Hlavní typy chemických vazeb. Chemie

4. Povaha a typy chemických vazeb. kovalentní vazba

4.6. Charakteristika kovalentní vazby

Nejdůležitější vlastnosti kovalentní vazby jsou: délka l, energie E, směrovost, sytost, polarita.

Délka chemické vazby je vzdálenost mezi jádry chemicky vázaných atomů. Čím delší je délka vazby, tím větší jsou poloměry interagujících atomů. Délka vazby navíc závisí na její multiplicitě: v řadě molekul stejného typu má jednoduchá vazba nejdelší vazbu a trojná vazba nejkratší. Hodnoty délek chemických vazeb se pohybují v rozmezí 0,1–0,3 nm (1 nm = 10 −9 m).

Pod energie chemické vazby rozumí se energie, která se uvolňuje při jeho vzniku (nebo je vynaložena na přerušení vazby). Vazebná energie se měří v kilojoulech na mol. Energie vazby je měřítkem její síly: čím větší energie vazby, tím silnější vazba.

Energie vazby závisí na:

na násobnosti (v řadě roste energie jednoduché, dvojné, trojné vazby);
délky (čím delší vazba, tím méně se AO překrývají, tím je slabší);
metoda překrývání AO (jak již bylo uvedeno, σ-vazby jsou silnější než π-vazby);
Polarita: Polární vazby jsou zpravidla silnější.

Příklad 4.3. Určete vzorec molekuly s nejsilnější vazbou uhlík-kyslík:

Řešení. Ukažme si strukturní vzorce těchto molekul:

Nejsilnější vazba uhlík-kyslík je ve složení molekuly CO, protože v tomto případě je trojitá.

Odpověď: 2).

Energie kovalentních vazeb je asi 100–1000 kJ/mol. Nejsilnější trojné vazby jsou v molekulách N 2 (940 kJ/mol) a CO (1076 kJ/mol).

S nárůstem násobnosti vazby se její délka snižuje a energie se zvyšuje

Nasycení chemické vazby znamená, že schopnost daného atomu tvořit kovalentní vazby není neomezená, ale je omezena na přesně definovaný maximální počet. Například atom vodíku může tvořit pouze jednu kovalentní vazbu a atom uhlíku může tvořit maximálně čtyři. kovalentní vazby.

Nasycení kovalentní vazby je způsobeno omezeným počtem valenčních elektronů (přesněji omezenými valenčními schopnostmi, danými vznikem vazeb donor-akceptorovým mechanismem) pro daný atom (v atomu vodíku je jeden takový elektron, a čtyři v atomu uhlíku).

Orientace kovalentních vazeb znamená, že každá molekula má určitou prostorovou strukturu (geometrie, stereochemie). Geometrie molekuly je určena hodnotami vazebných úhlů, tzn. úhly mezi pomyslnými čarami procházejícími jádry atomů. Každá molekula má svou vlastní strukturu, protože interakce AO, která má určitý tvar a vzájemnou orientaci, se neprovádí libovolně, ale ve směru jejich maximálního překrytí. Je snadné vysvětlit úhlový tvar molekuly H 2 Se (s -AO atomu H se překrývají s 4p -AO atomu Se nasměrované pod úhlem 90° vůči sobě navzájem) a pyramidální strukturu fosfinu Molekula PH 3 (s -AO atomu H se překrývá s 3p -AO atomu P umístěnými podél os x, y, z):

V tabulce. 4.1 jsou uvedeny strukturální charakteristiky(prostorová konfigurace, typ vazeb, polarita) některých molekul a iontů, ale i látek.

Tabulka 4.1

Struktura některých molekul, iontů a látek

vzorec (název)	Prostorová konfigurace	Charakteristika vazeb, struktura molekul
H2O (voda)		Molekula má úhlovou strukturu (α = 105°), polární (dipól), 2σ-vazby mechanismem výměny
NH 3 (amoniak)		Molekula má pyramidální strukturu (α = 107°), polární (dipól), 3σ-vazby mechanismem výměny
CO 2 (oxid uhelnatý (IV))		Molekula má lineární strukturu 1 (α = 180°), nepolární, 4 vazby (2σ + 2π) výměnným mechanismem
CH 4 (methan)		Molekula má tetraedrickou strukturu 2 (α = 109°), nepolární, 4σ-vazby mechanismem výměny
H 2 O 2 (peroxid vodíku)		Molekula je polární, 3 σ-vazby mechanismem výměny, z toho 2 polární (vazby Н–О)
P 4 (bílý fosfor)		Tetraedrická struktura (α = 60°), nepolární molekula, 6 σ-vazeb výměnným mechanismem
S 8 (rombická a jednoklonná síra)		Struktura ve formě "koruny", nepolární molekula, 8 σ-vazeb výměnným mechanismem
N2H4 (hydrazin)		Molekula je polární, 5 σ-vazeb, z toho 4 polární (vše výměnným mechanismem)
NH 2 OH (hydroxylamin)		Molekula je polární. 4 σ-vazby (vše výměnným mechanismem)
CS 2 (sulfid uhlíku)		Molekula má lineární strukturu (α = 180°), nepolární, 4 vazby (2σ + 2π), vše výměnným mechanismem
COF 2		Molekula je trojúhelníková (jádra všech atomů jsou ve stejné rovině), polární, 4 vazby (3σ + 1π), vše mechanismem výměny
SO 2 (oxid sírový)		Molekula má hranatou strukturu (α = 120°), polární, 4 vazby (2σ + 2π), vše výměnným mechanismem
SO 3 (oxid síry (VI))		Molekula má tvar trojúhelníku (α = 120°), všechny atomy leží ve stejné rovině 4 , nepolární, 6 vazeb (3σ + 3π), vše mechanismem výměny
HCN (kyanovodík)		Molekula má lineární strukturu (α = 180°), polární, 4 vazby (2σ + 2π), vše výměnným mechanismem
H 3 O + (hydroniový iont)		Ion má pyramidální strukturu (jako NH 3), α \u003d 107 °, 3 σ-vazby: jedna podle donor-akceptoru, dvě - podle mechanismu výměny
NH4+ (amonný iont)		Iont má tetraedrickou strukturu (α = 109°), 4 σ-vazby: jedna podle donor-akceptor, tři - podle mechanismu výměny
C6H6 (benzen)		Vazebný úhel α je 120°. Molekula nepolární
SiC (Carborundum)		Tetraedrické uspořádání atomů v prostoru 5 (úhel vazby 109°)
Grafit		V grafitu je délka vazby C–C 0,142 nm, úhel vazby je 120°
Karabina		Úhel vazby 180°, délka vazby uhlík - uhlík 0,120 nm

Poznámky: 1. Molekuly BeH 2, BeCl 2, BeF 2 mají lineární strukturu. 2. Molekuly SiH 4, CCl 4, CF 4, CBr 4 mají podobnou strukturu. 3. Molekula COCl 2 má podobnou strukturu. 4. Rovinně-trojúhelníková struktura má molekuly BH 3 , BF 3 , BCl 3 . 5. Stejné prostorové uspořádání atomů křemíku a diamantu (délka vazby C–C v diamantu je 0,154 nm).

Příklad 4.4. Nakreslete elektronový vzorec molekuly CO 2 .

Řešení. Grafický vzorec molekuly O=C=O (viz tabulka 4.1). Vzhledem k tomu, že každá vazba (bez ohledu na typ σ nebo π) je tvořena párem elektronů a atom kyslíku má dva osamocené páry elektronů (ze šesti valenčních elektronů se pouze dva podílejí na tvorbě vazeb s atom uhlíku a zbývají čtyři, to jsou jen dva páry), elektronový vzorec CO 2 má tvar

Víte, že atomy se mohou vzájemně kombinovat a vytvářet jednoduché i složité látky. Zároveň se tvoří různé typy chemické vazby: iontové, kovalentní (nepolární a polární), kovové a vodíkové. Jedna z nejdůležitějších vlastností atomů prvků, které určují, jaký druh vazby se mezi nimi vytvoří - iontová nebo kovalentní, - je elektronegativita, tzn. schopnost atomů ve sloučenině přitahovat k sobě elektrony.

Podmíněné kvantitativní hodnocení elektronegativity je dáno škálou relativní elektronegativity.

V obdobích existuje obecná tendence k růstu elektronegativity prvků a ve skupinách k jejich poklesu. Prvky elektronegativity jsou uspořádány za sebou, na základě čehož je možné porovnávat elektronegativitu prvků v různých obdobích.

Typ chemické vazby závisí na tom, jak velký je rozdíl v hodnotách elektronegativity spojovacích atomů prvků. Čím více se atomy prvků tvořících vazbu liší v elektronegativitě, tím polárnější je chemická vazba. Je nemožné nakreslit ostrou hranici mezi typy chemických vazeb. Ve většině sloučenin je typ chemické vazby přechodný; například vysoce polární kovalentní chemická vazba je blízká vazbě iontové. Podle toho, který z omezujících případů je svou povahou bližší chemické vazbě, se označuje buď jako iontová nebo kovalentní polární vazba.

Iontová vazba.

Iontová vazba vzniká interakcí atomů, které se od sebe výrazně liší elektronegativitou. Například typické kovy lithium (Li), sodík (Na), draslík (K), vápník (Ca), stroncium (Sr), baryum (Ba) tvoří iontovou vazbu s typickými nekovy, hlavně halogeny.

Kromě halogenidů alkalických kovů iontová vazba také se tvoří ve sloučeninách, jako jsou alkálie a soli. Například v hydroxidu sodném (NaOH) a síranu sodném (Na 2 SO 4) existují iontové vazby pouze mezi atomy sodíku a kyslíku (zbytek vazeb je kovalentní polární).

Kovalentní nepolární vazba.

Když atomy interagují se stejnou elektronegativitou, molekuly se tvoří s kovalentní nepolární vazbou. Taková vazba existuje v molekulách následujících jednoduchých látek: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2 . Chemické vazby v těchto plynech vznikají prostřednictvím společných elektronových párů, tzn. když se odpovídající elektronová mračna překrývají, v důsledku elektron-jaderné interakce, ke které dochází, když se atomy přiblíží k sobě.

Při sestavování elektronických vzorců látek je třeba mít na paměti, že každý společný elektronový pár je podmíněným obrazem zvýšené elektronové hustoty vyplývající z překrytí odpovídajících elektronových mračen.

kovalentní polární vazba.

Při interakci atomů, jejichž hodnoty elektronegativity se liší, ale ne ostře, dochází k posunu společného elektronového páru k elektronegativnějšímu atomu. Jedná se o nejběžnější typ chemické vazby nacházející se v anorganických i organických sloučeninách.

Kovalentní vazby plně zahrnují ty vazby, které jsou tvořeny mechanismem donor-akceptor, například v hydroniových a amonných iontech.

Kovové spojení.

Vazba, která vzniká jako výsledek interakce relativně volných elektronů s kovovými ionty, se nazývá kovová vazba. Tento typ vazby je typický pro jednoduché látky - kovy.

Podstata procesu tvorby kovové vazby je následující: atomy kovu se snadno vzdávají valenčních elektronů a mění se v kladně nabité ionty. Mezi kladnými kovovými ionty se pohybují relativně volné elektrony, oddělené od atomu. Vzniká mezi nimi kovová vazba, tj. elektrony jakoby stmelují kladné ionty krystalové mřížky kovů.

Vodíková vazba.

Vazba, která vzniká mezi atomy vodíku jedné molekuly a atomem silně elektronegativního prvku(O, N, F) další molekula se nazývá vodíková vazba.

Může vyvstat otázka: proč přesně vodík tvoří tak specifickou chemickou vazbu?

To je vysvětleno tím atomový poloměr velmi málo vodíku. Navíc, když je jeden elektron vytěsněn nebo zcela darován, vodík získává relativně vysoký kladný náboj, díky kterému vodík jedné molekuly interaguje s atomy elektronegativních prvků, které mají částečný záporný náboj, který je součástí jiných molekul (HF, H20, NH3).

Podívejme se na několik příkladů. Obvykle reprezentujeme složení vody chemickým vzorcem H 2 O. To však není zcela přesné. Správnější by bylo označovat složení vody vzorcem (H 2 O) n, kde n \u003d 2.3.4 atd. Je to způsobeno tím, že jednotlivé molekuly vody jsou propojeny vodíkovými vazbami.

Vodíkové vazby se obvykle označují tečkami. Je mnohem slabší než iontová nebo kovalentní vazba, ale silnější než obvyklá mezimolekulární interakce.

Přítomnost vodíkových vazeb vysvětluje nárůst objemu vody s klesající teplotou. Je to dáno tím, že s klesající teplotou molekuly sílí, a proto klesá hustota jejich „zabalení“.

Při studiu organická chemie Vyvstala také následující otázka: proč jsou teploty varu alkoholů mnohem vyšší než teploty varu odpovídajících uhlovodíků? Vysvětluje se to tím, že vodíkové vazby se tvoří i mezi molekulami alkoholu.

Ke zvýšení bodu varu alkoholů dochází také v důsledku zvětšení jejich molekul.

Vodíková vazba je charakteristická i pro mnoho dalších organických sloučenin (fenoly, karboxylové kyseliny atd.). Z kurzů organické chemie a obecné biologie víte, že přítomnost vodíkové vazby vysvětluje sekundární strukturu proteinů, strukturu dvoušroubovice DNA, tedy fenomén komplementarity.

Podle charakteru rozložení elektronové hustoty v molekule se chemické vazby dělí na kovalentní, iontové, kovové.

1. kovalentní vazba - chemická vazba mezi dvěma atomy, prováděná společným párem elektronů pro tyto atomy.

Existují tři mechanismy pro tvorbu kovalentní vazby: výměna, donor-akceptor a dativní.

V mechanismu výměny je kovalentní vazba tvořena dvěma elektrony s opačně orientovanými spiny a patřícími různým atomům.

Mechanismus donor-akceptor pro tvorbu kovalentní vazby nastává, když jeden z atomů (donor) představuje pár elektronů pro vazbu a druhý (akceptor) představuje prázdný orbital.

Pokud atomy, které tvoří vazbu, plní současně funkce donoru i akceptoru, pak se mluví o dativním mechanismu tvorby kovalentní vazby.

K posouzení schopnosti atomu daného prvku přitahovat k sobě elektrony a vytvářet vazbu, použijte hodnotu relativní elektronegativity ( EO). Když se vytvoří kovalentní vazba mezi atomy různých prvků, elektronový mrak se posune na atom s velkou hodnotou EO. Čím větší je rozdíl v elektronegativitě, tím větší je polarita vazby. Přemístění společného elektronového mraku způsobí, že hustota záporného náboje je vyšší u více elektronegativního atomu a nižší u méně elektronegativního atomu. První atom tedy získá přebytečný záporný náboj a druhý atom přebytečný kladný náboj stejné absolutní hodnoty. Takové poplatky se nazývají efektivní . Nazývá se systém dvou stejně velkých, ale opačných nábojů umístěných v určité vzdálenosti od sebe elektrický dipól . Dipólový moment vazby  (Clm) se určí z poměru

 = ql,

kde q je absolutní hodnota náboje, C; l je délka dipólu, m (vektor směřující ze středu kladného náboje do středu záporného náboje).

Debye slouží jako mimosystémová jednotka pro měření hodnoty dipólového momentu (1D = 3,3310 -30 Cm).

Dipólový moment víceatomové molekuly se považuje za vektorový součet vazebných dipólových momentů, tzn. záleží nejen na polaritách vazeb, ale i na jejich vzájemném uspořádání.

Tříatomová molekula AB2 může mít lineární (a) nebo hranatou (b) strukturu:

Čtyřatomová molekula AB 3 může být postavena ve formě pravidelného trojúhelníku (c), trigonální pyramidy (d) nebo ve tvaru T

pro mě).

Molekuly AB 4 mohou mít čtyřstěnnou a čtvercovou strukturu.

V lineárních molekulách AB 2, trojúhelníkových AB 3, čtyřstěnných a čtvercových molekulách AB 4 se dipólové momenty vazeb A–B vzájemně kompenzují, takže celkové dipólové momenty jsou nulové, tj. takové molekuly jsou i přes polaritu nepolární. jednotlivé dluhopisy.

U úhlových, pyramidálních molekul a molekul tvaru T nedochází ke kompenzaci dipólových momentů jednotlivých vazeb, dipólové momenty takových molekul nejsou rovny nule.

K předpovědi geometrické struktury molekul se používá myšlenka hybridizace atomových orbitalů (AO) centrálního atomu (CA).

Hybridizace je zprůměrování AO energií centrálního atomu před chemickou interakcí, která vede ke vzniku hybridních orbitalů směřujících k vytvořené vazbě. Díky tomu se zvyšuje překryv elektronových oblaků CA a interagujících atomů, což vede k posílení chemické vazby.

Počet hybridních AO se rovná počtu počátečních AO zapojených do hybridizace. Pokud se tedy jeden s- a jeden p-orbitaly účastní hybridizace (sp-hybridizace), pak se vytvoří dva ekvivalentní sp-orbitaly; z jednoho s- a dvou p-orbitalů (sp 2 -hybridizace) vznikají tři sp 2 -orbitaly

Každý typ AO hybridizace odpovídá určitému geometrickému tvaru molekuly:

2. Iontová vazba - výsledek elektrostatické interakce opačně nabitých iontů s oddělenými elektronovými obaly. Tuto vazbu lze považovat za limitující případ polarity chemické kovalentní vazby, která odpovídá výraznému posunu páru vazebných elektronů k nejvíce elektronegativnímu atomu. Čím větší je tento posun, tím blíže je vazba čistě iontové.

3. Vodíková vazba nastává, když atom vodíku vázaný na atomy silně elektronegativního prvku je schopen vytvořit další chemickou vazbu. Přítomnost vodíkových vazeb vede k výrazné polymeraci vody, fluorovodíku a mnoha organických sloučenin.

V látkách s molekulární strukturou mezimolekulární interakce. Síly mezimolekulární interakce, nazývané také síly Van der Waals , jsou slabší než síly vedoucí k vytvoření kovalentní vazby, ale objevují se na dlouhé vzdálenosti. Hlavní roli při jejich vzniku hraje interakce molekulárních dipólů.

Příklad 1 Které ze spojení H – N, H – S, H – Te, H – Li nejpolární? Ke kterému z atomů je elektronový mrak v každém z uvedených příkladů posunut?

Řešení. Pro určení povahy vazby je nutné najít rozdíl v elektronegativitě ( EO) v těchto párech atomů:

a)  EO H - N = 3,0 – 2,1 = 0,9;

b)  EO H - S = 2,5 – 2,1 = 0,4;

c)  EO H - Te = 2,1 – 2,1 = 0;

d)  EO H - Li = 2,1 – 1,0 = 1,1.

Čím více  EOčím polárnější je vazba. Nejpolární vazba H – Li. Elektronový mrak je posunut směrem k atomu s vyšší elektronegativitou, tj. v prvním případě k dusíku, ve druhém k síře a ve čtvrtém k vodíku. Ve třetím příkladu připojení H – Te není polární, elektronový mrak je ve stejné vzdálenosti od vodíku a teluru.

Příklad 2 Jakou mocnost mohou vykazovat atomy fluoru a chloru ve svých sloučeninách?

Řešení. Oba prvky F a Cl, se nacházejí ve skupině VII A, jsou elektronickými analogy a mají strukturu vnější energetické hladiny n s2 n p 5. Ale pro atom fluoru je druhá energetická hladina vnější, která má pouze 2 podúrovně: s- a p-, zatímco vnější elektrony atomu chloru zaujímají třetí energetickou hladinu, která obsahuje podúroveň d:

9 F 17 Cl

2s 2 2p 5 3s 2 3p 5 3d

Valence obou prvků, určená počtem nepárových elektronů, v neexcitovaných atomech je 1. Ale při excitaci se elektrony atomů chloru mohou přenést na volné 3 d-orbitaly a podle toho se valence tohoto prvku může rovnat až 3, 5, 7:

Příklad 3 Vysvětlete mechanismus vzniku molekuly SiF 4 a iont SiF 6 2 - Může existovat iont? CF 6 2 - ?

Řešení. Elektronová konfigurace atomu křemíku je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 . Elektronovou strukturu jeho vnější energetické hladiny lze znázornit následujícím grafickým diagramem:

Při excitaci atom křemíku přejde do stavu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 a elektronový stav jeho vnější energetické hladiny odpovídá schématu

Čtyři nepárové elektrony excitovaného atomu se mohou podílet na tvorbě čtyř kovalentních vazeb výměnným mechanismem s atomy fluoru, každý s jedním párovým elektronem, za vzniku molekuly SiF 4 .

K vytvoření iontu SiF 6 2- k molekule SiF 4 dva ionty se musí spojit F - (1s 2 2s 2 2p 6), jehož všechny ionty jsou párové. Vazba v tomto případě probíhá podle mechanismu donor-akceptor díky páru elektronů fluoridových iontů a dvěma prázdným 3d orbitalům atomu křemíku.

A on CF 6 2- nemůže vzniknout, protože uhlík jako prvek druhé periody nemá volné d-orbitaly, které by mohly být akceptory elektronových párů.

Příklad 4 Dipólový moment molekuly amoniaku je 1,48 D. Vypočítejte délku dipólu. Můžeme předpokládat, že molekula má tvar pravidelného trojúhelníku?

Řešení.

 = 1,48 D = 1,483,3310 -30 Cm = 4,9310 -30 Cm;

q= 1,6010-19 Cl.

délka dipólu,
m = 0,0308 nm.

Molekula NH 3 nemůže mít tvar pravidelného trojúhelníku, protože v tomto případě by byl jeho dipólový moment roven nule. Tato molekula je postavena ve formě trigonální pyramidy, na jejímž vrcholu je atom dusíku a na vrcholech základny jsou atomy vodíku.

Jaká je povaha vazeb v molekulách NCl 3 , CS 2 , ICl 5 , NF 3 , Z 2 , ClF, CO 2 ? U každého z nich uveďte směr posunu společného elektronového páru.

Vysvětlete, proč může být maximální valence fosforu rovna pěti, zatímco dusík takový valenční stav nemá.

H – Ó – X, (kde X -Cl, Br, já) a určete: a) která z vazeb v každé molekule se vyznačuje vyšším stupněm iontovosti; b) jaká je povaha disociace molekul ve vodném roztoku.

Na základě rozdílu v elektronegativitě atomů prvků uveďte, jak se mění stupeň iontovosti vazby ve sloučeninách HF, HCl, HBr, AHOJ.

Určete, ve kterém z oxidů prvků třetí periody periodické soustavy prvků D.I. Mendělejevovo spojení E - O přibližuje iontové.

Porovnejte způsoby vzniku kovalentních vazeb v molekulách CH 4 , NH 3 a v iontu NH 4 + . Mohou existovat ionty? CH 5 + a NH 5 2+ ?

Který atom nebo iont je donorem elektronového páru při tvorbě iontu BH 4 - ?

Ionizační energie atomů fluoru a chloru jsou 17,4 a 13,0 eV. Který z těchto prvků s největší pravděpodobností tvoří iontové sloučeniny?

Vypočítejte rozdíl v relativní elektronegativitě atomů pro vazby H – Ó a Ó – Tak jako. Která vazba je polárnější? Jaký druh hydroxidu je Tak jako(Ach) 3 ?

Jakou mocnost může vykazovat síra ve svých sloučeninách? Jaká je struktura vnější elektronové hladiny síry v normálním a excitovaném stavu?

Určete polaritu molekuly HBr, je-li délka dipólu molekuly 0,1810 -10m.

Dipólová délka molekuly fluorovodíku je 410 -11 m. Vypočítejte její dipólový moment v debye a v coulomb metrech.

Dipólové momenty molekul H 2 Ó a H 2 S jsou rovny 1,84 a 0,94 D. Vypočítejte délky dipólů. Ve které molekule je vazba polárnější? Uveďte směry dipólových momentů vazeb v těchto molekulách.

Dipólový moment molekuly CS 2 rovná se nule. Jaký typ hybridizace uhlíku AO popisuje vznik této molekuly?

Podle níže uvedených údajů pro sloučeniny s sp-, sp 2 - a sp 3-hybridizací elektronových mraků stanovte, v takovém případě bude spojení nejsilnější.

Dipólové momenty molekul bf 3 a NF 3 jsou rovny 0 a

0,2 D. Jaké typy hybridizací boru a dusíku AO popisují vznik této molekuly?

Jaký typ hybridizace elektronových mraků v molekulách BeH 2 , SiH 4 , CS 2 , BBr 3 ? Jaká je prostorová konfigurace těchto molekul?

Jaké hybridní mraky atomu uhlíku se podílejí na tvorbě chemické vazby v molekulách CCl 4 , CO 2 , COCl 2 ?

Co je důvodem rozdílné prostorové struktury molekul BCl 3 a NH 3 ?

Specifikujte typ křemíkové AO hybridizace v molekulách SiH 4 a SiF 4 . Jsou tyto molekuly polární?

Jaký tvar mohou mít molekuly jako AB 2? Podívejte se na příklady molekul BeCl 2 , ZnBr 2 , CO 2 , H 2 Ó.

Jaký typ hybridizace probíhá při tvorbě molekul NH 3 a H 2 Ó? Co vysvětluje změnu úhlu H -N- H a N - O - N ve srovnání s hodnotou vazebného úhlu odpovídající tomuto typu hybridizace?

v molekulách TAK 2 a TAK 3 atom síry je ve stavu sp2 hybridizace. Jsou tyto molekuly polární? Jaká je jejich prostorová struktura?

Při interakci SiF 4 S HF vzniká silná kyselina H 2 SiF 6 , disociující na ionty H + a SiF 6 2 - Může reakce probíhat tímto způsobem? CF 4 a HF?

Úkol číslo 1

Z navrženého seznamu vyberte dvě sloučeniny, ve kterých je iontová chemická vazba.

1. Ca(Cl02) 2
2. HC103
3.NH4CI
4. HC104
5.Cl207

Odpověď: 13

V naprosté většině případů může být přítomnost iontového typu vazby ve sloučenině určena tím, že její strukturní jednotky současně obsahují atomy typického kovu i nekovové atomy.

Na tomto základě zjistíme, že ve sloučenině číslo 1 je iontová vazba - Ca(ClO 2) 2, protože v jeho vzorci lze vidět atomy typického kovu vápníku a atomy nekovů - kyslíku a chloru.

V tomto seznamu však již nejsou žádné sloučeniny obsahující kovové i nekovové atomy.

Mezi sloučeninami uvedenými v zadání je chlorid amonný, ve kterém je iontová vazba realizována mezi amonným kationtem NH 4 + a chloridovým iontem Cl − .

Úkol číslo 2

Z navrženého seznamu vyberte dvě sloučeniny, ve kterých je typ chemické vazby stejný jako v molekule fluoru.

1) kyslík

2) oxid dusnatý (II)

3) bromovodík

4) jodid sodný

Do pole odpovědi zapište čísla vybraných spojení.

Odpověď: 15

Molekula fluoru (F 2) se skládá ze dvou atomů jednoho nekovového chemického prvku, proto je chemická vazba v této molekule kovalentní nepolární.

Kovalentní nepolární vazba může být realizována pouze mezi atomy stejného chemického prvku nekovu.

Z navrhovaných možností mají kovalentní nepolární typ vazby pouze kyslík a diamant. Molekula kyslíku je dvouatomová, skládá se z atomů jednoho chemického prvku nekovu. Diamant má atomovou strukturu a ve své struktuře je každý atom uhlíku, který je nekov, vázán na 4 další atomy uhlíku.

Oxid dusnatý (II) je látka skládající se z molekul tvořených atomy dvou různých nekovů. Protože elektronegativita různých atomů je vždy různá, je sdílený elektronový pár v molekule posunut směrem k elektronegativnějšímu prvku, v tomto případě kyslíku. Vazba v molekule NO je tedy kovalentně polární.

Bromovodík se také skládá z dvouatomových molekul tvořených atomy vodíku a bromu. Sdílený elektronový pár tvořící vazbu H-Br je posunut k elektronegativnějšímu atomu bromu. Chemická vazba v molekule HBr je také kovalentně polární.

Jodid sodný je iontová látka tvořená kovovým kationtem a jodidovým aniontem. Vazba v molekule NaI vzniká přenosem elektronu z 3 s-orbitaly atomu sodíku (atom sodíku se mění v kation) na nedoplněný 5 p-orbital atomu jodu (atom jodu se mění na anion). Taková chemická vazba se nazývá iontová.

Úkol číslo 3

Z navrženého seznamu vyberte dvě látky, mezi jejichž molekulami se tvoří vodíkové vazby.

1. C2H6
2.C2H5OH
3.H2O
4. CH 3 OCH 3
5. CH 3 COCH 3

Do pole odpovědi zapište čísla vybraných spojení.

Odpověď: 23

Vysvětlení:

V látkách probíhají vodíkové vazby molekulární struktura, ve kterých jsou kovalentní H-O vazby, H-N, H-F. Tito. kovalentní vazby atomu vodíku s atomy tří chemických prvků s nejvyšší elektronegativitou.

Je tedy zřejmé, že mezi molekulami existují vodíkové vazby:

2) alkoholy

3) fenoly

4) karboxylové kyseliny

5) amoniak

6) primární a sekundární aminy

7) kyselina fluorovodíková

Úkol číslo 4

Z navrženého seznamu vyberte dvě sloučeniny s iontovou chemickou vazbou.

1. PCl 3
2.CO2
3.NaCl
4. H2S
5. MgO

Do pole odpovědi zapište čísla vybraných spojení.

Odpověď: 35

Vysvětlení:

V naprosté většině případů lze usoudit, že ve sloučenině existuje iontový typ vazby, tím, že složení strukturních jednotek látky současně zahrnuje atomy typického kovu i nekovové atomy.

Na tomto základě zjistíme, že ve sloučenině číslo 3 (NaCl) a 5 (MgO) existuje iontová vazba.

Poznámka*

Kromě výše uvedeného znaku lze o přítomnosti iontové vazby ve sloučenině hovořit, pokud její strukturní jednotka obsahuje amonný kationt (NH 4 +) nebo jeho organické analogy - kationty alkylamonia RNH 3 +, dialkylamonia R 2 NH 2 + trialkylamonium R3NH+ nebo tetraalkylamonium R4N+, kde R je nějaký uhlovodíkový zbytek. Například iontový typ vazby probíhá ve sloučenině (CH 3) 4 NCl mezi kationtem (CH 3) 4 + a chloridovým iontem Cl -.

Úkol číslo 5

Z navrženého seznamu vyberte dvě látky se stejným typem struktury.

4) kuchyňská sůl

Do pole odpovědi zapište čísla vybraných spojení.

Odpověď: 23

Úkol číslo 8

Z navrženého seznamu vyberte dvě látky s nemolekulární strukturou.

2) kyslík

3) bílý fosfor

5) křemík

Do pole odpovědi zapište čísla vybraných spojení.

Odpověď: 45