E.N.Frenkel
Lekcija iz kemije
Priručnik za one koji ne znaju, a žele naučiti i razumjeti kemiju
Dio I. Elementi opća kemija
(prva razina težine)
Nastavak. Vidjeti u brojevima 13, 18, 23/2007;
6/2008
Poglavlje 4. Pojam kemijska veza
U prethodnim poglavljima ovog priručnika govorilo se o činjenici da se materija sastoji od molekula, a molekule od atoma. Jeste li se ikada zapitali: zašto se atomi koji čine molekulu ne razlete u različitim smjerovima? Što drži atome u molekuli?
Zadržava ih kemijska veza .
Da bismo razumjeli prirodu kemijske veze, dovoljno je prisjetiti se jednostavnog fizičkog eksperimenta. Dvije loptice koje vise jedna pored druge na koncima ni na koji način ne "reagiraju" jedna na drugu. Ali ako jednoj kuglici date pozitivan, a drugoj negativan naboj, one će se međusobno privlačiti. Nije li to sila koja privlači atome jedne drugima? Doista, istraživanja su pokazala da kemijska veza je električne prirode.
Odakle dolaze naboji u neutralnim atomima?
Članak je objavljen uz podršku online tečaja za pripremu za jedinstveni državni ispit "Ispit". Na web mjestu ćete pronaći sve potrebne materijale za samostalnu pripremu za Jedinstveni državni ispit - sastavljanje jedinstvenog plana pripreme za svakog korisnika, praćenje napretka na svakoj temi predmeta, teorije i zadataka. Svi zadaci su u skladu s najnovijim izmjenama i dopunama. Također je moguće poslati zadatke iz pismenog dijela Jedinstvenog državnog ispita stručnjacima za dobivanje bodova i analizu rada prema kriterijima ocjenjivanja. Zadaci u obliku zadataka s akumulacijom iskustva, dovršavanjem razina, primanjem bonusa i nagrada, natjecanjima s prijateljima u Areni jedinstvenog državnog ispita. Za početak pripreme slijedite poveznicu: https://examer.ru.
Pri opisivanju strukture atoma pokazalo se da svi atomi, s izuzetkom atoma plemenitog plina, imaju tendenciju dobivanja ili otpuštanja elektrona. Razlog je formiranje stabilne vanjske razine od osam elektrona (poput plemenitih plinova). Kada se elektroni primaju ili predaju, električni naboji i kao posljedica elektrostatske interakcije čestica. Ovako nastaje ionska veza , tj. veza između iona.
Ioni su stabilne nabijene čestice koje nastaju kao rezultat prihvaćanja ili gubitka elektrona.
Na primjer, atom aktivnog metala i aktivnog nemetala sudjeluje u reakciji:
U tom procesu metalni atom (natrij) otpušta elektrone:
a) Je li takva čestica stabilna?
b) Koliko je elektrona ostalo u atomu natrija?
c) Hoće li ta čestica imati naboj?
Tako je u ovom procesu nastala stabilna čestica (8 elektrona na vanjskoj razini), koja ima naboj, jer jezgra atoma natrija i dalje ima naboj +11, a preostali elektroni imaju ukupni naboj –10. Stoga je naboj iona natrija +1. Kratka snimka ovog procesa izgleda ovako:
Što se događa s atomom sumpora? Ovaj atom prihvaća elektrone dok se vanjska razina ne završi:
Jednostavan izračun pokazuje da ova čestica ima naboj:
Suprotno nabijeni ioni međusobno se privlače, što rezultira ionskom vezom i "ionskom molekulom":
Postoje i drugi načini stvaranja iona, o kojima će biti riječi u poglavlju 6.
Formalno, natrijev sulfid se pripisuje upravo ovom molekularnom sastavu, iako tvar, koja se sastoji od iona, ima približno sljedeću strukturu (slika 1):
Tako, tvari koje se sastoje od iona ne sadrže pojedinačne molekule! U ovom slučaju možemo govoriti samo o uvjetnoj "ionskoj molekuli".
Zadatak 4.1. Pokažite kako se prijenos elektrona događa kada se između atoma pojavi ionska veza:
a) kalcij i klor;
b) aluminij i kisik.
ZAPAMTITI! Atom metala odustaje od vanjskih elektrona; Atom nemetala preuzima elektrone koji nedostaju.
Zaključak. Prema gore opisanom mehanizmu, ionska veza nastaje između atoma aktivnih metala i aktivnih nemetala.
Istraživanja, međutim, pokazuju da se ne događa uvijek potpuni prijenos elektrona s jednog atoma na drugi. Vrlo često kemijska veza ne nastaje davanjem i primanjem elektrona, već kao rezultat stvaranja zajedničkih elektronskih parova*. Ova veza se zove kovalentni .
Kovalentna veza nastaje zbog stvaranja zajedničkih elektronskih parova. Ova vrsta veze nastaje, na primjer, između atoma nemetala. Dakle, poznato je da se molekula dušika sastoji od dva atoma - N 2. Kako nastaje kovalentna veza između ovih atoma? Da bismo odgovorili na ovo pitanje, potrebno je razmotriti strukturu atoma dušika:
Pitanje. Koliko elektrona nedostaje prije dovršetka vanjske razine?
ODGOVOR: Nedostaju tri elektrona. Stoga, označavajući svaki elektron vanjske razine točkom, dobivamo:
Pitanje. Zašto su tri elektrona predstavljena pojedinačnim točkama?
ODGOVOR: Poanta je da želimo pokazati formiranje zajedničkih parova elektrona. Par su dva elektrona. Takav par nastaje, posebice, ako svaki atom daje jedan elektron za formiranje para. Atomu dušika nedostaju tri elektrona da završi vanjsku razinu. To znači da mora "pripremiti" tri pojedinačna elektrona za formiranje budućih parova (slika 2).
Primljeno elektronska formula molekule dušik, što pokazuje da svaki atom dušika sada ima osam elektrona (njih šest je zaokruženo u oval plus 2 vlastita elektrona); između atoma su se pojavila tri zajednička para elektrona (sjecište kružića).
Svaki par elektrona odgovara jednoj kovalentnoj vezi. Koliko je kovalentnih veza nastalo? Tri. Prikazujemo svaku vezu (svaki zajednički par elektrona) koristeći crticu (valentni potez):
Sve ove formule, međutim, ne daju odgovor na pitanje: što povezuje atome kada nastaje kovalentna veza? Elektronska formula pokazuje da se između atoma nalazi zajednički par elektrona. U tom dijelu prostora pojavljuje se višak negativnog naboja. A jezgre atoma, kao što je poznato, imaju pozitivan naboj. Dakle, jezgre oba atoma privlače zajednički negativni naboj, koji je nastao zbog zajedničkih elektronskih parova (točnije, presjeka elektronskih oblaka) (slika 3).
Može li takva veza nastati između različitih atoma? Može biti. Neka atom dušika međudjeluje s atomima vodika:
Struktura atoma vodika pokazuje da atom ima jedan elektron. Koliko ovih atoma treba uzeti da atom dušika "dobije što želi" - tri elektrona? Očito tri atoma vodika
(Sl. 4):
Križ na Sl. 4 označava elektrone atoma vodika. Elektronska formula molekule amonijaka pokazuje da atom dušika sada ima osam elektrona, a svaki atom vodika sada ima dva elektrona (i ne može ih biti više na prvoj energetskoj razini).
Grafička formula pokazuje da atom dušika ima valentnost tri (tri crtice ili tri valentne crte), a svaki atom vodika ima valentnost jedan (jedna crtica).
Iako obje molekule N 2 i NH 3 sadrže isti atom dušika, kemijske veze između atoma međusobno se razlikuju. U molekuli dušika N2 stvaraju se kemijske veze identične atome, pa se zajednički parovi elektrona nalaze u sredini između atoma. Atomi ostaju neutralni. Ova kemijska veza naziva se nepolarni .
U molekuli amonijaka NH 3 stvara se kemijska veza različiti atomi. Stoga jedan od atoma (u ovom slučaju atom dušika) jače privlači zajednički par elektrona. Zajednički parovi elektrona pomaknuti su prema atomu dušika te se na njemu javlja mali negativni naboj, a na atomu vodika pozitivan, nastali su polovi elektriciteta - veza polarni (slika 5).
Većina tvari izgrađenih pomoću kovalentnih veza sastoji se od pojedinačnih molekula (slika 6).
Od sl. Slika 6 pokazuje da postoje kemijske veze između atoma, ali između molekula ih nema ili su beznačajne.
Vrsta kemijske veze utječe na svojstva tvari i njezino ponašanje u otopinama. Dakle, što je veće, značajnije privlačenje među česticama, to ih je teže otrgnuti jedne od drugih i teže je pretvoriti krutinu u plinovito ili tekuće stanje. Pokušajte na donjem dijagramu odrediti koje čestice imaju veće međudjelovanje i kakva kemijska veza nastaje (slika 7).
Ako pažljivo pročitate poglavlje, vaš će odgovor biti sljedeći: najveća interakcija između čestica događa se u slučaju I (ionska veza). Stoga su sve takve tvari čvrste. Najmanje međudjelovanje između nenabijenih čestica (slučaj III – nepolarna kovalentna veza). Takve tvari su najčešće plinovi.
Zadatak 4.2. Odredite kakva se kemijska veza javlja između atoma u tvarima: NaCl, HCl, Cl 2, AlCl 3, H 2 O. Dajte objašnjenja.
Zadatak 4.3. Skladajte elektronički i grafičke formule za one tvari iz zadatka 4.2 u kojima ste utvrdili prisutnost kovalentne veze. Za ionsku vezu nacrtajte dijagrame prijenosa elektrona.
Poglavlje 5. Rješenja
Ne postoji osoba na Zemlji koja nije vidjela rješenja. I što je to?
Otopina je homogena smjesa dviju ili više komponenti ( komponente odnosno tvari).
Što je homogena smjesa? Homogenost smjese pretpostavlja da između njezinih sastavnih tvari nedostaje sučelje. U ovom slučaju nemoguće je, barem vizualno, odrediti koliko je tvari formiralo određenu smjesu. Na primjer, gledajući vodu iz slavine u čaši, teško je zamisliti da ona, osim molekula vode, sadrži dobrih desetak iona i molekula (O 2, CO 2, Ca 2+ itd.). I nijedan mikroskop vam neće pomoći da vidite te čestice.
Ali nepostojanje sučelja nije jedini znak homogenosti. U homogenu smjesu sastav smjese je isti u bilo kojem trenutku. Stoga, da biste dobili otopinu, morate temeljito izmiješati komponente (tvari) koje ga čine.
Otopine mogu imati različita agregacijska stanja:
Plinovite otopine (na primjer, zrak - mješavina plinova O 2, N 2, CO 2, Ar);
Tekuće otopine (na primjer, kolonjska voda, sirup, slana otopina);
Čvrste otopine (na primjer, legure).
Jedna od tvari koja tvori otopinu zove se otapalo. Otapalo ima isto agregatno stanje kao i otopina. Dakle, za tekuće otopine to je tekućina: voda, ulje, benzin itd. Najčešće se u praksi koriste vodene otopine. O njima će se dalje raspravljati (osim ako se ne napravi odgovarajuća rezervacija).
Što se događa kada se razne tvari tope u vodi? Zašto se neke tvari dobro otapaju u vodi, a druge slabo? Što određuje topljivost – sposobnost tvari da se otopi u vodi?
Zamislimo da se komadić šećera stavi u čašu tople vode. Ležao je tamo, smanjio se u veličini i... nestao. Gdje? Krši li se zakon o održanju materije (njene mase, energije)? Ne. Popijte gutljaj dobivene otopine i uvjerit ćete se da je voda slatka, a šećer nije nestao. Ali zašto se ne vidi?
Činjenica je da tijekom otapanja dolazi do drobljenja (mljevenja) tvari. U ovom slučaju, komadić šećera se razbio na molekule, ali ih ne možemo vidjeti. Da, ali zašto se šećer koji leži na stolu ne razgrađuje na molekule? Zašto komadić margarina umočen u vodu također ne nestaje? Ali zato što se fragmentacija topljive tvari događa pod utjecajem otapala, na primjer vode. Ali otapalo će moći "povući" kristal, krutu tvar, u molekule ako se uspije "uhvatiti" za te čestice. Drugim riječima, kada se tvar otapa mora postojati interakcija između tvari i otapala.
Kada je takva interakcija moguća? Samo u slučaju kada je struktura tvari (i topive i otapala) slična. Odavno je poznato pravilo alkemičara: „slično se otapa u sličnom“. U našim primjerima, molekule šećera su polarne i postoje određene sile interakcije između njih i polarnih molekula vode. Ne postoje takve sile između nepolarnih molekula masti i polarnih molekula vode. Stoga se masti ne otapaju u vodi. Tako, topljivost ovisi o prirodi otopljene tvari i otapala.
Kao rezultat interakcije između otopljene tvari i vode nastaju spojevi - hidratizira. Ovo mogu biti vrlo jake veze:
Takvi spojevi postoje kao pojedinačne tvari: baze, kiseline koje sadrže kisik. Naravno, tijekom stvaranja ovih spojeva nastaju jake kemijske veze i oslobađa se toplina. Dakle, kada se CaO (živo vapno) otopi u vodi, oslobađa se toliko topline da smjesa vrije.
Ali zašto, kada se šećer ili sol otope u vodi, dobivena otopina se ne zagrijava? Prvo, nisu svi hidrati tako jaki kao sumporna kiselina ili kalcijev hidroksid. Postoje hidrati soli (kristalni hidrati), koji se zagrijavanjem lako razgrađuju:
Drugo, tijekom otapanja, kao što je već spomenuto, dolazi do procesa drobljenja. A to troši energiju i apsorbira toplinu.
Budući da se oba procesa odvijaju istovremeno, otopina se može zagrijavati ili hladiti, ovisno o tome koji proces prevladava.
Zadatak 5.1. Odredite koji proces - drobljenje ili hidratacija - prevladava u svakom slučaju:
a) kod otapanja sumporne kiseline u vodi, ako se otopina zagrijava;
b) kada je amonijev nitrat otopljen u vodi, ako se otopina ohladila;
c) kad se kuhinjska sol otopi u vodi, ako temperatura otopine ostane gotovo nepromijenjena.
Budući da se temperatura otopine mijenja tijekom otapanja, prirodno je pretpostaviti da topljivost ovisi o temperaturi. Doista, topljivost većine krutih tvari povećava se zagrijavanjem. Topljivost plinova se smanjuje zagrijavanjem. Stoga se krutine obično otapaju u toplim ili Vruća voda, a gazirana pića čuvaju se na hladnom.
Topljivost(sposobnost otapanja) tvari ne ovisi o mljevenju tvari ili intenzitetu miješanja. Ali povećanjem temperature, mljevenjem tvari, miješanjem gotove otopine možete ubrzati proces otapanja. Promjenom uvjeta dobivanja otopine moguće je dobiti otopine različitog sastava. Naravno, postoji granica, nakon čijeg dostizanja je lako otkriti da tvar više nije topiva u vodi. Ovo rješenje se zove bogati. Za vrlo topljive tvari, zasićena otopina će sadržavati puno otopljene tvari. Dakle, zasićena otopina KNO 3 na 100 °C sadrži 245 g soli na 100 g vode (u 345 g otopine). koncentrirana riješenje. Zasićene otopine slabo topljivih tvari sadrže zanemarive mase otopljenih spojeva. Dakle, zasićena otopina srebrovog klorida sadrži 0,15 mg AgCl u 100 g vode. Ovo je vrlo razrijeđena riješenje.
Dakle, ako otopina sadrži mnogo otopljene tvari u odnosu na otapalo, naziva se koncentrirana, ako ima malo tvari, naziva se razrijeđena. Vrlo često njegova svojstva, a time i primjena, ovise o sastavu otopine.
Dakle, razrijeđena otopina octene kiseline (stolni ocat) koristi se kao aroma, a koncentrirana otopina te kiseline (octena esencija kada se uzima oralno) može izazvati smrtonosne opekline.
Kako bi se prikazao kvantitativni sastav otopina, upotrijebite vrijednost tzv maseni udio otopljene tvari :
Gdje m(v-va) – masa otopljene tvari u otopini; m(otopina) – ukupna masa otopine koja sadrži otopljenu tvar i otapalo.
Dakle, ako 100 g octa sadrži 6 g octene kiseline, tada govorimo o 6% otopini octene kiseline (ovo je stolni ocat). O metodama rješavanja problema korištenjem koncepta masenog udjela otopljene tvari raspravljat ćemo u 8. poglavlju.
Zaključci za 5. poglavlje. Otopine su homogene smjese koje se sastoje od najmanje dvije tvari, od kojih se jedna naziva otapalo, a druga otopljena tvar. Kada se otopi, ova tvar stupa u interakciju s otapalom, zbog čega se otopljena tvar drobi. Sastav otopine izražava se pomoću masenog udjela otopljene tvari u otopini.
* Ovi elektronski parovi pojavljuju se na sjecištu elektronskih oblaka.
Nastavit će se
DEFINICIJA
Amonijak- vodikov nitrid.
Formula – NH 3. Molekulska masa– 17 g/mol.
Fizikalna svojstva amonijaka
Amonijak (NH 3) je bezbojni plin oštrog mirisa (miris "amonijaka"), lakši od zraka, visoko topiv u vodi (jedan volumen vode otopit će do 700 volumena amonijaka). Koncentrirana otopina amonijaka sadrži 25% (masenih) amonijaka i ima gustoću 0,91 g/cm 3 .
Veze između atoma u molekuli amonijaka su kovalentne. Opći obrazac AB 3 molekule. Sve valentne orbitale atoma dušika ulaze u hibridizaciju, stoga je tip hibridizacije molekule amonijaka sp 3. Amonijak ima geometrijsku strukturu tipa AB 3 E - trigonalna piramida (slika 1).
Riža. 1. Građa molekule amonijaka.
Kemijska svojstva amonijaka
Kemijski, amonijak je prilično aktivan: reagira s mnogim tvarima. Stupanj oksidacije dušika u amonijaku "-3" je minimalan, tako da amonijak pokazuje samo redukcijska svojstva.
Kad se amonijak zagrijava s halogenima, oksidima teških metala i kisikom, nastaje dušik:
2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr
2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O
4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H2O
U prisutnosti katalizatora, amonijak se može oksidirati u dušikov oksid (II):
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (katalizator - platina)
Za razliku od vodikovi spojevi nemetali skupine VI i VII, amonijak ne pokazuje kisela svojstva. Međutim, atomi vodika u njegovoj molekuli još uvijek se mogu zamijeniti atomima metala. Kada se vodik potpuno zamijeni metalom, nastaju spojevi koji se nazivaju nitridi, a koji se također mogu dobiti izravnom interakcijom dušika s metalom pri visokim temperaturama.
Glavna svojstva amonijaka posljedica su prisutnosti usamljenog para elektrona na atomu dušika. Otopina amonijaka u vodi je alkalna:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH —
Kada amonijak stupi u interakciju s kiselinama, nastaju amonijeve soli koje se zagrijavanjem raspadaju:
NH3 + HCl = NH4Cl
NH 4 Cl = NH 3 + HCl (kada se zagrije)
Proizvodnja amonijaka
Postoje industrijske i laboratorijske metode za proizvodnju amonijaka. U laboratoriju se amonijak dobiva djelovanjem lužina na otopine amonijevih soli pri zagrijavanju:
NH4Cl + KOH = NH3 + KCl + H2O
NH4 + + OH - = NH3 + H2O
Ova reakcija je kvalitativna za amonijeve ione.
Primjena amonijaka
Proizvodnja amonijaka jedan je od najvažnijih tehnoloških procesa u svijetu. Godišnje se u svijetu proizvede oko 100 milijuna tona amonijaka. Amonijak se oslobađa u tekućem obliku ili u obliku 25% vodene otopine - amonijačne vode. Glavna područja uporabe amonijaka su proizvodnja dušične kiseline (naknadna proizvodnja mineralnih gnojiva koja sadrže dušik), amonijeve soli, uree, heksamina, sintetičkih vlakana (najlon i najlon). Amonijak se koristi kao rashladno sredstvo u industrijskim rashladnim jedinicama i kao sredstvo za izbjeljivanje u čišćenju i bojanju pamuka, vune i svile.
Primjeri rješavanja problema
PRIMJER 1
| Vježbajte | Koja će masa i volumen amonijaka biti potreban za proizvodnju 5 tona amonijevog nitrata? |
| Riješenje | Napišimo jednadžbu za reakciju proizvodnje amonijevog nitrata iz amonijaka i dušične kiseline: NH3 + HNO3 = NH4NO3 Prema jednadžbi reakcije količina tvari amonijevog nitrata jednaka je 1 molu - v(NH 4 NO 3) = 1 molu. Zatim, masa amonijevog nitrata izračunata iz reakcijske jednadžbe: m(NH4NO3) = v(NH4NO3) × M(NH4NO3); m(NH 4 NO 3) = 1×80 = 80 t Prema jednadžbi reakcije, količina tvari amonijaka također je jednaka 1 molu - v(NH 3) = 1 mol. Zatim se masa amonijaka izračunava jednadžbom: m(NH3) = v(NH3)×M(NH3); m(NH3) = 1×17 = 17 t Napravimo proporciju i odredimo masu amonijaka (praktično): x g NH 3 – 5 t NH 4 NO 3 17 t NH 3 – 80 t NH 4 NO 3 x = 17×5/80 = 1,06 m(NH3) = 1,06 t Napravimo sličan omjer da pronađemo volumen amonijaka: 1,06 g NH 3 – x l NH 3 17 t NH 3 – 22,4×10 3 m 3 NH 3 x = 22,4×10 3 ×1,06 /17 = 1,4×10 3 V(NH 3) = 1,4 × 10 3 m 3 |
| Odgovor | Masa amonijaka - 1,06 t, volumen amonijaka - 1,4×10 m |
3.3.1 Kovalentna veza je dvocentrična, dvoelektronska veza nastala zbog preklapanja elektronskih oblaka koji nose nesparene elektrone s antiparalelnim spinovima. U pravilu nastaje između atoma jednog kemijskog elementa.
Kvantitativno ga karakterizira valencija. Valencija elementa - to je njegova sposobnost stvaranja određenog broja kemijskih veza zbog slobodnih elektrona koji se nalaze u valentnom pojasu atoma.
Kovalentnu vezu tvori samo par elektrona koji se nalazi između atoma. To se zove podijeljeni par. Preostali parovi elektrona nazivaju se usamljeni parovi. Oni ispunjavaju ljuske i ne sudjeluju u vezivanju. Veza između atoma može se ostvariti ne samo jednim, već i dvama, pa čak i trima podijeljenim parovima. Takve veze nazivaju se dvostruko itd roj - višestruke veze.
3.3.1.1 Kovalentna nepolarna veza. Naziva se veza koja se ostvaruje stvaranjem elektronskih parova koji podjednako pripadaju oba atoma kovalentni nepolarni. Javlja se između atoma s praktički jednakom elektronegativnošću (0,4 > ΔEO > 0) i, prema tome, jednolikom raspodjelom gustoće elektrona između jezgri atoma u homonuklearnim molekulama. Na primjer, H 2, O 2, N 2, Cl 2 itd. Dipolni moment takvih veza je nula. CH veza u zasićenim ugljikovodicima (na primjer, u CH 4) smatra se praktički nepolarnom, jer ΔEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.
3.3.1.2 Kovalentna polarna veza. Ako molekulu tvore dva različita atoma, tada se zona preklapanja elektronskih oblaka (orbitala) pomiče prema jednom od atoma, a takva se veza naziva polarni . S takvom vezom veća je vjerojatnost pronalaska elektrona u blizini jezgre jednog od atoma. Na primjer, HCl, H 2 S, PH 3.
Polarna (nesimetrična) kovalentna veza - veza među atomima različite elektronegativnosti (2 > ΔEO > 0,4) i asimetrične raspodjele zajedničkog elektronskog para. Obično se formira između dva nemetala.
Elektronska gustoća takve veze pomaknuta je prema elektronegativnijem atomu, što dovodi do pojave djelomičnog negativnog naboja (delta minus) na njemu, te djelomičnog pozitivnog naboja (delta plus) na manjem. elektronegativni atom.
C Cl C O C N O H C Mg .
Smjer pomaka elektrona također je označen strelicom:
CCl, CO, CN, OH, CMg.
Što je veća razlika u elektronegativnosti vezanih atoma, to je veća polarnost veze i veći njen dipolni moment. Dodatne privlačne sile djeluju između parcijalnih naboja suprotnog predznaka. Stoga, što je veza polarnija, to je jača.
Osim polarizabilnost kovalentna veza ima imovinu zasićenost – sposobnost atoma da tvori onoliko kovalentnih veza koliko ima energetski dostupnih atomskih orbitala. Treće svojstvo kovalentne veze je njezino smjer.
3.3.2 Ionska veza. Pokretačka snaga iza njegovog formiranja je ista želja atoma za ljuskom okteta. Ali u nekim slučajevima, takva "oktetna" ljuska može nastati samo kada se elektroni prenose s jednog atoma na drugi. Stoga se u pravilu ionska veza stvara između metala i nemetala.
Razmotrimo, kao primjer, reakciju između atoma natrija (3s 1) i fluora (2s 2 3s 5). Razlika u elektronegativnosti spoja NaF
EO = 4,0 - 0,93 = 3,07
Natrij, predavši svoj 3s 1 elektron fluoru, postaje Na + ion i ostaje s ispunjenom 2s 2 2p 6 ljuskom, što odgovara elektronskoj konfiguraciji atoma neona. Fluor dobiva potpuno istu elektroničku konfiguraciju prihvaćanjem jednog elektrona koji je donirao natrij. Kao rezultat toga, između suprotno nabijenih iona nastaju elektrostatske privlačne sile.
Ionska veza - ekstremni slučaj polarne kovalentne veze, temeljen na elektrostatskom privlačenju iona. Takva veza nastaje kada postoji velika razlika u elektronegativnosti vezanih atoma (EO > 2), kada manje elektronegativan atom gotovo u potpunosti odustane od svojih valentnih elektrona i pretvori se u kation, a drugi, elektronegativniji atom, se veže te elektrone i postaje anion. Međudjelovanje iona suprotnog predznaka ne ovisi o smjeru, a Coulombove sile nemaju svojstvo zasićenja. Zbog ovoga ionska veza nema prostornog usredotočenost I zasićenost , budući da je svaki ion povezan s određenim brojem protuiona (ionski koordinacijski broj). Stoga spojevi s ionskom vezom nemaju molekularnu strukturu i čvrste su tvari koje tvore ionske kristalne rešetke, s visokim talištem i vrelištem, visoko su polarni, često slični soli i električki vodljivi u vodenim otopinama. Na primjer, MgS, NaCl, A2O3. Praktički nema spojeva s čisto ionskim vezama, budući da određena količina kovalencije uvijek ostaje zbog činjenice da se ne opaža potpuni prijenos jednog elektrona na drugi atom; u većini "ionskih" tvari udio ionizma veze ne prelazi 90%. Na primjer, u NaF polarizacija veze je oko 80%.
U organskim spojevima ionske veze su prilično rijetke, jer Atom ugljika nema tendenciju niti gubiti niti dobivati elektrone za stvaranje iona.
Valencija elementi u spojevima s ionskim vezama vrlo se često karakteriziraju oksidacijsko stanje , što zauzvrat odgovara vrijednosti naboja iona elementa u danom spoju.
Oksidacijsko stanje - ovo je konvencionalni naboj koji atom dobiva kao rezultat preraspodjele gustoće elektrona. Kvantitativno ga karakterizira broj elektrona premještenih s manje elektronegativnog elementa na više elektronegativan. Pozitivno nabijeni ion nastaje od elementa koji je predao svoje elektrone, a negativni ion nastaje od elementa koji je te elektrone prihvatio.
Element koji se nalazi u najviše oksidacijsko stanje (maksimalno pozitivan), već je predao sve svoje valentne elektrone koji se nalaze u AVZ. A budući da je njihov broj određen brojem skupine u kojoj se element nalazi, tada najviše oksidacijsko stanje za većinu elemenata i bit će jednaki broj grupe . O najniže oksidacijsko stanje (maksimalno negativan), tada se pojavljuje tijekom formiranja osmoelektronske ljuske, odnosno u slučaju kada je AVZ potpuno ispunjen. Za nemetali izračunava se po formuli Broj grupe – 8 . Za metali jednak nula , budući da ne mogu prihvatiti elektrone.
Na primjer, AVZ sumpora ima oblik: 3s 2 3p 4. Ako atom preda sve svoje elektrone (šest), dobit će najviši stupanj oksidacija +6 , jednako broju grupe VI , ako su potrebna dva potrebna za dovršenje stabilne ljuske, postat će najniže oksidacijsko stanje –2 , jednak Broj grupe – 8 = 6 – 8= –2.
3.3.3 Metalna veza. Većina metala ima niz svojstava koja imaju opći karakter a različita od svojstava drugih tvari. Takva svojstva su relativno visoke temperature taljenja, sposobnost refleksije svjetlosti i visoka toplinska i električna vodljivost. Ove se značajke objašnjavaju postojanjem posebne vrste međudjelovanja u metalima – metalni spoj.
U skladu sa svojim položajem u periodnom sustavu, atomi metala imaju mali broj valentnih elektrona, koji su prilično slabo vezani za njihovu jezgru i lako se od njih odvajaju. Kao rezultat toga, u kristalnoj rešetki metala pojavljuju se pozitivno nabijeni ioni, lokalizirani na određenim položajima kristalne rešetke, i veliki broj delokaliziranih (slobodnih) elektrona, koji se relativno slobodno kreću u polju pozitivnih centara i komuniciraju između svih metala. atoma zbog elektrostatskog privlačenja.
Ovo je važna razlika između metalnih veza i kovalentnih veza, koje imaju strogu orijentaciju u prostoru. Sile vezivanja u metalima nisu lokalizirane niti usmjerene, a slobodni elektroni koji tvore "elektronski plin" uzrokuju visoku toplinsku i električnu vodljivost. Stoga je u ovom slučaju nemoguće govoriti o smjeru veza, jer su valentni elektroni gotovo ravnomjerno raspoređeni po kristalu. Time se objašnjava npr. plastičnost metala, odnosno mogućnost pomaka iona i atoma u bilo kojem smjeru.
3.3.4 Donor-akceptorska veza. Osim mehanizma stvaranja kovalentne veze, prema kojem zajednički elektronski par nastaje interakcijom dvaju elektrona, postoji i poseban donor-akceptorski mehanizam . Leži u činjenici da kovalentna veza nastaje kao rezultat prijelaza već postojećeg (usamljenog) para elektrona donator (dobavljač elektrona) za zajedničku upotrebu donatora i akceptor (dobavljač slobodne atomske orbitale).
Jednom formirana, ne razlikuje se od kovalentne. Donorsko-akceptorski mehanizam dobro je ilustriran shemom stvaranja amonijevog iona (slika 9) (zvjezdice označavaju elektrone vanjske razine atoma dušika):
Slika 9 - Shema nastanka amonijevog iona
Elektronska formula ABZ atoma dušika je 2s 2 2p 3, odnosno ima tri nesparena elektrona koji stupaju u kovalentnu vezu s tri atoma vodika (1s 1), od kojih svaki ima po jedan valentni elektron. U tom slučaju nastaje molekula amonijaka NH 3 u kojoj je zadržan usamljeni elektronski par dušika. Ako proton vodika (1s 0), koji nema elektrone, priđe ovoj molekuli, tada će dušik prenijeti svoj par elektrona (donor) na ovu atomsku orbitalu vodika (akceptor), što će rezultirati stvaranjem amonijevog iona. U njemu je svaki atom vodika povezan s atomom dušika zajedničkim elektronskim parom, od kojih je jedan implementiran putem donor-akceptorskog mehanizma. Važno je napomenuti da H-N veze, formirani različitim mehanizmima, nemaju nikakvih razlika u svojstvima. Ova pojava je posljedica činjenice da u trenutku stvaranja veze orbitale 2s i 2p elektrona atoma dušika mijenjaju svoj oblik. Kao rezultat toga pojavljuju se četiri orbitale potpuno istog oblika.
Donori su obično atomi s velikim brojem elektrona, ali s malim brojem nesparenih elektrona. Za elemente perioda II, osim za atom dušika, takva mogućnost postoji za kisik (dva usamljena para) i fluor (tri usamljena para). Na primjer, vodikov ion H + u vodenim otopinama nikada nije u slobodnom stanju, budući da hidronijev ion H 3 O + uvijek nastaje od molekula vode H 2 O i H + iona. Hidronijev ion prisutan je u svim vodenim otopinama , iako je radi lakšeg pisanja sačuvan simbol H+.
3.3.5 Vodikova veza. Atom vodika povezan s jako elektronegativnim elementom (dušik, kisik, fluor, itd.), koji "vuče" zajednički elektronski par na sebe, doživljava nedostatak elektrona i dobiva efektivni pozitivni naboj. Stoga je u stanju djelovati s usamljenim parom elektrona drugog elektronegativnog atoma (koji dobiva efektivni negativni naboj) iste (intramolekularna veza) ili druge molekule (intermolekulska veza). Kao rezultat toga, postoji vodikova veza , što je grafički označeno točkama:
Ova veza je mnogo slabija od ostalih kemijskih veza (energija njenog nastanka je 10 – 40 kJ/mol) i uglavnom ima djelomično elektrostatički, djelomično donorsko-akceptorski karakter.
Vodikova veza igra izuzetno važnu ulogu u biološkim makromolekulama, kao što su anorganski spojevi kao što su H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Na primjer, O-H veze u H2O su izrazito polarne prirode, s viškom negativnog naboja – na atomu kisika. Atom vodika, naprotiv, dobiva mali pozitivni naboj + i može djelovati s usamljenim parovima elektrona atoma kisika susjedne molekule vode.
Interakcija između molekula vode pokazala se dosta jakom, tako da čak iu vodenoj pari postoje dimeri i trimeri sastava (H 2 O) 2, (H 2 O) 3, itd. U otopinama, dugi lanci suradnika ova vrsta se može pojaviti:
jer atom kisika ima dva usamljena para elektrona.
Prisutnost vodikovih veza objašnjava visoke temperature vrenja vode, alkohola i karboksilnih kiselina. Zbog vodikovih veza vodu karakteriziraju tako visoke temperature taljenja i vrenja u usporedbi s H 2 E (E = S, Se, Te). Kad ne bi bilo vodikovih veza, voda bi se topila na –100 °C, a ključala na –80 °C. Tipični slučajevi povezanosti uočeni su za alkohole i organske kiseline.
Vodikove veze mogu se pojaviti i između različitih molekula i unutar molekule ako ta molekula sadrži skupine s donorskim i akceptorskim sposobnostima. Na primjer, unutarmolekularne vodikove veze igraju glavnu ulogu u formiranju peptidnih lanaca, koji određuju strukturu proteina. H-veze utječu na fizičke i Kemijska svojstva tvari.
Atomi drugih elemenata ne stvaraju vodikove veze , budući da su sile elektrostatskog privlačenja suprotnih krajeva dipola polarnih veza (O-H, N-H itd.) prilično slabe i djeluju samo na malim udaljenostima. Vodik, koji ima najmanji atomski radijus, omogućuje takvim dipolima da se toliko približe da privlačne sile postaju uočljive. Nijedan drugi element s velikim atomskim radijusom ne može stvoriti takve veze.
3.3.6 Sile međumolekularnog međudjelovanja (van der Waalsove sile). Godine 1873. nizozemski znanstvenik I. Van der Waals sugerirao je da postoje sile koje uzrokuju privlačnost među molekulama. Te su sile kasnije nazvane van der Waalsovim silama – najuniverzalniji tip međumolekularne veze. Energija van der Waalsove veze manja je od energije vodikove veze i iznosi 2–20 kJ/∙mol.
Ovisno o načinu nastanka, sile se dijele na:
1) orijentacijske (dipol-dipol ili ion-dipol) - javljaju se između polarnih molekula ili između iona i polarnih molekula. Kako se polarne molekule približavaju jedna drugoj, one se usmjeravaju tako da je pozitivna strana jednog dipola usmjerena prema negativnoj strani drugog dipola (slika 10).
|
Slika 10 - Orijentacijska interakcija |
||||
2) indukcija (dipol - inducirani dipol ili ion - inducirani dipol) - nastaju između polarnih molekula ili iona i nepolarnih molekula, ali sposobnih za polarizaciju. Dipoli mogu utjecati na nepolarne molekule, pretvarajući ih u naznačene (inducirane) dipole. (Slika 11).
|
Slika 11 - Induktivna interakcija |
||||
3) disperzivni (inducirani dipol - inducirani dipol) - nastaju između nepolarnih molekula sposobnih za polarizaciju. U bilo kojoj molekuli ili atomu plemenitog plina dolazi do fluktuacija električne gustoće, što rezultira pojavom trenutnih dipola, koji zauzvrat induciraju trenutne dipole u susjednim molekulama. Kretanje trenutnih dipola postaje dosljedno, njihovo pojavljivanje i raspadanje događa se sinkrono. Kao rezultat međudjelovanja trenutnih dipola, energija sustava opada (slika 12).
|
Slika 12 - Interakcija disperzije |
|||||||
.
Znate da se atomi mogu međusobno kombinirati i formirati jednostavne i složene tvari. U ovom slučaju, različite vrste kemijske veze: ionski, kovalentni (nepolarni i polarni), metalni i vodikovi. Jedno od najvažnijih svojstava atoma elemenata, koje određuje kakva će se veza formirati između njih - ionska ili kovalentna - To je elektronegativnost, tj. sposobnost atoma u spoju da privuku elektrone.
Uvjetnu kvantitativnu ocjenu elektronegativnosti daje skala relativne elektronegativnosti.
U periodima postoji opća tendencija povećanja elektronegativnosti elemenata, au skupinama - njihovog smanjenja. Elementi su poredani u niz prema svojoj elektronegativnosti, na temelju koje se može usporediti elektronegativnost elemenata koji se nalaze u različitim periodima.
Vrsta kemijske veze ovisi o tome kolika je razlika u vrijednostima elektronegativnosti spojnih atoma elemenata. Što se atomi elemenata koji tvore vezu više razlikuju u elektronegativnosti, to je kemijska veza polarnija. Nemoguće je povući oštru granicu između vrsta kemijskih veza. U većini spojeva tip kemijske veze je srednji; na primjer, visoko polarna kovalentna kemijska veza bliska je ionskoj vezi. Ovisno o tome koji je od graničnih slučajeva kemijska veza po prirodi bliža, klasificira se ili kao ionska ili kao kovalentna polarna veza.
Ionska veza.Ionska veza nastaje međudjelovanjem atoma koji se međusobno oštro razlikuju po elektronegativnosti. Na primjer, tipični metali litij (Li), natrij (Na), kalij (K), kalcij (Ca), stroncij (Sr), barij (Ba) tvore ionske veze s tipičnim nemetalima, uglavnom halogenima.
Osim halogenida alkalijski metali, ionske veze također se stvaraju u spojevima kao što su lužine i soli. Na primjer, u natrijevom hidroksidu (NaOH) i natrijevom sulfatu (Na 2 SO 4) ionske veze postoje samo između atoma natrija i kisika (preostale veze su polarne kovalentne).
Kovalentna nepolarna veza.Kada atomi s istom elektronegativnošću međusobno djeluju, nastaju molekule s kovalentnom nepolarnom vezom. Takva veza postoji u sljedećim molekulama jednostavne tvari: H2, F2, Cl2, O2, N2. Kemijske veze u ovim plinovima nastaju preko zajedničkih elektronskih parova, tj. kada se odgovarajući elektronski oblaci preklapaju, zbog elektron-nuklearne interakcije, koja se događa kada se atomi približavaju jedan drugome.
Skladanje elektronske formule tvari, treba imati na umu da je svaki zajednički elektronski par konvencionalna slika povećana elektronska gustoća koja je posljedica preklapanja odgovarajućih elektronskih oblaka.
Kovalentna polarna veza.Kada atomi međusobno djeluju, čije se vrijednosti elektronegativnosti razlikuju, ali ne oštro, zajednički elektronski par prelazi na elektronegativniji atom. Ovo je najčešći tip kemijske veze, koji se nalazi iu anorganskim i u organskim spojevima.
U kovalentne veze u potpunosti spadaju i one veze koje nastaju donorsko-akceptorskim mehanizmom, npr. u hidronijevim i amonijevim ionima.
Metalni spoj.
Veza koja nastaje kao rezultat interakcije relativno slobodnih elektrona s metalnim ionima naziva se metalna veza. Ova vrsta veze karakteristična je za jednostavne tvari - metale.
Bit procesa stvaranja metalne veze je sljedeća: atomi metala lako odustaju od valentnih elektrona i pretvaraju se u pozitivno nabijene ione. Relativno slobodni elektroni odvojeni od atoma kreću se između pozitivnih metalnih iona. Između njih nastaje metalni spoj, tj. Elektroni, takoreći, cementiraju pozitivne ione kristalne rešetke metala.
Vodikova veza.
Veza koja se stvara između atoma vodika jedne molekule i atoma jako elektronegativnog elementa(O, N, Ž) druga molekula naziva se vodikova veza.
Može se postaviti pitanje: zašto vodik tvori tako specifičnu kemijsku vezu?
Ovo se objašnjava atomski radijus vodik je vrlo mali. Osim toga, kada istisne ili potpuno preda svoj jedini elektron, vodik dobiva relativno visok pozitivan naboj, zbog čega vodik jedne molekule stupa u interakciju s atomima elektronegativnih elemenata koji imaju djelomični negativni naboj koji ulazi u sastav drugih molekula (HF , H20, NH3).
Pogledajmo neke primjere. Obično prikazujemo sastav vode kemijska formula H 2 O. Međutim, to nije posve točno. Ispravnije bi bilo označiti sastav vode formulom (H 2 O)n, gdje je n = 2,3,4 itd. To se objašnjava činjenicom da su pojedine molekule vode međusobno povezane vodikovim vezama. .
Vodikove veze obično se označavaju točkama. Puno je slabija od ionskih ili kovalentnih veza, ali jača od običnih međumolekularnih interakcija.
Prisutnost vodikovih veza objašnjava povećanje volumena vode s padom temperature. To je zbog činjenice da kako se temperatura smanjuje, molekule postaju jače i stoga se gustoća njihovog "pakiranja" smanjuje.
Prilikom studiranja organska kemija Postavilo se i sljedeće pitanje: zašto su vrelišta alkohola mnogo viša od odgovarajućih ugljikovodika? To se objašnjava činjenicom da se vodikove veze stvaraju i između molekula alkohola.
Do povećanja vrelišta alkohola dolazi i zbog povećanja njihovih molekula.
Vodikova veza također je karakteristična za mnoge druge organski spojevi(fenoli, karboksilne kiseline itd.). Iz kolegija organske kemije i opće biologije znate da prisutnost vodikove veze objašnjava sekundarna struktura proteini, struktura dvostruke spirale DNA, tj. fenomen komplementarnosti.
NH3 je jedan od najpoznatijih i najkorisnijih kemijske tvari. Našao je široku primjenu u poljoprivrednoj industriji i šire. Odlikuje se jedinstvenim kemijskim svojstvima, zahvaljujući kojima se koristi u raznim industrijama.
Što je NH3
NH 3 je poznat čak i najneukijim ljudima u kemiji. To je amonijak. Amonijak (NH 3) inače se naziva vodikov nitrid i u normalnim je uvjetima bezbojan plin s izraženim mirisom karakterističnim za ovu tvar. Također je vrijedno napomenuti da je plin NH 3 (nazvan amonijak) gotovo dvostruko lakši od zraka!
Osim plina, može biti tekućina na temperaturi od oko 70°C ili postojati u obliku otopine (otopina amonijaka). Izrazita značajka tekućeg NH 3 je sposobnost da u sebi otopi metale glavnih podskupina I i II skupina tablice elemenata D. I. Mendelejeva (to jest, alkalijske i zemnoalkalne metale), kao i magnezij, aluminij, europij i iterbija. Za razliku od vode, tekući amonijak ne stupa u interakciju s gore navedenim elementima, već djeluje upravo kao otapalo. Ovo svojstvo omogućuje izoliranje metala u njihovom izvornom obliku isparavanjem otapala (NH 3). Na donjoj slici možete vidjeti kako izgleda natrij otopljen u tekućem amonijaku.
Kako izgleda amonijak u smislu kemijskih veza?
Dijagram amonijaka (NH 3) i njegovu prostornu strukturu najzornije prikazuje trokutasta piramida. Vrh "piramide" amonijaka je atom dušika (naglašen plavom bojom), kao što se može vidjeti na slici ispod.
Atome u tvari koja se zove amonijak (NH 3) drže zajedno vodikove veze, baš kao u molekuli vode. Ali vrlo je važno zapamtiti da su veze u molekuli amonijaka slabije nego u molekuli vode. To objašnjava zašto su talište i vrelište NH3 niže u usporedbi s H2O.
Kemijska svojstva
Najčešće 2 metode proizvodnje NH 3 supstance koja se naziva amonijak. U industriji se koristi takozvani Haberov proces, čija je bit vezati dušik i vodik iz zraka (dobiven iz metana) propuštanjem mješavine tih plinova pod visokim tlakom preko zagrijanog katalizatora.
U laboratorijima se sinteza amonijaka najčešće temelji na interakciji koncentriranog amonijevog klorida s krutim natrijevim hidroksidom.
Prijeđimo na izravno ispitivanje kemijskih svojstava NH3.
1) NH3 djeluje kao slaba baza. Zato sljedeća jednadžba opisuje interakciju s vodom:
NH3 + H2O = NH4 + + OH -
2) Također se temelji na osnovnim svojstvima NH3 njegova sposobnost da reagira s kiselinama i formira odgovarajuće amonijeve soli:
NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (amonijev nitrat)
3) Ranije je rečeno da se određena skupina metala otapa u tekućem amonijaku. Međutim, neki metali su također sposobni ne samo otopiti, već i formirati spojeve s NH3 koji se nazivaju amidi:
Na (tv) + NH3 (g) = NaNH 2 + H 2
Na (krutina) + NH3 (l) = NaNH 2 + H 2 (reakcija se odvija u prisutnosti željeza kao katalizatora)
4) Kada NH 3 međudjeluje s metalima Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+, nastaju odgovarajući metalni hidroksidi i amonijev kation:
Fe 3+ + NH 3 + H 2 O = Fe(OH) 3 + NH 4 +
5) Rezultat interakcije NH 3 s metalima Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ najčešće su odgovarajući metalni kompleksi:
Cu 2+ + NH 3 + H 2 O = Cu(OH) 2 + NH 4 +
Cu(OH) 2 + NH 3 = 2 + + OH -
Nastanak i daljnji put NH3 u ljudskom tijelu
Dobro je poznato da su aminokiseline sastavni dio biokemijskih procesa u ljudskom tijelu. Oni su glavni izvor NH 3, tvari koja se naziva amonijak, a nastaje njihovom oksidativnom deaminacijom (najčešće). Nažalost, amonijak je toksičan za ljudsko tijelo, lako stvara gore spomenuti amonijev kation (NH 4 +), koji se nakuplja u stanicama. Nakon toga se najvažniji biokemijski ciklusi usporavaju, a kao rezultat toga smanjuje se razina proizvedenog ATP-a.
Nije teško pogoditi da su tijelu potrebni mehanizmi za vezanje i neutralizaciju oslobođenog NH 3. Donji dijagram prikazuje izvore i neke od produkata vezanja amonijaka u ljudskom tijelu.
Dakle, ukratko govoreći, amonijak se neutralizira stvaranjem njegovih transportnih oblika u tkivima (na primjer glutamin i alanin), izlučivanjem urinom, pomoću biosinteze uree, što je glavni prirodni način neutralizacije NH3 u ljudskom tijelu.
Primjena NH3 – tvari koja se zove amonijak
U moderno doba tekući amonijak je najkoncentriranije i najjeftinije dušično gnojivo koje se koristi u poljoprivredi za amonijak grubog tla i treseta. Kada se tlu doda tekući amonijak, povećava se broj mikroorganizama, ali nema negativnih posljedica, kao što su, primjerice, od krutih gnojiva. Donja slika prikazuje jednu od mogućih instalacija za ukapljivanje plina amonijaka pomoću tekućeg dušika.
Dok tekući amonijak isparava, apsorbira iz okoliš puno topline uzrokuje hlađenje. Ovo se svojstvo koristi u rashladnim uređajima za dobivanje umjetni led prilikom skladištenja kvarljivih prehrambenih proizvoda. Osim toga, koristi se za zamrzavanje tla tijekom izgradnje podzemnih građevina. Vodene otopine amonijak se koristi u kemijskoj industriji (to je industrijsko nevodeno otapalo), laboratorijskoj praksi (npr. kao otapalo u elektrokemijskoj proizvodnji kemijskih proizvoda), medicini i za uporabu u kućanstvu.
