Detalii privind legătura covalentă
Caracteristicile cantitative importante de legături covalente sunt energia de legare. lungimea și dipol momentul său.
Energia de legare - energia eliberată în timpul formării sale, sau necesar să se deconecteze doi atomi legați. Energia de legare caracterizează puterea.
Lungimea legăturii - distanța dintre centrele de atomi legați. Mai scurta lungimea, cu atât mai puternică legătura chimică.
Dipolul Momentul de conexiune (# 956) - o mărime vectorială care caracterizează polaritatea de conectare (măsurată în metri Debye-D sau pandantiv: 1D = 3,4 · 10 -30 m · Cl).
Lungimea vectorului este egală cu produsul dintre lungimea l datorită efectivă sarcină q. care dobândesc atomi cu schimbare de densitate de electroni: | # 956; | = L · q .Vektor moment de dipol este direcționat departe de pozitiv la sarcina negativa. Când adăugarea vectorială a momentelor dipol ale tuturor conexiunilor sunt dipol momentul moleculei.
Caracteristicile obligațiunilor afectează multiplicitatea lor:
- crește energia de legare în serie;
- creșterea lungimii legăturii în ordine inversă.
Legătură covalentă (legătură atomică, legătură covalentă) - legătura chimică formată prin suprapunerea (socializare) a perechii de nori de valență de electroni. Furnizarea de nori de comunicații de electroni (electroni) sunt numite pereche de electroni totală.
Legătura covalentă Termenul a fost introdus de laureatul Nobel Irving Langmuir in 1919 [1] [2]. Acest termen se referă la legarea chimică datorită indiviziune de electroni, spre deosebire de legătura metalică, în care electronii sunt liberi, sau legături ionice, în care unul dintre atomii donori de electroni și stanovilsyakationom și un alt atom accepta electroni și să devină un anion.
Mai târziu (1927) și F.London V.Gaytler, de exemplu, moleculele de hidrogen a dat prima descriere a unei legături covalente în termenii mecanicii cuantice.
Având în vedere densitatea de probabilitate de probabilitate amplitudine de a găsi M. Born electroni de legătură este concentrată în spațiul dintre nucleele moleculei (figura 1). Teoria repulsie a perechilor de electroni sunt considerate dimensiunile geometrice ale acestor perechi. Astfel, pentru elementele fiecărei perioade există o anumită rază medie de perechi de electroni (Å):
0.6 pentru elemente de până la neon; 0,75 pentru elementele de până la argon; 0,75 pentru elemente de până la kripton și 0,8 pentru elemente de până la xenon. [3]
Proprietățile caracteristice ale legăturii covalente - focus, saturația, polaritatea, polarizabilitatea - determină proprietățile fizice ale compușilor chimice și.
Orientarea comunicării datorită structurii moleculare a substanței și forma geometrică a moleculei. Unghiurile dintre cele două legături sunt numite valență.
Saturation - capacitatea unui număr limitat de atomi pentru a forma legături covalente. Numărul de legături formate de un atom, este limitat la orbitalii atomici exterioare.
Polaritatea conexiunii datorită distribuției inegale a densității de electroni, datorită diferenței de atomi electronegative. Pe această bază legături covalente subdivizat în nepolar și polar (nepolare - molecula diatomica este format din aceiași atomi (H2 Cl2 N2) și norii de electroni din fiecare atom sunt distribuite simetric în raport cu acești atomi .. Polar - molecula diatomica este format din atomi de diferite elemente chimice, și totalul electron nor se îndreaptă către unul dintre atomii, formând astfel o distribuție asimetrică a sarcinilor electrice în moleculă, generând momentul de dipol al moleculei).
Comunicarea polarizabilitatea exprimată în deplasarea electronilor sub influența unui câmp electric extern, inclusiv alte particule reactive. Polarizabilitatea mobilității electronilor este determinată. Polaritatea și polarizabilitatea de legături covalente determină reactivitatea moleculelor asupra reactivilor polari.
Cei mai mulți electroni de telefonie mobilă, cu atât mai departe ele sunt de nucleu.
Cu toate acestea, de două ori câștigător Pauling Nobel a subliniat că „în unele molecule sunt legături covalente datorate unuia sau trei perechi de electroni în loc de generale“ [2]. legare chimică Un electron este realizat într-un ion molecular de hidrogen, H2 +.
Hidrogenul molecular H2 + ionul cuprinde doi protoni si un electron. sistem molecular electron unică compensează respingerii electrostatice a doi protoni și le menține la o distanță de 1,06 Å (Lungime Bond H2 +). Centrul a densității de electroni a norului de electroni al sistemelor moleculare echidistant față de cei doi protoni pe raza Bohr # 945; 0 = 0,53 Å și este centrul de simetrie al ionului molecular de hidrogen, H2 +.
9 emite) Metode de formarea unei legături covalente. Dă exemple.
Metodele de formare a unei legături covalente
Există două modalități principale de formarea unei legături covalente *.
1) o legătură generator de abur electronic poate fi format în detrimentul electroni nepereche existente în nevozbuzhdennyhatomah.
Cu toate acestea, numărul de legături covalente poate fi mai mare decât numărul de electroni nepereche. De exemplu, în starea neexcitat (care este, de asemenea, numit de stat la sol), un atom de carbon are doi electroni nepereche, dar este caracterizat de compus, în care formează patru legături covalente. Acest lucru este posibil ca rezultat al excitarea atomilor. În care unul dintre încasările s-electron la p-subnivel:
Creșterea numărului de legături covalente generate însoțită de eliberarea de mai multă energie decât este consumat pe excitarea atomului. Deoarece valența atomului depinde de numărul de electroni nepereche, excitație duce la valența mai mare. În azot, oxigen, cantitatea de fluor de electroni nepereche nu este crescut, deoarece în al doilea nivel sunt orbitali * disponibile, iar electronii se deplasează la al treilea nivel cuantic este nevoie de mult mai multă energie decât cea care ar fi eliberat în timpul formării de obligațiuni suplimentare. Astfel, la excitarea tranzițiilor de electroni din atomi svobodnyeorbitali posibilă numai în cadrul aceluiași nivel de energie.
Elemente de-a treia perioadă - fosfor, sulf, clor - pot prezenta o valența numărului grupului. Acest lucru se realizează prin excitarea atomilor cu 3S- tranziție și 3p-electroni orbitalii vacante de 3d-subnivele:
P * 1s 2s 2 2 2p 6 3s 3p 1 1 3 3d (valență 5)
2 S * 1s 2s 2 2p 6 3s 3p 1 2 3 3d (valență 6)
Cl * 1s 2s 2 2 2p 6 3s 3p 1 3 3 3d (valență 7)
In formulele de mai sus, e * subnivele atomilor excitați sunt subliniate * conțin numai nesparennyeelektrony. În exemplul atomului de clor pur se poate arăta că valența poate fi variabilă:
Spre deosebire de un atom de clor valenței F constantă și egală cu 1, la valență (a doua) nivelul de energie otsutstvuyutorbitali d-subnivel și alte orbital vacant.
2) Legăturile covalente pot fi formate de electroni pereche, existent în atom electronic stratul exterior. În acest caz, al doilea atom trebuie să fie pe stratul exterior liber orbital. De exemplu, formarea de ioni de amoniu din ammiakai moleculă ioni de hidrogen poate afișa schema:
Atom, care este o pereche de electroni pentru a forma o legătură covalentă * este numită donator și atomul, care este un gol orbital - acceptor. Legătura covalentă formată în acest mod se numește o legătură donor-acceptor. Cationul de amoniu această conexiune în proprietățile sale este absolut identic cu celelalte trei legături covalente formate prin prima metodă, prin urmare, termenul de „donor-acceptor“ se referă la nu este un tip special de comunicare, și o metodă de educație.
10-întrebare) interacțiunea acido-bazic - reacția de neutralizare. Sărurile acide și bazice. Dă exemple.
NaOH + HCl = NaCl + H2O - neutralizare
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O - formarea sării acidului bisulfat de sodiu. pot forma săruri de adiție acidă inogoosnovnye acidă. de exemplu H3PO4 2 pot forma săruri acide NaH2PO4. Na2HPO4. -kislye sare - un produs de substituție incompletă a cationilor de hidrogen în acid.
Al (OH) 3 + 3HCI = AlCl3 + 3H2O - sare medie
Al (OH) 3 + 2HCl = [Al (OH)] Cl2 + 2H2O - sare de bază - hidroxiclorură de aluminiu
Al (OH) 3 + HCI = [Al (OH) 2] Cl + H2O - digidroksohlorid aluminiu
sare bazică - un produs de substituție incompletă a grupărilor hidroxil ale bazei de anioni de reziduuri acide.
Teoria acizilor și bazelor - un set de reprezentări fizico-chimice fundamentale care descriu natura și proprietățile acizilor și bazelor. Toate acestea sunt introduse definiții ale acizilor și bazelor - două clase de substanțe care reacționează unele cu altele. Teoria problemelor - predictia produșilor de reacție dintre acidul și baza și posibilitatea apariției sale, care sunt folosite pentru caracteristicile cantitative ale acizilor și bazelor de rezistență. Diferențele dintre teorii se află în definițiile de acizi și baze, și caracteristicile lor de rezistență, ca o consecință - regulile de predicție a produșilor de reacție între ele. Ei au toate aplicabilitatea lor, Care sunt domeniile parțial se suprapun.
Interacțiuni acide este extrem de răspândită în natură și sunt utilizate pe scară largă în practica științifică și industrială. Concepte teoretice ale acizilor și bazelor sunt importante în formarea conceptelor de sisteme de chimie și au efecte diverse asupra dezvoltării multora dintre conceptele teoretice în toate disciplinele chimice majore.
Pe baza teoriei moderne a acizilor și bazelor sunt concepute astfel de secțiuni ale chimiei, chimiei soluțiilor apoase și non-apoase de electroliți, pH-metri în medii neapoase, cataliza acido-bazic homo- și eterogenă, teoria acidității funcțiilor și multe altele.
11 problemă) legătură ionică, proprietățile sale, dau exemple.
Spre deosebire de legătură covalentă legătură ionică nu posedă saturability.
Puterea de legături ionice.
Substanțele cu legături ionice din moleculele tind să aibă puncte de fierbere mai ridicate și de topire.
Ionic bond - legături chimice foarte puternică formată între atomii de carbon cu o diferență mare (> 1.5 pe scala Pauling) electronegativities, unde perechea de electroni totală complet convertit la un atom mai elektrootritsatelnostyu.Eto atracție de ioni încărcați oppositely ca organisme. Un exemplu este CsF compus, în care „ionicity“ de 97%. Luați în considerare exemplul unei metode de formare NaCI clorură de sodiu. configurația electronică a atomilor de sodiu și clor pot fi prezente: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 Zs2 3r5. Acest atomi incomplet cu nivelul de energie. Evident, pentru a finaliza mai ușor pentru a da atom de sodiu per electron decât șapte atașați, iar atomul de clor este mai ușor să atașați un electron decât să dea șapte. În reacția chimică a unui atom de sodiu dă un electron complet, și este nevoie de un atom de clor. Schematic poate fi scris ca: Na. - l e -> Na + ion este sodiu, un echilibru stabil opt 1s2 electronic 2s2 2p6 shell datorită al doilea nivel de energie. Cl + 1e -> .Cl - ion de clor, un înveliș stabil opt electroni. Între ionii de Na + și Cl-, forțele de atracție electrostatică, formând astfel compusul. Ionic legătură - un caz extrem de polarizarea legăturii covalente polare. Formată între metal tipic și metaloid. Electronii din metalul este complet transferat la nemetale. Ionii sunt formate.
Dacă legătura chimică formată între atomi de carbon, care au o foarte mare diferență în electronegativitate (EO> 1.7 potrivit Pauling), totalul veniturilor parapolnostyu electroni la un atom mai EO. Rezultatul este formarea compușilor ioni incarcati oppositely:
Ionii formate între o atracție electrostatică, care se numește o legătură ionică. Mai degrabă, o astfel de vedere este util. De fapt, legătura ionică între atomii în stare pură nu este realizată nicăieri sau aproape oriunde, de obicei, de fapt, relația este parțial ionic și parțial covalente. În același timp, conexiunea ionilor complexe moleculare pot fi adesea considerate ca fiind pur ionic. Diferența majoră față de celelalte legături ionice de tipul legăturii chimice și nu sunt direcționate către nesaturate. De aceea, cristalele se formează datorită legăturii ionice, tind să diverse ambalaje dense ionilor corespunzători.
O caracteristică a acestor compuși este bună solubilitate în solvenți polari (apă, acizi, și așa mai departe. D.). Acest lucru se datorează taxa moleculei. Astfel, dipolii de solvent sunt atrase de capetele încărcate ale unei molecule și, ca rezultat al mișcării browniene, „tras în afară“ substanțe cu molecule în afară și le înconjoară, nu permite să se conecteze din nou. Rezultatul este inconjurat de ioni de dipoli solvent.
La dizolvarea acestor compuși sunt, în general, energia este eliberată, deoarece energia totală a solventului este format prin legături ionice mai multă energie datorită anion cationi. Excepțiile sunt multe săruri ale acidului azotic (nitrați), care absorb căldura atunci când este dizolvat (soluția este răcită). Acest din urmă fapt este explicat pe baza unor legi care sunt discutate în chimie fizică.
Exemple: (MGS, K2CO3), bază (LiOH, Ca (OH) 2), oxizi de bază (BaO, Na2O)
tip de metal reshetki-
12) Reacția de schimb în soluție. Dă exemple.
În echilibru reacție practic ireversibilă este deplasată puternic spre formarea produșilor de reacție.
Deseori există procese în care electroliții slabi sau compuși solubili slab între începerea și numărul final de produse de reacție. De exemplu,
HCN (p) + CH3 COO - (p) ↔ CH3COOH (p) + CN - (p) (1) # 916, # 730, G = 43kDzh
electroliți slabi, sunt pe partea stângă și dreaptă ale ecuațiilor.
În aceste cazuri, echilibrul procesului reversibil este deplasat spre formarea unei substanțe care are la Kdissots.
În reacția (1) echilibrul este deplasat spre stânga KHCN = 4,9 · 10 -10 Exemple de procese în care ecuația reacției la stânga și dreapta sunt greu substanțe solubile. includ: AgCl (k) ↓ + NaI (p) ↔ AgI ↓ (k) + NaCl (p) (1) # 916, # 730, G = - 54kDzh Equilibrium deplasează spre formarea compușilor mai puțin solubili. În reacția (1) echilibrul este deplasat spre dreapta, ca PRAgI = 1,1 x 10 -16 <ПРAgCl =1,8· 10 -10. În reacția (2) numai un echilibru câteva este deplasat spre BaSO4 (OL BaCO3 = 4,9 · 10 -9> OL BaSO4 = 1,08 · 10 -10). Există procese în care Ecuațiile parte există egalitate slab compus solubil, iar pe de altă parte - un electrolit slab. Deci, echilibrul în sistem Cianura de argint (k) ↓ + H + (p) ↔ HCN (p) + Ag + (p) # 916, # 730, G = - 46kDzh schimbat în mod semnificativ la dreapta, deoarece ionul CN - mai ferm legat în molecula este HCN electrolit foarte slab, decât în molecula substanțelor slab solubile cianura de argint. De aceea, s-a dizolvat precipitat cianura de argint prin adăugarea de acid azotic.