Kemiallisten sidosten päätyypit. Kemia

4. Luonto ja tyypit kemiallinen sidos. kovalenttisidos

4.6. Kovalenttisen sidoksen ominaisuudet

Kovalenttisen sidoksen tärkeimmät ominaisuudet ovat: pituus l, energia E, suuntaavuus, kylläisyys, napaisuus.

Kemiallisen sidoksen pituus on kemiallisesti sitoutuneiden atomien ytimien välinen etäisyys. Mitä pidempi sidoksen pituus, sitä suuremmat ovat vuorovaikutuksessa olevien atomien säteet. Lisäksi sidoksen pituus riippuu sen moninkertaisuudesta: sarjassa samantyyppisiä molekyylejä yksittäisellä sidoksella on pisin sidos ja kolmoissidoksella lyhin. Kemiallisten sidosten pituuksien arvot vaihtelevat välillä 0,1-0,3 nm (1 nm = 10 -9 m).

Alla kemiallinen sidosenergia energia, joka vapautuu sen muodostumisen aikana (tai kuluu sidoksen katkaisemiseen). Sitoutumisenergia mitataan kilojouleina moolia kohden. Sidosenergia on sen vahvuuden mitta: mitä suurempi sidosenergia, sitä vahvempi sidos.

Sidosenergia riippuu:

moninkertaisuudesta (sarjassa yksi-, kaksois-, kolmoissidosenergia kasvaa);
pituudet (mitä pidempi sidos, sitä vähemmän AO:t menevät päällekkäin, sitä heikompi se on);
menetelmä AO:n limittämiseksi (kuten jo todettiin, σ-sidokset ovat vahvempia kuin π-sidokset);
Napaisuus: Polaarisemmat sidokset ovat yleensä vahvempia.

Esimerkki 4.3. Määritä molekyylin kaava, jolla on vahvin hiili-happisidos:

Ratkaisu. Kuvataan näiden molekyylien rakennekaavat:

Vahvin hiili-happisidos on CO-molekyylin koostumuksessa, koska tässä tapauksessa se on kolminkertainen.

Vastaus: 2).

Kovalenttisten sidosten energia on noin 100–1000 kJ/mol. Vahvimmat kolmoissidokset ovat N2- (940 kJ/mol) ja CO (1076 kJ/mol) molekyyleissä.

Kun sidoksen monikertaisuus kasvaa, sen pituus pienenee ja energia kasvaa

Kemiallisen sidoksen kyllästyminen tarkoittaa, että tietyn atomin kyky muodostaa kovalenttisia sidoksia ei ole rajoittamaton, vaan se on rajoitettu hyvin määriteltyyn enimmäismäärään. Esimerkiksi vetyatomi voi muodostaa vain yhden kovalenttisen sidoksen ja hiiliatomi enintään neljä. kovalenttiset sidokset.

Kovalenttisen sidoksen kyllästyminen johtuu rajallisesta määrästä valenssielektroneja (tarkemmin sanottuna rajallisista valenssiominaisuuksista, kun otetaan huomioon sidosten muodostuminen luovuttaja-akseptorimekanismilla) tietylle atomille (vetyatomissa on yksi tällainen elektroni, ja neljä hiiliatomissa).

Kovalenttisten sidosten orientaatio tarkoittaa, että jokaisella molekyylillä on tietty spatiaalinen rakenne (geometria, stereokemia). Molekyylin geometria määräytyy sidoskulmien arvojen, ts. atomiytimien läpi kulkevien kuvitteellisten viivojen väliset kulmat. Jokaisella molekyylillä on oma rakenne, koska AO:n vuorovaikutus, jolla on tietty muoto ja keskinäinen orientaatio, ei tapahdu mielivaltaisesti, vaan niiden maksimaalisen päällekkäisyyden suunnassa. On helppo selittää H 2 Se -molekyylin kulmamuoto (H-atomin s -AO on päällekkäin Se-atomin 4p -AO:n kanssa, joka on suunnattu 90° kulmassa toisiinsa nähden) ja fosfiinin pyramidirakenne PH 3 -molekyyli (H-atomin s -AO limittyy P-atomin 3p -AO:n kanssa, joka sijaitsee x-, y-, z-akseleilla):

Taulukossa. 4.1 annetaan rakenteelliset ominaisuudet(tilakonfiguraatio, sidostyypit, polariteetti) joidenkin molekyylien ja ionien sekä aineiden.

Taulukko 4.1

Joidenkin molekyylien, ionien ja aineiden rakenne

Kaava (nimi)	Spatiaalinen kokoonpano	Sidosten ominaisuudet, molekyylien rakenne
H 2 O (vesi)		Molekyylillä on kulmarakenne (α = 105°), polaarinen (dipoli), 2σ-sidokset vaihtomekanismin kautta
NH3 (ammoniakki)		Molekyylillä on pyramidimainen rakenne (α = 107°), polaarinen (dipoli), 3σ-sidokset vaihtomekanismin kautta
CO 2 (hiilimonoksidi (IV))		Molekyylillä on lineaarinen rakenne 1 (α = 180°), ei-polaarinen, 4 sidosta (2σ + 2π) vaihtomekanismin perusteella
CH 4 (metaani)		Molekyylillä on tetraedrirakenne 2 (α = 109°), ei-polaarinen, 4σ-sidokset vaihtomekanismin kautta
H 2 O 2 (vetyperoksidi)		Molekyyli on polaarinen, vaihtomekanismilla 3 σ-sidosta, joista 2 on polaarisia (Н–О sidoksia)
P4 (valkoinen fosfori)		Tetraedrinen rakenne (α = 60°), ei-polaarinen molekyyli, 6 σ-sidosta vaihtomekanismilla
S8 (rombinen ja monokliininen rikki)		Rakenne "kruunun" muodossa, ei-polaarinen molekyyli, 8 σ-sidosta vaihtomekanismilla
N 2 H 4 (hydratsiini)		Molekyyli on polaarinen, 5 σ-sidosta, joista 4 on polaarisia (kaikki vaihtomekanismilla)
NH2OH (hydroksyyliamiini)		Molekyyli on polaarinen. 4 σ-sidosta (kaikki vaihtomekanismilla)
CS 2 (hiilidisulfidi)		Molekyylillä on lineaarinen rakenne (α = 180°), ei-polaarinen, 4 sidosta (2σ + 2π), kaikki vaihtomekanismin kautta
COF 2		Molekyyli on kolmiomainen (kaikkien atomien ytimet ovat samassa tasossa), polaarinen, 4 sidosta (3σ + 1π), kaikki vaihtomekanismilla
SO 2 (rikki(IV)oksidi)		Molekyylillä on kulmarakenne (α = 120°), polaarinen, 4 sidosta (2σ + 2π), kaikki vaihtomekanismin kautta
SO 3 (rikkioksidi (VI))		Molekyyli on kolmion muotoinen (α = 120°), kaikki atomit ovat samassa tasossa 4 , ei-polaarinen, 6 sidosta (3σ + 3π), kaikki vaihtomekanismin kautta
HCN (vetysyanidi)		Molekyylillä on lineaarinen rakenne (α = 180°), polaarinen, 4 sidosta (2σ + 2π), kaikki vaihtomekanismin ansiosta
H 3 O + (hydronium-ioni)		Ionilla on pyramidimainen rakenne (kuten NH 3), α \u003d 107 °, 3 σ-sidosta: yksi luovuttaja-akseptorin mukaan, kaksi - vaihtomekanismin mukaan
NH4 + (ammoniumioni)		Ionilla on tetraedrirakenne (α = 109°), 4 σ-sidosta: yksi luovuttaja-akseptorin mukaan, kolme - vaihtomekanismin mukaan
C 6 H 6 (bentseeni)		Sidoskulma α on 120°. Molekyyli ei-polaarinen
SiC (Carborundum)		Atomien tetraedrijärjestely avaruudessa 5 (sidoskulma 109°)
Grafiitti		Grafiitissa C–C-sidoksen pituus on 0,142 nm, sidoskulma on 120°
Karbiini		Sidoskulma 180°, hiili - hiilisidoksen pituus 0,120 nm

Huomautuksia: 1. BeH 2 , BeCl 2, BeF 2 -molekyyleillä on lineaarinen rakenne. 2. Molekyyleillä SiH4, CCl4, CF4, CBr4 on samanlainen rakenne. 3. COCl2-molekyylillä on samanlainen rakenne. 4. Taso-kolmiorakenteessa on molekyylejä BH 3 , BF 3 , BCl 3 . 5. Pii- ja timanttiatomien sama tilajärjestely (C–C-sidoksen pituus timantissa on 0,154 nm).

Esimerkki 4.4. Piirrä CO 2 -molekyylin elektroninen kaava.

Ratkaisu. O=C=O-molekyylin graafinen kaava (katso taulukko 4.1). Ottaen huomioon, että jokainen sidos (riippumatta σ- tai π-tyypistä) muodostuu elektroniparista ja happiatomissa on kaksi yksinäistä elektroniparia (kuudesta valenssielektronista vain kaksi osallistuu sidosten muodostumiseen hiilen kanssa atomi, ja neljä jää, tämä on vain kaksi paria), CO 2:n elektronisella kaavalla on muoto

Tiedät, että atomit voivat yhdistyä keskenään muodostaen sekä yksinkertaisia että monimutkaisia aineita. Samaan aikaan, erilaisia tyyppejä kemialliset sidokset: ioninen, kovalenttinen (ei-polaarinen ja polaarinen), metallinen ja vety. Yksi alkuaineiden atomien oleellisimmista ominaisuuksista, joka määrää, millainen sidos niiden välille muodostuu - ioninen tai kovalenttinen, - on elektronegatiivisuus, ts. yhdisteen atomien kyky vetää puoleensa elektroneja.

Elektronegatiivisuuden ehdollinen kvantitatiivinen arvio saadaan suhteellisen elektronegatiivisuuden asteikolla.

Ajanjaksoina elementtien elektronegatiivisuudella on yleinen taipumus kasvaa ja ryhmissä - niiden väheneminen. Elektronegatiivisuuselementit on järjestetty riviin, jonka perusteella voidaan verrata elementtien elektronegatiivisuutta eri ajanjaksoilla.

Kemiallisen sidoksen tyyppi riippuu siitä, kuinka suuri ero alkuaineiden yhdistävien atomien elektronegatiivisuusarvoissa on. Mitä enemmän sidoksen muodostavien alkuaineiden atomit eroavat elektronegatiivisuudessa, sitä polaarisempi kemiallinen sidos on. On mahdotonta vetää terävää rajaa kemiallisten sidostyyppien välille. Useimmissa yhdisteissä kemiallisen sidoksen tyyppi on välimuoto; esimerkiksi erittäin polaarinen kovalenttinen kemiallinen sidos on lähellä ionisidosta. Riippuen siitä, kumpi rajoittavista tapauksista on luonteeltaan lähempänä kemiallista sidosta, sitä kutsutaan joko ioniseksi tai kovalenttiseksi polaariseksi sidokseksi.

Ionisidos.

Ionisidos muodostuu elektronegatiivisuudessa jyrkästi toisistaan eroavien atomien vuorovaikutuksessa. Esimerkiksi tyypilliset metallit litium (Li), natrium (Na), kalium (K), kalsium (Ca), strontium (Sr), barium (Ba) muodostavat ionisidoksen tyypillisten epämetallien, pääasiassa halogeenien kanssa.

Alkalimetallihalogenidien lisäksi ionisidoksia muodostuu myös yhdisteissä, kuten alkaleissa ja suoloissa. Esimerkiksi natriumhydroksidissa (NaOH) ja natriumsulfaatissa (Na 2 SO 4) on ionisidoksia vain natrium- ja happiatomien välillä (loput sidokset ovat kovalenttisia polaarisia).

Kovalenttinen ei-polaarinen sidos.

Kun atomit ovat vuorovaikutuksessa saman elektronegatiivisuuden kanssa, molekyyleihin muodostuu kovalenttinen ei-polaarinen sidos. Tällainen sidos on olemassa seuraavien yksinkertaisten aineiden molekyyleissä: H2, F2, Cl2, O2, N2. Kemialliset sidokset näissä kaasuissa muodostuvat yhteisten elektroniparien, ts. kun vastaavat elektronipilvet menevät päällekkäin, johtuen elektroni-ydinvuorovaikutuksesta, joka tapahtuu atomien lähestyessä toisiaan.

Aineiden elektronisia kaavoja laadittaessa on muistettava, että jokainen yhteinen elektronipari on ehdollinen kuva elektronitiheyden lisääntymisestä, joka johtuu vastaavien elektronipilvien päällekkäisyydestä.

kovalenttinen polaarinen sidos.

Atomien, joiden elektronegatiivisuuden arvot eroavat, mutta ei jyrkästi, vuorovaikutuksen aikana tapahtuu yhteisen elektroniparin siirtyminen elektronegatiivisempaan atomiin. Tämä on yleisin kemiallinen sidostyyppi, joka löytyy sekä epäorgaanisista että orgaanisista yhdisteistä.

Kovalenttiset sidokset sisältävät täysin ne sidokset, jotka muodostuvat luovuttaja-akseptorimekanismista, esimerkiksi hydronium- ja ammoniumioneissa.

Metalliliitäntä.

Sidosta, joka muodostuu suhteellisen vapaiden elektronien vuorovaikutuksesta metalli-ionien kanssa, kutsutaan metallisidokseksi. Tämäntyyppinen sidos on tyypillistä yksinkertaisille aineille - metalleille.

Metallisidoksen muodostumisprosessin ydin on seuraava: metalliatomit luopuvat helposti valenssielektroneista ja muuttuvat positiivisesti varautuneiksi ioneiksi. Suhteellisen vapaat elektronit, jotka ovat irronneet atomista, liikkuvat positiivisten metalli-ionien välillä. Niiden välille syntyy metallisidos, eli elektronit ikään kuin sementoivat metallien kidehilan positiivisia ioneja.

Vetysidos.

Sidos, joka muodostuu yhden molekyylin vetyatomien ja voimakkaasti elektronegatiivisen alkuaineen atomin välille(O, N, F) toista molekyyliä kutsutaan vetysidokseksi.

Voi herää kysymys: miksi vety juuri muodostaa niin erityisen kemiallisen sidoksen?

Tämän selittää atomisäde hyvin vähän vetyä. Lisäksi, kun yksi elektroni syrjäytetään tai luovutetaan kokonaan, vety saa suhteellisen korkean positiivisen varauksen, minkä vuoksi yhden molekyylin vety on vuorovaikutuksessa elektronegatiivisten alkuaineiden atomien kanssa, joilla on osittainen negatiivinen varaus, joka on osa muita molekyylejä (HF, H20, NH3).

Katsotaanpa joitain esimerkkejä. Yleensä edustamme veden koostumusta kemiallisella kaavalla H 2 O. Tämä ei kuitenkaan ole täysin tarkkaa. Olisi oikeampaa merkitä veden koostumus kaavalla (H 2 O) n, jossa n \u003d 2.3.4 jne. Tämä johtuu siitä, että yksittäiset vesimolekyylit ovat yhteydessä toisiinsa vetysidoksilla.

Vetysidokset on yleensä merkitty pisteillä. Se on paljon heikompi kuin ioninen tai kovalenttinen sidos, mutta vahvempi kuin tavallinen molekyylien välinen vuorovaikutus.

Vetysidosten läsnäolo selittää veden tilavuuden kasvun lämpötilan laskeessa. Tämä johtuu siitä, että kun lämpötila laskee, molekyylit vahvistuvat ja siksi niiden "pakkauksen" tiheys pienenee.

Opiskellessaan orgaaninen kemia Heräsi myös seuraava kysymys: miksi alkoholien kiehumispisteet ovat paljon korkeammat kuin vastaavien hiilivetyjen? Tämä selittyy sillä, että myös alkoholimolekyylien välille muodostuu vetysidoksia.

Alkoholien kiehumispiste kohoaa myös niiden molekyylien laajentumisen vuoksi.

Vetysidos on ominaista myös monille muille orgaanisille yhdisteille (fenolit, karboksyylihapot jne.). Orgaanisen kemian ja yleisen biologian kursseista tiedät, että vetysidoksen läsnäolo selittää proteiinien sekundaarirakenteen, DNA:n kaksoiskierteen rakenteen, eli komplementaarisuuden ilmiön.

Molekyylin elektronitiheyden jakautumisen luonteen mukaan kemialliset sidokset jaetaan kovalenttisiin, ionisiin ja metallisiin.

1. kovalenttisidos - kemiallinen sidos kahden atomin välillä, jonka toteuttaa näiden atomien yhteinen elektronipari.

Kovalenttisen sidoksen muodostumiseen on kolme mekanismia: vaihto, luovuttaja-akseptori ja datiivi.

Vaihtomekanismissa kovalenttisen sidoksen muodostaa kaksi elektronia, joilla on vastakkaiset spinit ja jotka kuuluvat eri atomeihin.

Luovuttaja-akseptorimekanismi kovalenttisen sidoksen muodostamiseksi tapahtuu, kun yksi atomeista (luovuttaja) edustaa sidoksen elektroniparia ja toinen (akseptori) edustaa vapaata kiertorataa.

Jos sidoksen muodostavat atomit suorittavat samanaikaisesti sekä luovuttajan että vastaanottajan tehtäviä, puhutaan kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismista.

Arvioidaksesi tietyn alkuaineen atomin kykyä houkutella elektroneja itseensä muodostaen sidoksen, käytä suhteellisen elektronegatiivisuuden arvoa ( EO). Kun eri alkuaineiden atomien välille muodostuu kovalenttinen sidos, elektronipilvi siirtyy atomiin, jolla on suuri arvo EO. Mitä suurempi elektronegatiivisuuden ero on, sitä suurempi on sidoksen polariteetti. Yhteisen elektronipilven siirtyminen aiheuttaa negatiivisen varaustiheyden olevan korkeampi lähellä elektronegatiivisempaa atomia ja pienempi lähellä vähemmän elektronegatiivista atomia. Siten ensimmäinen atomi saa ylimääräisen negatiivisen varauksen ja toinen atomi ylimääräisen positiivisen varauksen, jolla on sama absoluuttinen arvo. Tällaisia maksuja kutsutaan tehokas . Kutsutaan järjestelmää, jossa on kaksi suuruudeltaan samansuuruista, mutta etumerkillisesti vastakkaista varausta, jotka sijaitsevat tietyllä etäisyydellä toisistaan sähköinen dipoli . sidoksen dipolimomentti  (Clm) määritetään suhteesta

 = ql,

Missä q on varauksen itseisarvo C; l on dipolin pituus m (positiivisen varauksen keskustasta negatiivisen varauksen keskustaan suunnattu vektori).

Debye toimii järjestelmän ulkopuolisena yksikkönä dipolimomentin (1D = 3,3310 -30 Cm) arvon mittaamiseksi.

Moniatomisen molekyylin dipolimomenttia pidetään sidosdipolimomenttien vektorisummana, ts. se ei riipu vain sidosten polariteeteista, vaan myös niiden keskinäisestä järjestelystä.

Triatomisella AB 2 -molekyylillä voi olla lineaarinen (a) tai kulmikas (b) rakenne:

Neliatominen AB 3 -molekyyli voidaan rakentaa säännöllisen kolmion (c), trigonaalisen pyramidin (d) tai T:n muotoiseksi.

muoto (d).

AB 4 -molekyyleillä voi olla tetraedrinen ja neliömäinen rakenne.

Lineaarisissa AB 2-, kolmio-AB 3-, tetraedrisissä ja neliömäisissä AB 4 -molekyyleissä A–B-sidosten dipolimomentit kompensoivat toisiaan siten, että kokonaisdipolimomentit ovat nolla, eli tällaiset molekyylit ovat polaarisia polaarisuudesta huolimatta. yksittäisiä joukkovelkakirjoja.

Kulma-, pyramidi- ja T-muotoisissa molekyyleissä yksittäisten sidosten dipolimomenttien kompensaatiota ei tapahdu; tällaisten molekyylien dipolimomentit eivät ole yhtä suuret kuin nolla.

Molekyylien geometrisen rakenteen ennustamiseen käytetään ajatusta keskusatomin (CA) atomiorbitaalien (AO) hybridisaatiosta.

Hybridisaatio on keskusatomin AO-energioiden keskiarvo ennen kemiallista vuorovaikutusta, joka johtaa muodostunutta sidosta kohti suunnattujen hybridiorbitaalien muodostumiseen. Tästä johtuen CA-elektronipilvien ja vuorovaikutuksessa olevien atomien päällekkäisyys lisääntyy, mikä johtaa kemiallisen sidoksen vahvistumiseen.

Hybridi-AO:iden lukumäärä on yhtä suuri kuin hybridisaatioon osallistuneiden alkuperäisten AO:iden lukumäärä. Eli jos hybridisaatioon (sp-hybridisaatioon) osallistuu yksi s- ja yksi p-orbitaali, muodostuu kaksi ekvivalenttia sp-orbitaalia; yhdestä s- ja kahdesta p-orbitaalista (sp 2 -hybridisaatio) muodostuu kolme sp 2 -orbitaalia

Jokainen AO-hybridisaatiotyyppi vastaa tiettyä molekyylin geometrista muotoa:

2. Ionisidos - vastakkaisesti varautuneiden ionien sähköstaattisen vuorovaikutuksen tulos erillisten elektronikuorten kanssa. Tätä sidosta voidaan pitää kemiallisen kovalenttisen sidoksen polariteetin rajoittavana tapauksena, joka vastaa sidoselektroniparin merkittävää siirtymää elektronegatiivisimpaan atomiin. Mitä suurempi tämä muutos, sitä lähempänä sidos on puhtaasti ionista.

3. Vetysidos tapahtuu, kun vetyatomi, joka on sitoutunut voimakkaasti elektronegatiivisen alkuaineen atomeihin, pystyy muodostamaan toisen kemiallisen sidoksen. Vetysidosten läsnäolo johtaa veden, fluorivedyn ja monien orgaanisten yhdisteiden havaittavaan polymeroitumiseen.

Aineissa, joilla on molekyylirakenne, molekyylien välinen vuorovaikutus. Molekyylien välisen vuorovaikutuksen voimat, joita kutsutaan myös voimiksi Van der Waals , ovat heikompia kuin kovalenttisen sidoksen muodostumiseen johtavat voimat, mutta ne näkyvät pitkät matkat. Päärooli niiden muodostumisessa on molekyylidipolien vuorovaikutuksella.

Esimerkki 1 Mikä yhteyksistä H – N, H – S, H – Te, H – Li polaarisin? Mihin atomeista elektronipilvi on siirretty kussakin annetussa esimerkissä?

Ratkaisu. Sidoksen luonteen määrittämiseksi on tarpeen löytää elektronegatiivisuuden ero ( EO) näissä atomipareissa:

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.

Mitä enemmän  EO mitä polaarisempi sidos on. Polaarisin sidos H – Li. Elektronipilvi siirtyy kohti korkeamman elektronegatiivisuuden omaavaa atomia, eli ensimmäisessä esimerkissä typpeä, toisessa rikkiä ja neljännessä vetyä kohti. Kolmannessa esimerkissä yhteys H – Te ei ole polaarinen, elektronipilvi on yhtä kaukana vedystä ja telluurista.

Esimerkki 2 Mitä valenssia fluori- ja klooriatomit voivat osoittaa yhdisteissään?

Ratkaisu. Molemmat elementit F Ja Cl, sijaitsevat VII A -ryhmässä, ovat elektronisia analogeja ja niillä on ulkoisen energiatason rakenne n s2 n s. 5. Mutta fluoriatomille toinen energiataso on ulkoinen, jolla on vain 2 alatasoa: s- ja p-, kun taas klooriatomin ulkoiset elektronit ovat kolmannella energiatasolla, joka sisältää d-alitason:

9 F 17 Cl

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

Molempien alkuaineiden valenssi, joka määräytyy parittomien elektronien lukumäärällä virittymättömissä atomeissa, on 1. Mutta virityksessä klooriatomien elektronit voivat siirtyä vapaille 3 d-orbitaaleille, ja vastaavasti tämän alkuaineen valenssi voi olla yhtä suuri 3, 5, 7:

Esimerkki 3 Selitä molekyylin muodostumismekanismi SiF 4 ja ioni SiF 6 2 - . Voiko ionia olla olemassa? CF 6 2 - ?

Ratkaisu. Piiatomin elektroninen konfiguraatio on 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 . Sen ulkoisen energiatason elektroninen rakenne voidaan esittää seuraavalla graafisella kaaviolla:

Kiihdytettynä piiatomi menee tilaan 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 ja sen ulkoisen energiatason elektroninen tila vastaa kaaviota.

Virittyneen atomin neljä paritonta elektronia voivat osallistua neljän kovalenttisen sidoksen muodostumiseen vaihtomekanismilla fluoriatomien kanssa, joissa kussakin on yksi elektronipari, jolloin muodostuu molekyyli. SiF 4 .

Ionin muodostamiseksi SiF 6 2- molekyyliin SiF 4 kahden ionin täytyy liittyä yhteen F - (1s 2 2s 2 2p 6), joiden kaikki ionit ovat pariutuneet. Sidos tapahtuu tässä tapauksessa luovuttaja-akseptorimekanismin mukaisesti fluoridi-ionien elektroniparin ja piiatomin kahden vapaan 3d-orbitaalin vuoksi.

Ja hän CF 6 2- ei voida muodostaa, koska hiilellä toisen jakson elementtinä ei ole vapaita d-orbitaaleja, jotka voisivat olla elektroniparin vastaanottajia.

Esimerkki 4 Ammoniakkimolekyylin dipolimomentti on 1,48 D. Laske dipolin pituus. Voidaanko olettaa, että molekyyli on säännöllisen kolmion muotoinen?

Ratkaisu.

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

q= 1,6010 -19 Cl.

dipolin pituus,
m = 0,0308 nm.

Molekyyli NH 3 ei voi olla säännöllisen kolmion muotoinen, koska tässä tapauksessa sen dipolimomentti olisi nolla. Tämä molekyyli on rakennettu trigonaalisen pyramidin muotoon, jonka huipulla on typpiatomi ja pohjan huipulla vetyatomit.

Mikä on sidosten luonne molekyyleissä NCl 3 , CS 2 , ICl 5 , NF 3 , OF 2 , ClF, CO 2 ? Ilmoita jokaiselle niistä yhteisen elektroniparin siirtymäsuunta.

Selitä, miksi fosforin maksimivalenssi voi olla viisi, kun taas typellä ei ole tällaista valenssitilaa.

H – O – X, (Missä X -Cl, Br, minä) ja määritä: a) mille kunkin molekyylin sidoksista on ominaista suurempi ionisuusaste; b) mikä on molekyylien dissosioitumisen luonne vesiliuoksessa.

Osoita alkuaineiden atomien elektronegatiivisuuden eron perusteella, kuinka sidoksen ionisuusaste yhdisteissä muuttuu HF, HCl, HBr, HEI.

Määritä, missä elementtien jaksollisen järjestelmän kolmannen jakson alkuaineiden oksideista D.I. Mendelejevin yhteys E-O lähellä ionista.

Vertaa tapoja, joilla kovalenttisia sidoksia muodostuu molekyyleissä CH 4 , NH 3 ja ionissa NH 4 + . Voiko ioneja olla olemassa? CH 5 + Ja NH 5 2+ ?

Mikä atomi tai ioni on elektroniparin luovuttaja ionin muodostuksessa BH 4 - ?

Fluori- ja klooriatomien ionisaatioenergiat ovat 17,4 ja 13,0 eV. Mikä näistä alkuaineista muodostaa todennäköisimmin ioniyhdisteitä?

Laske atomien suhteellisen elektronegatiivisuuden ero sidoksille H – O Ja O – Kuten. Kumpi sidos on polaarisempi? Millainen hydroksidi on Kuten(vai niin) 3 ?

Mitä valenssia rikki voi osoittaa yhdisteissään? Mikä on rikin ulkoisen elektronisen tason rakenne normaali- ja viritystilassa?

Määritä molekyylin polariteetti HBr, jos molekyylin dipolin pituus on 0,1810 -10 m.

Fluorivetymolekyylin dipolipituus on 410 -11 m. Laske sen dipolimomentti debyeinä ja kulonmetreinä.

Molekyylien dipolimomentit H 2 O Ja H 2 S ovat 1,84 ja 0,94 D. Laske dipolien pituudet. Missä molekyylissä sidos on polaarisempi? Osoita näiden molekyylien sidosten dipolimomenttien suunnat.

Molekyylin dipolimomentti CS 2 on yhtä kuin nolla. Millainen hiili-AO-hybridisaatio kuvaa tämän molekyylin muodostumista?

Selvitä alla olevien tietojen mukaan yhdisteille, joilla on elektronipilvien sp-, sp 2 - ja sp 3 -hybridisaatio, missä tapauksessa yhteys on vahvin.

Molekyylien dipolimomentit bf 3 Ja NF 3 ovat yhtä suuria kuin 0 ja

0.2 D. Millaiset boorin ja typen AO hybridisaatiot kuvaavat tämän molekyylin muodostumista?

Minkä tyyppinen elektronipilvien hybridisaatio molekyyleissä BeH 2 , SiH 4 , CS 2 , BBr 3 ? Mikä on näiden molekyylien spatiaalinen konfiguraatio?

Mitkä hiiliatomin hybridipilvet osallistuvat kemiallisen sidoksen muodostumiseen molekyyleissä CCl 4 , CO 2 , COCl 2 ?

Mistä johtuu molekyylien erilainen tilarakenne BCl 3 Ja NH 3 ?

Määritä piin AO-hybridisaation tyyppi molekyyleissä SiH 4 Ja SiF 4 . Ovatko nämä molekyylit polaarisia?

Minkä muotoisia molekyylejä, kuten AB 2, voivat olla? Katso esimerkkejä molekyyleistä BeCl 2 , ZnBr 2 , CO 2 , H 2 O.

Millainen hybridisaatio tapahtuu molekyylien muodostumisen aikana NH 3 Ja H 2 O? Mikä selittää kulman muutoksen H -N- H Ja EI verrattuna tämäntyyppistä hybridisaatiota vastaavan sidoskulman arvoon?

molekyyleissä NIIN 2 Ja NIIN 3 rikkiatomi on sp2-hybridisaatiotilassa. Ovatko nämä molekyylit polaarisia? Mikä on niiden tilarakenne?

Vuorovaikutuksessa SiF 4 Kanssa HF muodostuu vahva happo H 2 SiF 6 , hajoaa ioneiksi H + Ja SiF 6 2 - . Voiko reaktio edetä tällä tavalla? CF 4 Ja HF?

Tehtävä numero 1

Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi yhdistettä, joissa on ioninen kemiallinen sidos.

1. Ca(ClO 2) 2
2. HClO 3
3.NH4Cl
4. HClO 4
5.Cl2O7

Vastaus: 13

Suurimmassa osassa tapauksista ionisen tyyppisen sidoksen esiintyminen yhdisteessä voidaan määrittää sillä, että sen rakenneyksiköt sisältävät samanaikaisesti tyypillisen metallin atomeja ja ei-metalliatomeja.

Tämän perusteella toteamme, että yhdisteessä numero 1 - Ca(ClO 2) 2 on ionisidos, koska sen kaavassa voidaan nähdä tyypillisen kalsiummetallin atomeja ja ei-metallien atomeja - happi ja kloori.

Tässä luettelossa ei kuitenkaan ole enää yhdisteitä, jotka sisältävät sekä metalli- että ei-metalliatomeja.

Tehtävässä ilmoitettujen yhdisteiden joukossa on ammoniumkloridi, jossa ionisidos toteutuu ammoniumkationin NH 4 + ja kloridi-ionin Cl − välillä.

Tehtävä numero 2

Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi yhdistettä, joissa kemiallisen sidoksen tyyppi on sama kuin fluorimolekyylissä.

1) happi

2) typpioksidi (II)

3) bromivety

4) natriumjodidi

Kirjoita vastauskenttään valittujen yhteyksien numerot.

Vastaus: 15

Fluorimolekyyli (F 2) koostuu yhden ei-metallisen kemiallisen alkuaineen kahdesta atomista, joten kemiallinen sidos tässä molekyylissä on kovalenttinen ei-polaarinen.

Kovalenttinen ei-polaarinen sidos voidaan toteuttaa vain ei-metallin saman kemiallisen alkuaineen atomien välillä.

Ehdotetuista vaihtoehdoista vain hapella ja timantilla on kovalenttinen ei-polaarinen sidos. Happimolekyyli on kaksiatominen, koostuu ei-metallin yhden kemiallisen alkuaineen atomeista. Timantilla on atomirakenne ja sen rakenteessa jokainen hiiliatomi, joka on ei-metalli, on sitoutunut 4 muuhun hiiliatomiin.

Typpioksidi (II) on aine, joka koostuu molekyyleistä, jotka muodostuvat kahden eri epämetallin atomeista. Koska eri atomien elektronegatiivisuus on aina erilainen, molekyylin yhteinen elektronipari siirtyy kohti elektronegatiivisempaa alkuainetta, tässä tapauksessa happea. Siten NO-molekyylin sidos on kovalenttinen polaarinen.

Bromivety koostuu myös kaksiatomisista molekyyleistä, jotka koostuvat vety- ja bromiatomeista. H-Br-sidoksen muodostava jaettu elektronipari siirtyy elektronegatiivisempaan bromiatomiin. HBr-molekyylin kemiallinen sidos on myös kovalenttinen polaarinen.

Natriumjodidi on ioninen aine, joka muodostuu metallikationista ja jodidianionista. Sidos NaI-molekyylissä muodostuu elektronin siirtymisen seurauksena 3:sta s-natriumatomin orbitaalit (natriumatomi muuttuu kationiksi) alitäytetyksi 5 s-jodiatomin orbitaali (jodiatomi muuttuu anioniksi). Tällaista kemiallista sidosta kutsutaan ioniseksi.

Tehtävä numero 3

Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi ainetta, joiden molekyylien välillä muodostuu vetysidoksia.

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

Kirjoita vastauskenttään valittujen yhteyksien numerot.

Vastaus: 23

Selitys:

Vetysidoksia syntyy molekyylirakenteen omaavissa aineissa, joissa on koletaalia H-O-obligaatiot, H-N, H-F. Nuo. vetyatomin kovalenttiset sidokset kolmen suurimman elektronegatiivisuuden omaavien kemiallisten alkuaineiden atomien kanssa.

Siten ilmeisesti molekyylien välillä on vetysidoksia:

2) alkoholit

3) fenolit

4) karboksyylihapot

5) ammoniakki

6) primaariset ja sekundääriset amiinit

7) fluorivetyhappo

Tehtävä numero 4

Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi yhdistettä, joissa on ioninen kemiallinen sidos.

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

Kirjoita vastauskenttään valittujen yhteyksien numerot.

Vastaus: 35

Selitys:

Suurimmassa osassa tapauksista voidaan päätellä, että yhdisteessä on ionityyppinen sidos, sillä se, että aineen rakenneyksiköiden koostumus sisältää samanaikaisesti tyypillisen metallin atomeja ja ei-metalliatomeja.

Tämän perusteella toteamme, että yhdisteissä numero 3 (NaCl) ja 5 (MgO) on ionisidos.

Huomautus*

Yllä olevan piirteen lisäksi ionisidoksen olemassaolo yhdisteessä voidaan sanoa, jos sen rakenneyksikkö sisältää ammoniumkationin (NH 4 +) tai sen orgaaniset analogit - alkyyliammoniumin kationeja RNH 3 +, dialkyyliammonium R 2 NH 2 + , trialkyyliammonium R3NH+ tai tetraalkyyliammonium R4N+, jossa R on jokin hiilivetyradikaali. Esimerkiksi ionityyppinen sidos tapahtuu yhdisteessä (CH3)4NCl kationin (CH3)4+ ja kloridi-ionin Cl- välillä.

Tehtävä numero 5

Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi ainetta, joilla on samantyyppinen rakenne.

4) ruokasuola

Kirjoita vastauskenttään valittujen yhteyksien numerot.

Vastaus: 23

Tehtävä numero 8

Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi ainetta ei-molekyylirakenne.

2) happi

3) valkoinen fosfori

5) pii

Kirjoita vastauskenttään valittujen yhteyksien numerot.

Vastaus: 45