptul de hibridizare a orbitalilor atomici. Ei au propus înlocuirea mai multor orbitali atomici, care nu diferă foarte mult în ceea ce privește energia lor, cu același număr de orbitali echivalenți, numiți hibridi. Acești orbitali hibrizi sunt alcătuiți din orbitali atomici ca rezultat al combinației lor liniare.
Potrivit lui L. Pauling, atunci când legăturile chimice sunt formate de un atom având electroni de diferite tipuri într-un strat și, prin urmare, nu foarte diferiți în ceea ce privește energia lor (de exemplu, s și p), este posibilă modificarea configurației orbitalilor. de diferite tipuri, în care are loc alinierea lor în formă și energie . Ca rezultat, se formează orbitali hibrizi care au o formă asimetrică și sunt foarte alungiți pe o parte a nucleului. Este important de subliniat faptul că modelul de hibridizare este utilizat atunci când electroni de diferite tipuri, de exemplu s și p, sunt implicați în formarea legăturilor.
5.1.8.2. Diferite tipuri de hibridizare orbitală atomică
hibridizarea sp
Hibridizarea unuia s- și unul R- orbitali ( sp- hibridizare) se realizează, de exemplu, în timpul formării clorurii de beriliu. După cum se arată mai sus, într-o stare excitată, un atom Be are doi electroni nepereche, dintre care unul ocupă orbitalul 2s, iar celălalt ocupă orbitalul 2p. Când se formează o legătură chimică, acești doi orbitali diferiți sunt transformați în doi orbitali hibrizi identici, îndreptați la un unghi de 180° unul față de celălalt (Fig. 5.12). Aranjamentul liniar a doi orbitali hibrizi corespunde respingerii lor minime unul față de celălalt. Drept urmare, molecula BeCl 2 are o structură liniară - toți cei trei atomi sunt localizați pe aceeași linie.
Orez. 5.12. Diagrama suprapunerii orbitalelor electronilor în timpul formării unei molecule de BeCl2
Structura moleculei de acetilenă; legături sigma și pi
Să luăm în considerare o diagramă a suprapunerii orbitalilor electronici în timpul formării unei molecule de acetilenă. Într-o moleculă de acetilenă, fiecare atom de carbon este într-o stare sp-hibrid. Doi orbitali sp-hibrizi sunt situati la un unghi de 1800 unul fata de celalalt; ele formează o legătură σ între atomii de carbon și două legături σ cu atomii de hidrogen (Fig. 5.13).
Orez. 5.13. Schema de formare a legăturilor S într-o moleculă de acetilenă
O legătură σ este o legătură formată ca urmare a suprapunerii orbitalilor de electroni de-a lungul unei linii care leagă nucleele atomilor.
Fiecare atom de carbon din molecula de acetilenă conține încă doi electroni p, care nu participă la formarea legăturilor σ. Norii de electroni ai acestor electroni sunt localizați în planuri reciproc perpendiculare și, suprapunându-se unul pe altul, formează încă două legături π între atomii de carbon datorită suprapunerii laterale a nehibrizilor. R–nori (Fig. 5.14).
O legătură π este o legătură chimică covalentă formată ca urmare a creșterii densității electronilor de ambele părți ale liniei care leagă nucleele atomilor.
Orez. 5.14. Schema formării legăturilor σ - și π - în molecula de acetilenă.
Astfel, în molecula de acetilenă, între atomii de carbon se formează o legătură triplă, care constă dintr-o legătură σ - și două legături π -; σ -legăturile sunt mai puternice decât legăturile π.
hibridizare sp2
Structura moleculei de BCl 3 poate fi explicată în termeni de sp 2- hibridizare. Un atom de bor în stare excitată pe stratul exterior de electroni conține un electron s și doi electroni p, adică. trei electroni nepereche. Acești trei nori de electroni pot fi transformați în trei orbitali hibrizi echivalenti. Repulsia minimă a trei orbitali hibrizi unul față de celălalt corespunde locației lor în același plan la un unghi de 120 o unul față de celălalt (Fig. 5.15). Astfel, molecula de BCl 3 are o formă plată.
Orez. 5.15. Structura plată a moleculei de BCl 3
sp 3 - hibridizare
Orbitalii de valență ai atomului de carbon (s, р x, р y, р z) pot fi transformați în patru orbitali hibride echivalente, care sunt situați în spațiu la un unghi de 109,5 o unul față de celălalt și direcționați către vârfurile tetraedrului , în centrul căruia se află nucleul atomului de carbon (Fig. 5.16).
Orez. 5.16. Structura tetraedrică a moleculei de metan
5.1.8.3. Hibridarea implicând perechi de electroni singuri
Modelul de hibridizare poate fi folosit pentru a explica structura moleculelor care, pe lângă cele de legare, conțin și perechi de electroni singuri. În moleculele de apă și amoniac, numărul total de perechi de electroni ale atomului central (O și N) este de patru. În același timp, o moleculă de apă are doi, iar o moleculă de amoniac are o singură pereche de electroni. Formarea legăturilor chimice în aceste molecule poate fi explicată presupunând că perechile singure de electroni pot umple și orbitalii hibrizi. Perechile de electroni singuri ocupă mult mai mult spațiu în spațiu decât cele de legătură. Ca urmare a respingerii care apare între perechile de electroni singuri și de legătură, unghiurile de legătură din moleculele de apă și amoniac scad, care se dovedesc a fi mai mici de 109,5 o.
Orez. 5.17. sp 3 – hibridizare care implică perechi de electroni singuri în molecule H 2 O (A) și NH 3 (B)
5.1.8.4. Stabilirea tipului de hibridizare și determinarea structurii moleculelor
Pentru a stabili tipul de hibridizare și, în consecință, structura moleculelor, trebuie folosite următoarele reguli.
1. Tipul de hibridizare a atomului central, care nu conține perechi singure de electroni, este determinat de numărul de legături sigma. Dacă există două astfel de legături, are loc hibridizarea sp, hibridizarea trei - sp 2, hibridizarea patru - sp 3. Perechile de electroni singuri (în absența legăturilor formate prin mecanismul donor-acceptor) sunt absente în moleculele formate din atomi de beriliu, bor, carbon, siliciu, adică. în elementele principalelor subgrupe II - IV grupe.
2. Dacă atomul central conține perechi de electroni singuri, atunci numărul de orbitali hibrizi și tipul de hibridizare sunt determinate de suma numărului de legături sigma și a numărului de perechi de electroni singuri. Hibridizarea care implică perechi de electroni singuri are loc în molecule formate din atomi de azot, fosfor, oxigen, sulf, i.e. elemente ale principalelor subgrupe ale grupelor V și VI.
3. Forma geometrică a moleculelor este determinată de tipul de hibridizare a atomului central (Tabelul 5.3).
Tabelul 5.3.
Unghiuri de legătură, forma geometrică a moleculelor în funcție de numărul de orbitali hibrizi și de tipul de hibridizare a atomului central
5.2. Legătură ionică
Legătura ionică are loc prin atracție electrostatică între ionii încărcați opus. Acești ioni se formează ca urmare a transferului de electroni de la un atom la altul. O legătură ionică se formează între atomii care au diferențe mari de electronegativitate (de obicei mai mari de 1,7 pe scara Pauling), de exemplu, între atomii de metal alcalin și de halogen.
Să luăm în considerare apariția unei legături ionice folosind exemplul formării NaCl. Din formulele electronice ale atomilor Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 și Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 este clar că pentru a completa nivelul exterior, este mai ușor pentru atomul de sodiu să cedeze un electron decât să adauge șapte și este mai ușor pentru atomul de clor să adauge unul, decât să dea șapte. În reacțiile chimice, atomul de sodiu cedează un electron, iar atomul de clor îl ia. Ca urmare, învelișurile electronice ale atomilor de sodiu și clor sunt transformate în învelișuri electronice stabile de gaze nobile (configurația electronică a cationului de sodiu este Na + 1s 2 2s 2 2p 6, iar configurația electronică a anionului de clor Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Interacțiunea electrostatică a ionilor duce la formarea unei molecule de NaCl.
Caracteristicile de bază ale legăturilor ionice și proprietățile compușilor ionici
1. O legătură ionică este o legătură chimică puternică. Energia acestei legături este de ordinul 300 – 700 kJ/mol.
2. Spre deosebire de o legătură covalentă, o legătură ionică este nedirectional, deoarece un ion poate atrage ionii de semn opus față de sine în orice direcție.
3. Spre deosebire de o legătură covalentă, o legătură ionică este nesaturat, deoarece interacțiunea ionilor de semn opus nu duce la compensarea reciprocă completă a câmpurilor lor de forță.
4. În timpul formării moleculelor cu o legătură ionică, transferul complet de electroni nu are loc, prin urmare, legături ionice sută la sută nu există în natură. În molecula de NaCl, legătura chimică este doar 80% ionică.
5. Compușii cu legături ionice sunt solide cristaline care au puncte de topire și de fierbere ridicate.
6. Majoritatea compuşilor ionici sunt solubili în apă. Soluțiile și topiturile compușilor ionici conduc curentul electric.
5.3. Conexiune metalica
Atomii de metal la nivelul energetic exterior conțin un număr mic de electroni de valență. Deoarece energia de ionizare a atomilor de metal este scăzută, electronii de valență sunt slab reținuți în acești atomi. Ca rezultat, ionii încărcați pozitiv și electronii liberi apar în rețeaua cristalină a metalelor. În acest caz, cationii metalici sunt localizați în nodurile rețelei lor cristaline, iar electronii se mișcă liber în câmpul centrilor pozitivi formând așa-numitul „gaz de electroni”. Prezența unui electron încărcat negativ între doi cationi face ca fiecare cation să interacționeze cu acest electron. Astfel, legătura metalică este legătura dintre ionii pozitivi din cristalele metalice, care are loc prin atracția electronilor care se mișcă liber în tot cristalul.
Deoarece electronii de valență dintr-un metal sunt distribuiți uniform în întregul cristal, o legătură metalică, ca o legătură ionică, este o legătură nedirecțională. Spre deosebire de o legătură covalentă, o legătură metalică este o legătură nesaturată. Din legătura covalentă conexiune metalica Diferă și ca putere. Energia unei legături metalice este de aproximativ trei până la patru ori mai mică decât energia unei legături covalente.
Datorită mobilității mari a gazului de electroni, metalele se caracterizează printr-o conductivitate electrică și termică ridicată.
5.4. Legătură de hidrogen
În moleculele compuşilor HF, H 2 O, NH 3, există legături de hidrogen cu un element puternic electronegativ (H–F, H–O, H–N). Între moleculele unor astfel de compuși se pot forma legături intermoleculare de hidrogen. În unele molecule organice care conțin legături H-O, H-N, legături de hidrogen intramoleculare.
Mecanismul de formare a legăturii de hidrogen este parțial electrostatic, parțial de natură donor-acceptor. În acest caz, donorul perechii de electroni este un atom al unui element puternic electronegativ (F, O, N), iar acceptorul sunt atomii de hidrogen conectați la acești atomi. Ca și legăturile covalente, legăturile de hidrogen se caracterizează prin se concentrezeîn spaţiu şi saturabilitate.
Legăturile de hidrogen sunt de obicei notate cu puncte: H ··· F. Cu cât legătura de hidrogen este mai puternică, cu atât electronegativitatea atomului partener este mai mare și dimensiunea acestuia este mai mică. Este caracteristic în primul rând compușilor cu fluor, precum și oxigenului, într-o măsură mai mică azotul și, într-o măsură și mai mică, clorului și sulfului. Energia legăturii de hidrogen se modifică, de asemenea, în consecință (Tabelul 5.4).
Tabelul 5.4.
Valorile medii ale energiilor legăturilor de hidrogen
Legături de hidrogen intermoleculare și intramoleculare
Datorită legăturilor de hidrogen, moleculele se combină în dimeri și asociați mai complexi. De exemplu, formarea unui dimer de acid formic poate fi reprezentată prin următoarea diagramă (Fig. 5.18).
Orez. 5.18. Formarea legăturilor de hidrogen intermoleculare în acidul formic
În apă pot apărea lanțuri lungi de (H 2 O) n asociați (Fig. 5.19).
Orez. 5.19. Formarea unui lanț de asociați în apa lichidă datorită legăturilor de hidrogen intermoleculare
Fiecare moleculă de H2O poate forma patru legături de hidrogen, dar o moleculă de HF poate forma doar două.
Legăturile de hidrogen pot apărea atât între diferite molecule (legături de hidrogen intermoleculare), cât și în interiorul unei molecule (legături de hidrogen intramoleculare). Exemple de formare a legăturilor intramoleculare pentru unele substanțe organice sunt prezentate în Fig. 5.20.
Orez. 5.20. Formarea legăturilor de hidrogen intramoleculare în molecule de diferiți compuși organici
Influența legăturilor de hidrogen asupra proprietăților substanțelor
Cel mai convenabil indicator al existenței legăturilor de hidrogen intermoleculare este punctul de fierbere al unei substanțe. Punctul de fierbere mai mare al apei (100 o C în comparație cu compușii cu hidrogen ai elementelor din subgrupa oxigenului (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) se explică prin prezența legăturilor de hidrogen: trebuie cheltuită energie suplimentară pentru distrugerea intermoleculară. legături de hidrogen în apă.
Legăturile de hidrogen pot afecta semnificativ structura și proprietățile substanțelor. Existența legăturilor de hidrogen intermoleculare crește punctele de topire și de fierbere ale substanțelor. Prezența unei legături de hidrogen intramoleculară face ca molecula de acid dezoxiribonucleic (ADN) să fie pliată într-o dublă helix în apă.
Legăturile de hidrogen joacă, de asemenea, un rol important în procesele de dizolvare, deoarece solubilitatea depinde și de capacitatea unui compus de a forma legături de hidrogen cu solventul. Ca urmare, substanțele care conțin grupări OH, cum ar fi zahărul, glucoza, alcoolii și acizii carboxilici sunt, de regulă, foarte solubile în apă.
5.5. Tipuri de rețele cristaline
Solidele au de obicei o structură cristalină. Particulele care alcătuiesc cristalele (atomi, ioni sau molecule) sunt situate în puncte strict definite din spațiu, formând o rețea cristalină. Rețeaua cristalină este formată din celule elementare care păstrează caracteristicile structurale caracteristice unei rețele date. Se numesc punctele în care sunt localizate particulele nodurile rețelei cristaline. În funcție de tipul de particule situate la locurile rețelei și de natura conexiunii dintre acestea, se disting 4 tipuri de rețele cristaline.
5.5.1. Rețea cristalină atomică
La nodurile rețelelor cristaline atomice există atomi legați între ei prin legături covalente. Substanțele care au o rețea atomică includ diamantul, siliciul, carburile, siliciurile etc. În structura unui cristal atomic este imposibil să izolați molecule individuale; întregul cristal este considerat ca o moleculă gigantică. Structura diamantului este prezentată în Fig. 5.21. Diamantul este format din atomi de carbon, fiecare fiind legat de patru atomi vecini. Datorită faptului că legăturile covalente sunt puternice, toate substanțele cu rețele atomice sunt refractare, dure și slab volatile. Sunt ușor solubile în apă.
Orez. 5.21. Rețea cristalină de diamant
5.5.2. Rețea cristalină moleculară
La nodurile rețelelor cristaline moleculare există molecule legate între ele prin forțe intermoleculare slabe. Prin urmare, substanțele cu o rețea moleculară au duritate scăzută, sunt fuzibile, caracterizate printr-o volatilitate semnificativă, sunt ușor solubile în apă, iar soluțiile lor, de regulă, nu conduc curentul electric. Sunt cunoscute o mulțime de substanțe cu o rețea cristalină moleculară. Acestea sunt hidrogen solid, clor, monoxid de carbon (IV) și alte substanțe care sunt în stare gazoasă la temperaturi obișnuite. Majoritatea compușilor organici cristalini au o rețea moleculară.
5.5.3. Rețea cristalină ionică
Se numesc rețele de cristal care conțin ioni la nodurile lor ionic. Ele sunt formate din substanțe cu legături ionice, de exemplu, halogenuri de metale alcaline. În cristalele ionice, moleculele individuale nu pot fi distinse; întregul cristal poate fi considerat ca o singură macromoleculă. Legăturile dintre ioni sunt puternice, prin urmare substanțele cu rețea ionică au volatilitate scăzută și puncte de topire și fierbere ridicate. Rețeaua cristalină a clorurii de sodiu este prezentată în Fig. 5.22.
Orez. 5.22. Rețea cristalină de clorură de sodiu
În această figură, bilele luminoase sunt ioni Na +, bilele întunecate sunt ioni Cl –. În stânga în Fig. Figura 5.22 prezintă celula unitară a NaCl.
5.5.4. Rețea cristalină metalică
Metalele în stare solidă formează rețele cristaline metalice. Locurile unor astfel de rețele conțin ioni metalici pozitivi, iar electronii de valență se mișcă liber între ele. Electronii atrag electrostatic cationii, conferind astfel stabilitate rețelei metalice. Această structură de rețea determină conductivitatea termică ridicată, conductivitatea electrică și plasticitatea metalelor - în timpul deformării mecanice nu are loc ruperea legăturilor și distrugerea cristalului, deoarece ionii care îl alcătuiesc par să plutească într-un nor de electroni gazos. În fig. Figura 5.23 prezintă rețeaua cristalină de sodiu.
Orez. 5.23. Rețea cristalină de sodiu
169338 0
Fiecare atom are un anumit număr de electroni.
Când intră în reacții chimice, atomii donează, câștigă sau împart electroni, obținând cea mai stabilă configurație electronică. Configurația cu cea mai scăzută energie (ca în atomii de gaz nobil) se dovedește a fi cea mai stabilă. Acest model este numit „regula octetului” (Fig. 1).
Orez. 1.
Această regulă se aplică tuturor tipuri de conexiuni. Conexiunile electronice dintre atomi le permit să formeze structuri stabile, de la cele mai simple cristale până la biomolecule complexe care formează în cele din urmă sisteme vii. Ele diferă de cristale prin metabolismul lor continuu. În același timp, multe reacții chimice au loc în funcție de mecanisme transfer electronic, care joacă un rol critic în procesele energetice din organism.
O legătură chimică este forța care ține împreună doi sau mai mulți atomi, ioni, molecule sau orice combinație a acestora.
Natura unei legături chimice este universală: este o forță electrostatică de atracție între electronii încărcați negativ și nucleele încărcate pozitiv, determinată de configurația electronilor învelișului exterior al atomilor. Capacitatea unui atom de a forma legături chimice se numește valenţă, sau starea de oxidare. Conceptul de electroni de valență- electroni care formează legături chimice, adică localizați în orbitalii de cea mai mare energie. În consecință, învelișul exterior al atomului care conține acești orbitali se numește coajă de valență. În prezent, nu este suficient să se indice prezența unei legături chimice, dar este necesar să se clarifice tipul acesteia: ionic, covalent, dipol-dipol, metalic.
Primul tip de conexiune esteionic conexiune
Conform teoriei valenței electronice a lui Lewis și Kossel, atomii pot obține o configurație electronică stabilă în două moduri: în primul rând, prin pierderea de electroni, devenind cationi, în al doilea rând, dobândirea lor, transformându-se în anionii. Ca urmare a transferului de electroni, datorită forței electrostatice de atracție dintre ionii cu sarcini de semne opuse, se formează o legătură chimică, numită de Kossel „ electrovalent„(acum numit ionic).
În acest caz, anionii și cationii formează o configurație electronică stabilă, cu o înveliș de electroni umplut. Legăturile ionice tipice sunt formate din grupele de cationi T și II ale sistemului periodic și anionii elementelor nemetalice din grupele VI și VII (16 și, respectiv, 17 subgrupe, calcogeniȘi halogeni). Legăturile compușilor ionici sunt nesaturate și nedirecționale, deci păstrează posibilitatea interacțiunii electrostatice cu alți ioni. În fig. Figurile 2 și 3 prezintă exemple de legături ionice corespunzătoare modelului Kossel de transfer de electroni.
Orez. 2.
Orez. 3. Legătura ionică într-o moleculă de sare de masă (NaCl)
Aici este oportun să amintim unele proprietăți care explică comportamentul substanțelor în natură, în special, luați în considerare ideea de aciziȘi motive.
Soluțiile apoase ale tuturor acestor substanțe sunt electroliți. Își schimbă culoarea diferit indicatori. Mecanismul de acțiune al indicatorilor a fost descoperit de F.V. Ostwald. El a arătat că indicatorii sunt acizi sau baze slabe, a căror culoare diferă în stările nedisociate și disociate.
Bazele pot neutraliza acizii. Nu toate bazele sunt solubile în apă (de exemplu, unii compuși organici care nu conțin grupări OH sunt insolubili, în special, trietilamină N(C2H5)3); se numesc baze solubile alcalii.
Soluțiile apoase de acizi suferă reacții caracteristice:
a) cu oxizi metalici - cu formare de sare si apa;
b) cu metale - cu formarea de sare si hidrogen;
c) cu carbonați - cu formarea de sare, CO 2 și N 2 O.
Proprietățile acizilor și bazelor sunt descrise de mai multe teorii. În conformitate cu teoria S.A. Arrhenius, un acid este o substanță care se disociază pentru a forma ioni N+ , în timp ce baza formează ioni EL- . Această teorie nu ține cont de existența bazelor organice care nu au grupări hidroxil.
În conformitate cu proton Conform teoriei lui Brønsted și Lowry, un acid este o substanță care conține molecule sau ioni care donează protoni ( donatori protoni), iar o bază este o substanță formată din molecule sau ioni care acceptă protoni ( acceptori protoni). Rețineți că în soluțiile apoase, ionii de hidrogen există sub formă hidratată, adică sub formă de ioni de hidroniu H3O+ . Această teorie descrie reacțiile nu numai cu ioni de apă și hidroxid, ci și cele efectuate în absența unui solvent sau cu un solvent neapos.
De exemplu, în reacția dintre amoniac N.H. 3 (bază slabă) și clorură de hidrogen în faza gazoasă, se formează clorură de amoniu solidă, iar într-un amestec de echilibru de două substanțe există întotdeauna 4 particule, dintre care două sunt acizi, iar celelalte două sunt baze:
Acest amestec de echilibru constă din două perechi conjugate de acizi și baze:
1)N.H. 4+ și N.H. 3
2) acid clorhidricȘi Cl ‑
Aici, în fiecare pereche conjugată, acidul și baza diferă cu un proton. Fiecare acid are o bază conjugată. Un acid puternic are o bază conjugată slabă, iar un acid slab are o bază conjugată puternică.
Teoria Brønsted-Lowry ajută la explicarea rolului unic al apei pentru viața biosferei. Apa, în funcție de substanța care interacționează cu ea, poate prezenta proprietățile fie ale unui acid, fie ale unei baze. De exemplu, în reacțiile cu soluții apoase de acid acetic, apa este o bază, iar în reacțiile cu soluții apoase de amoniac, este un acid.
1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Aici, o moleculă de acid acetic donează un proton unei molecule de apă;
2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + EL- . Aici, o moleculă de amoniac acceptă un proton dintr-o moleculă de apă.
Astfel, apa poate forma două perechi conjugate:
1) H2O(acid) și EL- (bază conjugată)
2) H3O+ (acid) și H2O(bază conjugată).
În primul caz, apa donează un proton, iar în al doilea, îl acceptă.
Această proprietate se numește amfiprotonism. Sunt numite substanțe care pot reacționa atât ca acizi, cât și ca baze amfoter. Astfel de substanțe se găsesc adesea în natura vie. De exemplu, aminoacizii pot forma săruri atât cu acizi, cât și cu baze. Prin urmare, peptidele formează cu ușurință compuși de coordonare cu ionii metalici prezenți.
Astfel, o proprietate caracteristică a unei legături ionice este mișcarea completă a electronilor de legătură către unul dintre nuclee. Aceasta înseamnă că între ioni există o regiune în care densitatea electronilor este aproape zero.
Al doilea tip de conexiune estecovalent conexiune
Atomii pot forma configurații electronice stabile prin împărțirea electronilor.
O astfel de legătură se formează atunci când o pereche de electroni este împărțită pe rând de la toata lumea atom. În acest caz, electronii de legătură împărțiți sunt distribuiți în mod egal între atomi. Exemple de legături covalente includ homonuclear diatomic moleculele H 2 , N 2 , F 2. Același tip de conexiune se găsește la alotropi O 2 și ozon O 3 și pentru o moleculă poliatomică S 8 și de asemenea molecule heteronucleare acid clorhidric acid clorhidric, dioxid de carbon CO 2, metan CH 4, etanol CU 2 N 5 EL, hexafluorură de sulf SF 6, acetilena CU 2 N 2. Toate aceste molecule au aceiași electroni, iar legăturile lor sunt saturate și direcționate în același mod (Fig. 4).
Este important pentru biologi că legăturile duble și triple au raze atomice covalente reduse în comparație cu o singură legătură.
Orez. 4. Legătura covalentă într-o moleculă de Cl2.
Tipurile ionice și covalente de legături sunt două cazuri extreme ale numeroaselor tipuri de legături chimice existente, iar în practică majoritatea legăturilor sunt intermediare.
Compușii a două elemente situate la capete opuse ale aceleiași perioade sau perioade diferite ale sistemului periodic formează predominant legături ionice. Pe măsură ce elementele se apropie între ele într-o perioadă, natura ionică a compușilor lor scade, iar caracterul covalent crește. De exemplu, halogenurile și oxizii elementelor din partea stângă a tabelului periodic formează predominant legături ionice ( NaCl, AgBr, BaSO4, CaCO3, KNO3, CaO, NaOH), și aceiași compuși de elemente din partea dreaptă a tabelului sunt covalenti ( H20, CO2, NH3, NO2, CH4, fenol C6H5OH, glucoza C6H12O6, etanol C2H5OH).
Legătura covalentă, la rândul său, are încă o modificare.
În ionii poliatomici și în moleculele biologice complexe, ambii electroni pot proveni doar din unu atom. Se numeste donator pereche de electroni. Un atom care împarte această pereche de electroni cu un donor se numește acceptor pereche de electroni. Acest tip de legătură covalentă se numește coordonare (donator-acceptator, saudativ) comunicare(Fig. 5). Acest tip de legătură este cel mai important pentru biologie și medicină, deoarece chimia elementelor d cele mai importante pentru metabolism este în mare măsură descrisă de legăturile de coordonare.
Smochin. 5.
De regulă, într-un compus complex atomul de metal acționează ca acceptor al unei perechi de electroni; dimpotrivă, în legăturile ionice și covalente atomul de metal este donor de electroni.
Esența legăturii covalente și varietatea acesteia - legătura de coordonare - poate fi clarificată cu ajutorul unei alte teorii a acizilor și bazelor propusă de GN. Lewis. El a extins oarecum conceptul semantic al termenilor „acid” și „bază” conform teoriei Brønsted-Lowry. Teoria lui Lewis explică natura formării ionilor complecși și participarea substanțelor la reacțiile de substituție nucleofilă, adică la formarea CS.
Potrivit lui Lewis, un acid este o substanță capabilă să formeze o legătură covalentă prin acceptarea unei perechi de electroni dintr-o bază. O bază Lewis este o substanță care are o pereche de electroni singură, care, donând electroni, formează o legătură covalentă cu acidul Lewis.
Adică, teoria lui Lewis extinde gama reacțiilor acido-bazice și la reacții în care protonii nu participă deloc. În plus, protonul însuși, conform acestei teorii, este și un acid, deoarece este capabil să accepte o pereche de electroni.
Prin urmare, conform acestei teorii, cationii sunt acizi Lewis, iar anionii sunt baze Lewis. Un exemplu ar fi următoarele reacții:
S-a remarcat mai sus că împărțirea substanțelor în ionice și covalente este relativă, deoarece transferul complet de electroni de la atomii de metal la atomii acceptori nu are loc în moleculele covalente. În compușii cu legături ionice, fiecare ion se află în câmpul electric al ionilor de semn opus, deci sunt polarizați reciproc, iar învelișurile lor sunt deformate.
Polarizabilitate determinat de structura electronică, sarcina și dimensiunea ionului; pentru anioni este mai mare decât pentru cationi. Cea mai mare polarizabilitate dintre cationi este pentru cationii cu sarcină mai mare și dimensiuni mai mici, de exemplu, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Are un puternic efect de polarizare N+ . Deoarece influența polarizării ionilor este bidirecțională, schimbă semnificativ proprietățile compușilor pe care îi formează.
Al treilea tip de conexiune estedipol-dipol conexiune
Pe lângă tipurile de comunicare enumerate, există și dipol-dipol intermolecular interacțiuni, numite și van der Waals .
Puterea acestor interacțiuni depinde de natura moleculelor.
Există trei tipuri de interacțiuni: dipol permanent - dipol permanent ( dipol-dipol atracţie); dipol permanent - dipol indus ( inducţie atracţie); dipol instantaneu - dipol indus ( dispersiv atracție sau forțe londoneze; orez. 6).
Orez. 6.
Doar moleculele cu legături covalente polare au un moment dipol-dipol ( HCI, NH3, S02, H20, C6H5CI), iar puterea de legătură este 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 metri coulomb - C × m).
În biochimie, există un alt tip de conexiune - hidrogen conexiune care este un caz limitativ dipol-dipol atracţie. Această legătură se formează prin atracția dintre un atom de hidrogen și un mic atom electronegativ, cel mai adesea oxigen, fluor și azot. Cu atomi mari care au electronegativitate similară (cum ar fi clorul și sulful), legătura de hidrogen este mult mai slabă. Atomul de hidrogen se distinge printr-o caracteristică semnificativă: atunci când electronii de legătură sunt îndepărtați, nucleul său - protonul - este expus și nu mai este protejat de electroni.
Prin urmare, atomul se transformă într-un dipol mare.
O legătură de hidrogen, spre deosebire de o legătură van der Waals, se formează nu numai în timpul interacțiunilor intermoleculare, ci și în cadrul unei molecule - intramolecular legătură de hidrogen. Legăturile de hidrogen joacă un rol important în biochimie, de exemplu, pentru a stabiliza structura proteinelor sub formă de a-helix, sau pentru formarea unei duble helix de ADN (Fig. 7).
Fig.7.
Legăturile de hidrogen și van der Waals sunt mult mai slabe decât legăturile ionice, covalente și de coordonare. Energia legăturilor intermoleculare este indicată în tabel. 1.
Tabelul 1. Energia forțelor intermoleculare
Notă: Gradul de interacțiuni intermoleculare este reflectat de entalpia de topire și evaporare (fierbere). Compușii ionici necesită mult mai multă energie pentru a separa ionii decât pentru a separa molecule. Entalpia de topire a compuşilor ionici este mult mai mare decât cea a compuşilor moleculari.
Al patrulea tip de conexiune esteconexiune metalica
În cele din urmă, există un alt tip de legături intermoleculare - metal: conexiunea ionilor pozitivi ai unei rețele metalice cu electronii liberi. Acest tip de conexiune nu apare la obiectele biologice.
Dintr-o scurtă trecere în revistă a tipurilor de legături, un detaliu devine clar: un parametru important al unui atom sau ion de metal - un donor de electroni, precum și un atom - un acceptor de electroni, este mărimea.
Fără a intra în detalii, observăm că razele covalente ale atomilor, razele ionice ale metalelor și razele van der Waals ale moleculelor care interacționează cresc pe măsură ce numărul lor atomic crește în grupuri din tabelul periodic. În acest caz, valorile razelor ionice sunt cele mai mici, iar razele van der Waals sunt cele mai mari. De regulă, la deplasarea în jos a grupului, razele tuturor elementelor cresc, atât covalente, cât și van der Waals.
De cea mai mare importanță pentru biologi și medici sunt coordonare(donator-acceptator) legături considerate de chimia coordonării.
Bioanorganice medicale. G.K. Barașkov
NH3 este una dintre cele mai cunoscute și utile substanțe chimice. A găsit o largă aplicație în industria agricolă și nu numai. Se distinge prin proprietăți chimice unice, datorită cărora este utilizat în diverse industrii.
Ce este NH3
NH 3 este cunoscut chiar și celor mai ignoranți oameni de chimie. Este amoniac. Amoniacul (NH 3) se numește altfel nitrură de hidrogen și este, în condiții normale, un gaz incolor cu un miros pronunțat caracteristic acestei substanțe. De asemenea, este de remarcat faptul că gazul NH 3 (numit amoniac) este aproape de două ori mai ușor decât aerul!
Pe lângă gaz, poate fi un lichid la o temperatură de aproximativ 70 ° C sau poate exista sub formă de soluție (soluție de amoniac). O caracteristică distinctivă a NH3 lichid este capacitatea de a dizolva în sine metalele principalelor subgrupe ale grupelor I și II ale tabelului de elemente al lui D.I. Mendeleev (adică metale alcaline și alcalino-pământoase), precum și magneziu, aluminiu, europiu. și iterbiu. Spre deosebire de apă, amoniacul lichid nu interacționează cu elementele de mai sus, ci acționează tocmai ca un solvent. Această proprietate permite izolarea metalelor în forma lor originală prin evaporarea solventului (NH3). În figura de mai jos puteți vedea cum arată sodiul dizolvat în amoniac lichid.
Cum arată amoniacul în ceea ce privește legăturile chimice?
Diagrama amoniacului (NH 3) și structura sa spațială este cel mai clar arătată de o piramidă triunghiulară. Partea de sus a „piramidei” de amoniac este atomul de azot (evidențiat cu albastru), așa cum se poate vedea în imaginea de mai jos.
Atomii dintr-o substanță numită amoniac (NH 3) sunt ținuți împreună prin legături de hidrogen, la fel ca în molecula de apă. Dar este foarte important să ne amintim că legăturile din molecula de amoniac sunt mai slabe decât în molecula de apă. Aceasta explică de ce punctele de topire și de fierbere ale NH3 sunt mai mici în comparație cu H2O.
Proprietăți chimice
Cele mai comune 2 metode de producere a substanței NH 3 numite amoniac. Industria folosește așa-numitul proces Haber, a cărui esență este de a lega azotul din aer și hidrogenul (obținut din metan) prin trecerea unui amestec din aceste gaze la presiune ridicată peste un catalizator încălzit.
În laboratoare, sinteza amoniacului se bazează cel mai adesea pe interacțiunea clorurii de amoniu concentrată cu hidroxidul de sodiu solid.
Să trecem la o examinare directă a proprietăților chimice ale NH3.
1) NH3 acţionează ca o bază slabă. De aceea, următoarea ecuație descrie interacțiunea cu apa:
NH3 + H2O = NH4 + + OH -
2) De asemenea, pe baza proprietăților de bază ale NH 3 se află capacitatea sa de a reacționa cu acizii și de a forma sărurile de amoniu corespunzătoare:
NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (nitrat de amoniu)
3) Mai devreme se spunea că un anumit grup de metale se dizolvă în amoniac lichid. Cu toate acestea, unele metale sunt, de asemenea, capabile nu doar să se dizolve, ci și să formeze compuși cu NH3 numiți amide:
Na (tv) + NH3 (g) = NaNH2 + H2
Na (solid) + NH3 (l) = NaNH 2 + H 2 (reacția se efectuează în prezența fierului ca catalizator)
4) Când NH 3 interacționează cu metalele Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+, se formează hidroxizii metalici și cationul de amoniu corespunzători:
Fe3+ + NH3 + H20 = Fe(OH)3 + NH4+
5) Rezultatul interacțiunii NH 3 cu metalele Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ sunt cel mai adesea complexele metalice corespunzătoare:
Cu2+ + NH3 + H20 = Cu(OH)2 + NH4+
Cu(OH) 2 + NH 3 = 2 + + OH -
Formarea și calea ulterioară a NH3 în corpul uman
Este bine cunoscut faptul că aminoacizii sunt o parte integrantă a proceselor biochimice din corpul uman. Sunt sursa principală de NH 3, o substanță numită amoniac, rezultat al dezaminării lor oxidative (cel mai des). Din păcate, amoniacul este toxic pentru corpul uman; formează cu ușurință cationul de amoniu menționat mai sus (NH 4 +), care se acumulează în celule. Ulterior, cele mai importante cicluri biochimice încetinesc, iar ca urmare, nivelul de ATP produs scade.
Nu este greu de ghicit că organismul are nevoie de mecanisme pentru legarea și neutralizarea NH3 eliberat. Diagrama de mai jos prezintă sursele și unii dintre produșii de legare ai amoniacului în corpul uman.
Deci, vorbind pe scurt, amoniacul este neutralizat prin formarea formelor sale de transport în țesuturi (de exemplu, glutamina și alanina), prin excreție în urină, folosind biosinteza ureei, care este principala modalitate naturală de neutralizare a NH 3 în corpul uman.
Aplicarea NH3 - o substanță numită amoniac
În vremurile moderne, amoniacul lichid este cel mai concentrat și mai ieftin îngrășământ cu azot, care este folosit în agricultură pentru amonierea solurilor grosiere și a turbei. Când se adaugă amoniac lichid în sol, numărul de microorganisme crește, dar nu există consecințe negative, cum ar fi, de exemplu, îngrășămintele solide. Figura de mai jos prezintă una dintre posibilele instalații pentru lichefierea gazului de amoniac folosind azot lichid.
Pe măsură ce amoniacul lichid se evaporă, acesta absoarbe multă căldură din mediu și provoacă răcire. Această proprietate este utilizată în unitățile frigorifice pentru a produce gheață artificială la depozitarea produselor alimentare perisabile. În plus, este folosit pentru înghețarea solului în timpul construcției structurilor subterane. Soluțiile apoase de amoniac sunt utilizate în industria chimică (este un solvent industrial neapos), practica de laborator (de exemplu, ca solvent în producția electrochimică de produse chimice), medicină și uz casnic.
