Los principales tipos de enlaces químicos. Química

4. Naturaleza y tipos de enlaces químicos. enlace covalente

4.6. Características de un enlace covalente

Las características más importantes de un enlace covalente son: longitud l, energía E, directividad, saturación, polaridad.

Longitud del enlace químico es la distancia entre los núcleos de los átomos unidos químicamente. Cuanto mayor sea la longitud del enlace, mayores serán los radios de los átomos que interactúan. Además, la longitud del enlace depende de su multiplicidad: en una serie de moléculas del mismo tipo, el enlace simple tiene el enlace más largo y el enlace triple tiene el más corto. Los valores de las longitudes de los enlaces químicos varían entre 0,1 y 0,3 nm (1 nm = 10 −9 m).

Por debajo energía de enlace químico se entiende la energía que se libera durante su formación (o gasta para romper el enlace). La energía de enlace se mide en kilojulios por mol. La energía de enlace es una medida de su fuerza: cuanto mayor es la energía de enlace, más fuerte es el enlace.

La energía de enlace depende de:

en la multiplicidad (en la serie aumenta la energía del enlace simple, doble y triple);
longitudes (cuanto más largo es el enlace, menos se superponen los AO, más débil es);
el método de superposición de AO (como ya se señaló, los enlaces σ son más fuertes que los enlaces π);
Polaridad: Como regla general, los enlaces más polares son más fuertes.

Ejemplo 4.3. Especifique la fórmula de la molécula con el enlace carbono-oxígeno más fuerte:

Solución. Representemos las fórmulas estructurales de estas moléculas:

El enlace carbono-oxígeno más fuerte está en la composición de la molécula de CO, ya que en este caso es triple.

Respuesta: 2).

La energía de los enlaces covalentes es de aproximadamente 100 a 1000 kJ/mol. Los enlaces triples más fuertes están en las moléculas de N 2 (940 kJ/mol) y CO (1076 kJ/mol).

Con un aumento en la multiplicidad del enlace, su longitud disminuye y la energía aumenta.

Saturación de un enlace químico. significa que la capacidad de un átomo dado para formar enlaces covalentes no es ilimitada, sino que está limitada a un número máximo bien definido. Por ejemplo, un átomo de hidrógeno puede formar solo un enlace covalente y un átomo de carbono puede formar un máximo de cuatro. enlaces covalentes.

La saturación de un enlace covalente se debe a un número limitado de electrones de valencia (más precisamente, capacidades de valencia limitadas, dada la formación de enlaces por el mecanismo donador-aceptor) para un átomo dado (hay un electrón de este tipo en un átomo de hidrógeno, y cuatro en un átomo de carbono).

Orientación de enlaces covalentes significa que cada molécula tiene una determinada estructura espacial (geometría, estereoquímica). La geometría de una molécula está determinada por los valores de los ángulos de enlace, es decir. ángulos entre líneas imaginarias que pasan por los núcleos de los átomos. Cada molécula tiene su propia estructura, ya que la interacción de AO, que tiene cierta forma y orientación mutua, no se lleva a cabo arbitrariamente, sino en la dirección de su superposición máxima. Es fácil explicar la forma angular de la molécula de H 2 Se (el s-AO del átomo de H se superpone con el 4p-AO del átomo de Se dirigidos en un ángulo de 90° entre sí) y la estructura piramidal de la molécula de fosfina PH 3 (el s-AO del átomo de H se superpone con el 3p-AO del átomo de P ubicado a lo largo de los ejes x, y, z):

En mesa. 4.1 se dan Características estructurales(configuración espacial, tipo de enlaces, polaridad) de algunas moléculas e iones, así como de sustancias.

Tabla 4.1

La estructura de algunas moléculas, iones y sustancias.

Fórmula (nombre)	Configuración espacial	Características de los enlaces, estructura de las moléculas.
H2O (agua)		La molécula tiene una estructura angular (α = 105°), polar (dipolo), enlaces 2σ por el mecanismo de intercambio
NH 3 (amoníaco)		La molécula tiene una estructura piramidal (α = 107°), polar (dipolo), enlaces 3σ por el mecanismo de intercambio
CO 2 (monóxido de carbono (IV))		La molécula tiene una estructura lineal 1 (α = 180°), no polar, 4 enlaces (2σ + 2π) por el mecanismo de intercambio
CH 4 (metano)		La molécula tiene una estructura tetraédrica 2 (α = 109°), no polar, enlaces 4σ por el mecanismo de intercambio
H 2 O 2 (peróxido de hidrógeno)		La molécula es polar, 3 enlaces σ por el mecanismo de intercambio, 2 de ellos son polares (enlaces Н–О)
P 4 (fósforo blanco)		Estructura tetraédrica (α = 60°), molécula no polar, 6 enlaces σ por mecanismo de intercambio
S 8 (azufre rómbico y monoclínico)		Estructura en forma de "corona", molécula no polar, 8 enlaces σ por el mecanismo de intercambio
N 2 H 4 (hidrazina)		La molécula es polar, 5 enlaces σ, 4 de ellos son polares (todos por el mecanismo de intercambio)
NH 2 OH (hidroxilamina)		La molécula es polar. 4 bonos σ (todos por mecanismo de intercambio)
CS 2 (disulfuro de carbono)		La molécula tiene una estructura lineal (α = 180°), no polar, 4 enlaces (2σ + 2π), todo por el mecanismo de intercambio
COF 2		La molécula es triangular (los núcleos de todos los átomos están en el mismo plano), polar, 4 enlaces (3σ + 1π), todo por el mecanismo de intercambio
SO 2 (óxido de azufre (IV))		La molécula tiene una estructura angular (α = 120°), polar, 4 enlaces (2σ + 2π), todo por el mecanismo de intercambio
SO 3 (óxido de azufre (VI))		La molécula tiene forma de triángulo (α = 120°), todos los átomos se encuentran en el mismo plano 4 , no polares, 6 enlaces (3σ + 3π), todo por el mecanismo de intercambio
HCN (cianuro de hidrógeno)		La molécula tiene una estructura lineal (α = 180°), polar, 4 enlaces (2σ + 2π), todo por el mecanismo de intercambio
H 3 O + (ion hidronio)		El ion tiene una estructura piramidal (como NH 3), α \u003d 107 °, 3 enlaces σ: uno según el donante-aceptor, dos según el mecanismo de intercambio
NH 4 + (ion amonio)		El ion tiene una estructura tetraédrica (α = 109°), 4 enlaces σ: uno según el donante-receptor, tres - según el mecanismo de intercambio
C 6 H 6 (benceno)		El ángulo de enlace α es de 120°. Molécula no polar
SiC (Carborundo)		Disposición tetraédrica de átomos en el espacio 5 (ángulo de enlace 109°)
Grafito		En el grafito, la longitud del enlace C-C es de 0,142 nm, el ángulo de enlace es de 120°
Carabina		Ángulo de enlace 180°, longitud del enlace carbono - carbono 0,120 nm

Notas: 1. Las moléculas BeH 2 , BeCl 2 , BeF 2 tienen una estructura lineal. 2. Las moléculas SiH 4 , CCl 4 , CF 4 , CBr 4 tienen una estructura similar. 3. La molécula de COCl 2 tiene una estructura similar. 4. La estructura plano-triangular tiene moléculas BH 3 , BF 3 , BCl 3 . 5. La misma disposición espacial de los átomos de silicio y diamante (la longitud del enlace C-C en el diamante es de 0,154 nm).

Ejemplo 4.4. Dibujar la fórmula electrónica de la molécula de CO 2 .

Solución. La fórmula gráfica de la molécula O=C=O (ver Tabla 4.1). Dado que cada enlace (independientemente del tipo σ o π) está formado por un par de electrones, y el átomo de oxígeno tiene dos pares de electrones solitarios (de los seis electrones de valencia, solo dos participan en la formación de enlaces con el carbono átomo, y quedan cuatro, esto es solo que hay dos pares), la fórmula electrónica del CO 2 tiene la forma

Sabes que los átomos pueden combinarse entre sí para formar sustancias simples y complejas. Al mismo tiempo, forman varios tipos enlaces químicos: iónico, covalente (no polar y polar), metálico e hidrógeno. Una de las propiedades más esenciales de los átomos de los elementos, que determina qué tipo de enlace se forma entre ellos, iónico o covalente, - es la electronegatividad, es decir la capacidad de los átomos en un compuesto para atraer electrones hacia sí mismo.

La escala de electronegatividad relativa proporciona una evaluación cuantitativa condicional de la electronegatividad.

En períodos, hay una tendencia general al crecimiento de la electronegatividad de los elementos, y en grupos, su disminución. Los elementos de electronegatividad están dispuestos en una fila, en base a lo cual es posible comparar la electronegatividad de los elementos en diferentes períodos.

El tipo de enlace químico depende de cuán grande sea la diferencia en los valores de electronegatividad de los átomos de conexión de los elementos. Cuanto más difieren en electronegatividad los átomos de los elementos que forman el enlace, más polar es el enlace químico. Es imposible trazar un límite definido entre los tipos de enlaces químicos. En la mayoría de los compuestos, el tipo de enlace químico es intermedio; por ejemplo, un enlace químico covalente altamente polar está cerca de un enlace iónico. Dependiendo de cuál de los casos límite es más cercano al enlace químico, se lo denomina enlace polar iónico o covalente.

Enlace iónico.

Un enlace iónico se forma por la interacción de átomos que difieren mucho entre sí en electronegatividad. Por ejemplo, los metales típicos litio (Li), sodio (Na), potasio (K), calcio (Ca), estroncio (Sr), bario (Ba) forman un enlace iónico con no metales típicos, principalmente halógenos.

Además de los haluros de metales alcalinos, también se forman enlaces iónicos en compuestos como álcalis y sales. Por ejemplo, en el hidróxido de sodio (NaOH) y el sulfato de sodio (Na 2 SO 4 ), existen enlaces iónicos solo entre los átomos de sodio y oxígeno (el resto de los enlaces son polares covalentes).

Enlace covalente no polar.

Cuando los átomos interactúan con la misma electronegatividad, las moléculas se forman con un enlace covalente no polar. Tal enlace existe en las moléculas de las siguientes sustancias simples: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Los enlaces químicos en estos gases se forman a través de pares de electrones comunes, es decir, cuando las nubes de electrones correspondientes se superponen, debido a la interacción electrón-nuclear, que ocurre cuando los átomos se acercan entre sí.

Al compilar las fórmulas electrónicas de las sustancias, debe recordarse que cada par de electrones común es una imagen condicional de una mayor densidad de electrones resultante de la superposición de las nubes de electrones correspondientes.

enlace polar covalente.

Durante la interacción de los átomos, cuyos valores de electronegatividad difieren, pero no considerablemente, se produce un cambio del par de electrones común a un átomo más electronegativo. Este es el tipo más común de enlace químico que se encuentra tanto en compuestos inorgánicos como orgánicos.

Los enlaces covalentes incluyen completamente aquellos enlaces que se forman por el mecanismo donador-aceptor, por ejemplo, en los iones hidronio y amonio.

Conexión metálica.

El enlace que se forma como resultado de la interacción de electrones relativamente libres con iones metálicos se llama enlace metálico. Este tipo de enlace es típico de sustancias simples: metales.

La esencia del proceso de formación de un enlace metálico es la siguiente: los átomos metálicos ceden fácilmente los electrones de valencia y se convierten en iones cargados positivamente. Los electrones relativamente libres, separados del átomo, se mueven entre los iones metálicos positivos. entre ellos hay enlace metálico, es decir Los electrones, por así decirlo, cementan los iones positivos de la red cristalina de metales.

Enlace de hidrógeno.

Enlace que se forma entre los átomos de hidrógeno de una molécula y un átomo de un elemento fuertemente electronegativo.(O, N, F) otra molécula se llama enlace de hidrógeno.

Puede surgir la pregunta: ¿por qué exactamente el hidrógeno forma un enlace químico tan específico?

Esto se explica por radio atómico muy poco hidrógeno. Además, cuando un solo electrón se desplaza o se dona por completo, el hidrógeno adquiere una carga positiva relativamente alta, por lo que el hidrógeno de una molécula interactúa con átomos de elementos electronegativos que tienen una carga negativa parcial que forma parte de otras moléculas (HF, H2O, NH3) .

Veamos algunos ejemplos. Usualmente representamos la composición del agua con la fórmula química H 2 O. Sin embargo, esto no es del todo exacto. Sería más correcto indicar la composición del agua mediante la fórmula (H 2 O) n, donde n \u003d 2.3.4, etc. Esto se debe al hecho de que las moléculas de agua individuales están interconectadas a través de enlaces de hidrógeno.

Los enlaces de hidrógeno generalmente se indican con puntos. Es mucho más débil que un enlace iónico o covalente, pero más fuerte que la interacción intermolecular habitual.

La presencia de puentes de hidrógeno explica el aumento del volumen de agua al disminuir la temperatura. Esto se debe a que a medida que baja la temperatura, las moléculas se vuelven más fuertes y por lo tanto la densidad de su “empaquetamiento” disminuye.

al estudiar química Orgánica También surgió la siguiente pregunta: ¿por qué los puntos de ebullición de los alcoholes son mucho más altos que los de los hidrocarburos correspondientes? Esto se explica por el hecho de que también se forman enlaces de hidrógeno entre las moléculas de alcohol.

También se produce un aumento en el punto de ebullición de los alcoholes debido al agrandamiento de sus moléculas.

El enlace de hidrógeno también es característico de muchos otros compuestos orgánicos (fenoles, ácidos carboxílicos, etc.). De los cursos de química orgánica y biología general, sabes que la presencia de un enlace de hidrógeno explica la estructura secundaria de las proteínas, la estructura de la doble hélice del ADN, es decir, el fenómeno de la complementariedad.

De acuerdo con la naturaleza de la distribución de la densidad de electrones en una molécula, los enlaces químicos se dividen en covalentes, iónicos y metálicos.

1. enlace covalente - un enlace químico entre dos átomos, realizado por un par de electrones común para estos átomos.

Existen tres mecanismos para la formación de un enlace covalente: intercambio, donante-aceptor y dativo.

En el mecanismo de intercambio, un enlace covalente está formado por dos electrones con espines opuestos y pertenecientes a átomos diferentes.

El mecanismo donador-aceptor para la formación de un enlace covalente ocurre cuando uno de los átomos (donante) representa un par de electrones para el enlace y el otro (aceptor) representa un orbital vacante.

Si los átomos que forman un enlace realizan simultáneamente las funciones de donante y aceptor, entonces se habla de un mecanismo dativo para la formación de un enlace covalente.

Para evaluar la capacidad de un átomo de un elemento dado para atraer electrones hacia sí mismo, formando un enlace, use el valor de la electronegatividad relativa ( EO). Cuando se forma un enlace covalente entre átomos de diferentes elementos, la nube de electrones se desplaza hacia un átomo con un valor grande EO. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad, mayor será la polaridad del enlace. El desplazamiento de la nube de electrones común hace que la densidad de carga negativa sea mayor cerca de un átomo más electronegativo y menor cerca de un átomo menos electronegativo. Así, el primer átomo adquiere un exceso de carga negativa y el segundo átomo adquiere un exceso de carga positiva del mismo valor absoluto. Tales cargos se denominan eficiente . Un sistema de dos cargas de igual magnitud pero de signo opuesto ubicadas a cierta distancia entre sí se llama dipolo eléctrico . Momento dipolar de enlace  (Clm) se determina a partir de la relación

 = qyo,

dónde q es el valor absoluto de la carga, C; yo es la longitud del dipolo, m (vector dirigido desde el centro de la carga positiva al centro de la carga negativa).

Debye sirve como una unidad fuera del sistema para medir el valor del momento dipolar (1D = 3,3310 -30 Cm).

El momento dipolar de una molécula poliatómica se considera como la suma vectorial de los momentos dipolares de enlace, es decir, depende no solo de las polaridades de los enlaces, sino también de su arreglo mutuo.

La molécula triatómica AB 2 puede tener una estructura lineal (a) o angular (b):

La molécula AB 3 de cuatro átomos se puede construir en forma de un triángulo regular (c), una pirámide trigonal (d), o en forma de T.

para mi).

Las moléculas AB 4 pueden tener una estructura tetraédrica y cuadrada.

En las moléculas AB 2 lineal, AB 3 triangular, tetraédrica y AB 4 cuadrada, los momentos dipolares de los enlaces A–B se compensan mutuamente, de modo que los momentos dipolares totales son cero, es decir, tales moléculas son no polares, a pesar de la polaridad de bonos individuales.

En las moléculas angulares, piramidales y en forma de T, no se produce la compensación de los momentos dipolares de los enlaces individuales; los momentos dipolares de dichas moléculas no son iguales a cero.

Para predecir la estructura geométrica de las moléculas se utiliza la idea de hibridación de orbitales atómicos (AO) del átomo central (CA).

Hibridación es el promedio de las energías AO del átomo central antes de la interacción química, lo que conduce a la formación de orbitales híbridos dirigidos hacia el enlace formado. Debido a esto, aumenta la superposición de las nubes de electrones CA y los átomos que interactúan, lo que conduce al fortalecimiento del enlace químico.

El número de AO híbridos es igual al número de AO iniciales involucrados en la hibridación. Entonces, si un orbital s y uno p participan en la hibridación (hibridación sp), entonces se forman dos orbitales sp equivalentes; a partir de un orbital s y dos p (hibridación sp 2 ) se forman tres orbitales sp 2

Cada tipo de hibridación AO corresponde a una determinada forma geométrica de la molécula:

2. Enlace iónico - el resultado de la interacción electrostática de iones de carga opuesta con capas de electrones separadas. Este enlace puede considerarse como el caso límite de la polaridad de un enlace covalente químico, que corresponde a un desplazamiento significativo de un par de electrones de enlace al átomo más electronegativo. Cuanto mayor sea este cambio, más cerca estará el enlace de uno puramente iónico.

3. Enlace de hidrógeno ocurre cuando un átomo de hidrógeno unido a átomos de un elemento fuertemente electronegativo es capaz de formar otro enlace químico. La presencia de enlaces de hidrógeno conduce a una polimerización notable de agua, fluoruro de hidrógeno y muchos compuestos orgánicos.

En sustancias con una estructura molecular, interacción intermolecular. Las fuerzas de interacción intermolecular, también llamadas fuerzas Van der Waals , son más débiles que las fuerzas que conducen a la formación de un enlace covalente, pero aparecen en largas distancias. El papel principal en su formación lo desempeña la interacción de los dipolos moleculares.

Ejemplo 1 ¿Cuál de las conexiones H – norte, H – S, H – Te, H – li más polar? ¿A cuál de los átomos se desplaza la nube de electrones en cada uno de los ejemplos dados?

Solución. Para determinar la naturaleza del enlace, es necesario encontrar la diferencia de electronegatividad ( EO) en estos pares de átomos:

a)  EO H - norte = 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.

Cuanto más  EO cuanto más polar es el enlace. El enlace más polar H – li. La nube de electrones se desplaza hacia el átomo con mayor electronegatividad, es decir, hacia el nitrógeno en el primer ejemplo, el azufre en el segundo y el hidrógeno en el cuarto. En el tercer ejemplo, la conexión H – Te no es polar, la nube de electrones está a la misma distancia del hidrógeno y del telurio.

Ejemplo 2 ¿Qué valencia pueden exhibir los átomos de flúor y cloro en sus compuestos?

Solución. Ambos elementos F y cl, están ubicados en el grupo VII A, son análogos electrónicos y tienen la estructura del nivel de energía externo norte s2 norte pág 5 . Pero para el átomo de flúor, el segundo nivel de energía es externo, que tiene solo 2 subniveles: s- y p-, mientras que los electrones externos del átomo de cloro ocupan el tercer nivel de energía, que contiene el subnivel d-:

9 F 17 cl

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

La valencia de ambos elementos, determinada por el número de electrones no apareados, en átomos no excitados es 1. Pero tras la excitación, los electrones de los átomos de cloro pueden transferirse a orbitales 3d libres y, en consecuencia, la valencia de este elemento puede ser igual a 3, 5, 7:

Ejemplo 3 Explicar el mecanismo de formación de una molécula. SiF 4 y ion SiF 6 2 - . ¿Puede existir un ion? FC 6 2 - ?

Solución. La configuración electrónica del átomo de silicio es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 . La estructura electrónica de su nivel de energía externa se puede representar mediante el siguiente diagrama gráfico:

Cuando se excita, el átomo de silicio pasa al estado 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 , y el estado electrónico de su nivel de energía exterior corresponde al esquema

Cuatro electrones desapareados de un átomo excitado pueden participar en la formación de cuatro enlaces covalentes por el mecanismo de intercambio con átomos de flúor que tienen un electrón apareado cada uno, con la formación de una molécula SiF 4 .

Para formar un ion SiF 6 2- a la molécula SiF 4 dos iones deben unirse F - (1s 2 2s 2 2p 6), todos cuyos iones están emparejados. El enlace en este caso se lleva a cabo según el mecanismo donante-aceptor debido a un par de electrones de iones de fluoruro y dos orbitales 3d vacantes del átomo de silicio.

Y el FC 6 2- no se puede formar, porque el carbono, como elemento del segundo período, no tiene orbitales d libres que puedan ser aceptores de pares de electrones.

Ejemplo 4 El momento dipolar de la molécula de amoníaco es 1,48 D. Calcula la longitud del dipolo. ¿Podemos suponer que la molécula tiene la forma de un triángulo regular?

Solución.

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

q= 1.6010 -19 Cl.

longitud del dipolo,
m = 0,0308 nm.

Molécula NUEVA HAMPSHIRE 3 no puede tener la forma de un triángulo regular, ya que en este caso su momento dipolar sería igual a cero. Esta molécula está construida en forma de pirámide trigonal, en la parte superior de la cual hay un átomo de nitrógeno, y en la parte superior de la base hay átomos de hidrógeno.

¿Cuál es la naturaleza de los enlaces en las moléculas? NCl 3 , CS 2 , ICI 5 , NF 3 , DE 2 , CLF, CO 2 ? Indique para cada uno de ellos la dirección de desplazamiento del par de electrones común.

Explique por qué la valencia máxima del fósforo puede ser igual a cinco, mientras que el nitrógeno no tiene tal estado de valencia.

H – O – X, (dónde X -cl, hermano, yo) y determinar: a) cuál de los enlaces en cada molécula se caracteriza por un mayor grado de ionicidad; b) cuál es la naturaleza de la disociación de las moléculas en una solución acuosa.

Con base en la diferencia en la electronegatividad de los átomos de los elementos, indique cómo cambia el grado de ionicidad del enlace en los compuestos AF, HCl, HBr, HOLA.

Determine en cuál de los óxidos de los elementos del tercer período del sistema periódico de elementos D.I. Conexión de Mendeleiev E-O se aproxima al iónico.

Comparar las formas en que se forman los enlaces covalentes en las moléculas CH 4 , NUEVA HAMPSHIRE 3 y en iones NUEVA HAMPSHIRE 4 + . ¿Pueden existir los iones? CH 5 + y NUEVA HAMPSHIRE 5 2+ ?

¿Qué átomo o ion es un donante de un par de electrones en la formación de un ion? BH 4 - ?

Las energías de ionización de los átomos de flúor y cloro son 17,4 y 13,0 eV, respectivamente. ¿Cuál de estos elementos es más probable que forme compuestos iónicos?

Calcule la diferencia en la electronegatividad relativa de los átomos para los enlaces H – O y O – Como. ¿Qué enlace es más polar? que tipo de hidróxido es Como(Vaya) 3 ?

¿Qué valencia puede mostrar el azufre en sus compuestos? ¿Cuál es la estructura del nivel electrónico externo de azufre en los estados normal y excitado?

Determinar la polaridad de la molécula. HBr, si la longitud del dipolo de la molécula es 0.1810 -10 m.

La longitud del dipolo de una molécula de fluoruro de hidrógeno es 410 -11 m Calcula su momento dipolar en debyes y en coulomb metros.

Momentos dipolares de las moléculas H 2 O y H 2 S son iguales a 1,84 y 0,94 D, respectivamente.Calcule las longitudes de los dipolos. ¿En qué molécula el enlace es más polar? Indique las direcciones de los momentos dipolares de los enlaces en estas moléculas.

Momento dipolar de una molécula CS 2 es igual a cero ¿Qué tipo de hibridación AO de carbono describe la formación de esta molécula?

De acuerdo con los datos a continuación para compuestos con hibridación sp, sp 2 y sp 3 de nubes de electrones, establezca en qué caso la conexión será la más fuerte.

Momentos dipolares de las moléculas novio 3 y NF 3 son iguales a 0 y

0.2 D. ¿Qué tipos de hibridaciones de boro y nitrógeno AO describen la formación de esta molécula?

¿Qué tipo de hibridación de nubes de electrones en moléculas? BeH 2 , SiH 4 , CS 2 , bbr 3 ? ¿Cuál es la configuración espacial de estas moléculas?

¿Qué nubes híbridas de un átomo de carbono están involucradas en la formación de un enlace químico en las moléculas? CCl 4 , CO 2 , COCl 2 ?

¿Cuál es la razón de la diferente estructura espacial de las moléculas? BC 3 y NUEVA HAMPSHIRE 3 ?

Especificar el tipo de hibridación AO de silicio en moléculas SiH 4 y SiF 4 . ¿Estas moléculas son polares?

¿Qué forma pueden tener las moléculas como AB 2? Mira ejemplos de moléculas. BeCl 2 , ZnBr 2 , CO 2 , H 2 O.

¿Qué tipo de hibridación tiene lugar durante la formación de moléculas? NUEVA HAMPSHIRE 3 y H 2 O? ¿Qué explica el cambio en el ángulo? H-norte-H y N-O-N en comparación con el valor del ángulo de enlace correspondiente a este tipo de hibridación?

en moléculas ASI QUE 2 y ASI QUE 3 el átomo de azufre está en estado de hibridación sp 2 . ¿Estas moléculas son polares? ¿Cuál es su estructura espacial?

al interactuar SiF 4 Con AF se forma un ácido fuerte H 2 SiF 6 , disociándose en iones H + y SiF 6 2 - . ¿Puede una reacción proceder de esta manera? FC 4 y AF?

Tarea número 1

De la lista propuesta, seleccione dos compuestos en los que exista un enlace químico iónico.

1. Ca(ClO2)2
2. HClO3
3.NH4Cl
4. HClO4
5.Cl2O7

Respuesta: 13

En la gran mayoría de los casos, la presencia de un enlace de tipo iónico en un compuesto puede determinarse por el hecho de que sus unidades estructurales incluyen simultáneamente átomos de un metal típico y átomos de no metales.

Sobre esta base, establecemos que existe un enlace iónico en el compuesto número 1 - Ca(ClO 2) 2, porque en su fórmula, se pueden ver átomos de un metal de calcio típico y átomos de no metales: oxígeno y cloro.

Sin embargo, no hay más compuestos que contengan átomos metálicos y no metálicos en esta lista.

Entre los compuestos indicados en la cesión se encuentra el cloruro amónico, en el cual el enlace iónico se realiza entre el catión amonio NH 4 + y el ion cloruro Cl − .

Tarea número 2

De la lista propuesta, seleccione dos compuestos en los que el tipo de enlace químico sea el mismo que en la molécula de flúor.

1) oxígeno

2) óxido nítrico (II)

3) bromuro de hidrógeno

4) yoduro de sodio

Anote los números de las conexiones seleccionadas en el campo de respuesta.

Respuesta: 15

La molécula de flúor (F 2) consta de dos átomos de un elemento químico no metálico, por lo tanto, el enlace químico en esta molécula es covalente no polar.

Un enlace covalente no polar solo se puede realizar entre átomos del mismo elemento químico de un no metal.

De las opciones propuestas, solo el oxígeno y el diamante tienen un tipo de enlace covalente no polar. La molécula de oxígeno es diatómica, consta de átomos de un elemento químico de un no metal. El diamante tiene una estructura atómica y en su estructura cada átomo de carbono, que es un no metal, está unido a otros 4 átomos de carbono.

El óxido nítrico (II) es una sustancia formada por moléculas formadas por átomos de dos no metales diferentes. Dado que la electronegatividad de los diferentes átomos siempre es diferente, el par de electrones compartidos en la molécula se desplaza hacia el elemento más electronegativo, en este caso el oxígeno. Por tanto, el enlace en la molécula de NO es polar covalente.

El bromuro de hidrógeno también consta de moléculas diatómicas formadas por átomos de hidrógeno y bromo. El par de electrones compartidos que forman el enlace H-Br se desplaza hacia el átomo de bromo más electronegativo. El enlace químico en la molécula de HBr también es polar covalente.

El yoduro de sodio es una sustancia iónica formada por un catión metálico y un anión yoduro. El enlace en la molécula de NaI se forma debido a la transferencia de un electrón de 3 s-orbitales del átomo de sodio (el átomo de sodio se convierte en un catión) a un 5 poco lleno pags-orbital del átomo de yodo (el átomo de yodo se convierte en un anión). Tal enlace químico se llama iónico.

Tarea número 3

De la lista propuesta, seleccione dos sustancias entre las moléculas de las cuales se forman enlaces de hidrógeno.

1. C 2 H 6
2.C2H5OH
3.H2O
4. CH 3 OCH 3
5. CH 3 COCH 3

Anote los números de las conexiones seleccionadas en el campo de respuesta.

Respuesta: 23

Explicación:

Los puentes de hidrógeno tienen lugar en las sustancias. estructura molecular, en el que hay covalente Bonos HO, H-N, H-F. Aquellos. enlaces covalentes del átomo de hidrógeno con los átomos de los tres elementos químicos de mayor electronegatividad.

Así, obviamente, existen enlaces de hidrógeno entre las moléculas:

2) alcoholes

3) fenoles

4) ácidos carboxílicos

5) amoníaco

6) aminas primarias y secundarias

7) ácido fluorhídrico

Tarea número 4

De la lista propuesta, seleccione dos compuestos con un enlace químico iónico.

1. PCl 3
2.CO2
3.NaCl
4. H 2 S
5. magnesio

Anote los números de las conexiones seleccionadas en el campo de respuesta.

Respuesta: 35

Explicación:

En la gran mayoría de los casos, se puede concluir que hay un enlace de tipo iónico en un compuesto por el hecho de que la composición de las unidades estructurales de una sustancia incluye simultáneamente átomos de un metal típico y átomos no metálicos.

Sobre esta base, establecemos que existe un enlace iónico en el compuesto número 3 (NaCl) y 5 (MgO).

Nota*

Además de la característica anterior, se puede decir la presencia de un enlace iónico en un compuesto si su unidad estructural contiene un catión de amonio (NH 4 +) o sus análogos orgánicos: cationes de alquilamonio RNH 3 + , dialquilamonio R 2 NH 2 + , trialquilamonio R 3 NH + o tetraalquilamonio R 4 N + , donde R es algún radical hidrocarbonado. Por ejemplo, el enlace de tipo iónico tiene lugar en el compuesto (CH 3) 4 NCl entre el catión (CH 3) 4 + y el ion cloruro Cl - .

Tarea número 5

De la lista propuesta, seleccione dos sustancias con el mismo tipo de estructura.

4) sal de mesa

Anote los números de las conexiones seleccionadas en el campo de respuesta.

Respuesta: 23

Tarea número 8

De la lista propuesta, seleccione dos sustancias de estructura no molecular.

2) oxígeno

3) fósforo blanco

5) silicio

Anote los números de las conexiones seleccionadas en el campo de respuesta.

Respuesta: 45