Hovedtyper av kjemiske bindinger. Kjemi

4. Art og typer av kjemiske bindinger. kovalent binding

4.6. Kjennetegn på en kovalent binding

De viktigste egenskapene til en kovalent binding er: lengde l, energi E, retningsevne, metning, polaritet.

Kjemisk bindingslengde er avstanden mellom kjernene til kjemisk bundne atomer. Jo lengre bindingslengden er, desto større er radiene til de interagerende atomene. I tillegg avhenger bindingslengden av dens mangfold: i en serie molekyler av samme type har enkeltbindingen den lengste bindingen, og trippelbindingen den korteste. Verdiene av kjemiske bindingslengder varierer innenfor 0,1–0,3 nm (1 nm = 10 −9 m).

Under kjemisk bindingsenergi energien som frigjøres under dannelsen (eller brukt på å bryte bindingen) er forstått. Bindingsenergien måles i kilojoule per mol. Bindingsenergien er et mål på dens styrke: Jo større bindingsenergien er, desto sterkere bindingen.

Bindingsenergien avhenger av:

på multiplisiteten (i serien øker energien med enkel, dobbelt, trippelbinding);
lengder (jo lengre bindingen er, jo mindre overlapper AO-ene, jo svakere er den);
metoden for å overlappe AO (som allerede nevnt, σ-bindinger er sterkere enn π-bindinger);
Polaritet: Som regel er flere polare bindinger sterkere.

Eksempel 4.3. Spesifiser formelen til molekylet med den sterkeste karbon-oksygenbindingen:

Løsning. La oss skildre strukturformlene til disse molekylene:

Den sterkeste karbon-oksygenbindingen er i sammensetningen av CO-molekylet, siden det i dette tilfellet er trippel.

Svar: 2).

Energien til kovalente bindinger er omtrent 100–1000 kJ/mol. De sterkeste trippelbindingene er i N 2 (940 kJ/mol) og CO (1076 kJ/mol) molekyler.

Med en økning i mangfoldet av bindingen, reduseres lengden, og energien øker

Metning av en kjemisk binding betyr at et gitt atoms evne til å danne kovalente bindinger ikke er ubegrenset, men begrenset til et veldefinert maksimalt antall. For eksempel kan et hydrogenatom kun danne én kovalent binding, og et karbonatom kan maksimalt danne fire. kovalente bindinger.

Metningen av en kovalent binding skyldes et begrenset antall valenselektroner (mer presist begrensede valensevner, gitt dannelsen av bindinger av donor-akseptormekanismen) for et gitt atom (det er ett slikt elektron i et hydrogenatom, og fire i et karbonatom).

Orientering av kovalente bindinger betyr at hvert molekyl har en viss romlig struktur (geometri, stereokjemi). Geometrien til et molekyl bestemmes av verdiene til bindingsvinkler, dvs. vinkler mellom imaginære linjer som går gjennom atomkjernene. Hvert molekyl har sin egen struktur, siden interaksjonen av AO, som har en viss form og gjensidig orientering, utføres ikke vilkårlig, men i retning av deres maksimale overlapping. Det er lett å forklare vinkelformen til H 2 Se-molekylet (s -AO til H-atomet overlapper med 4p -AO til Se-atomet rettet i en vinkel på 90 ° i forhold til hverandre) og pyramidestrukturen til fosfinet PH 3-molekylet (s -AO til H-atomet overlapper med 3p -AO til P-atomet plassert langs x-, y- og z-aksene):

I tabellen. 4.1 er gitt strukturelle egenskaper(romlig konfigurasjon, type bindinger, polaritet) av noen molekyler og ioner, samt stoffer.

Tabell 4.1

Strukturen til noen molekyler, ioner og stoffer

Formel (navn)	Romlig konfigurasjon	Egenskaper ved bindinger, struktur av molekyler
H 2 O (vann)		Molekylet har en vinkelstruktur (α = 105°), polar (dipol), 2σ-bindinger ved utvekslingsmekanismen
NH 3 (ammoniakk)		Molekylet har en pyramideformet struktur (α = 107°), polar (dipol), 3σ-bindinger ved utvekslingsmekanismen
CO 2 (karbonmonoksid (IV))		Molekylet har en lineær struktur 1 (α = 180°), ikke-polar, 4 bindinger (2σ + 2π) ved utvekslingsmekanismen
CH 4 (metan)		Molekylet har en tetraedrisk struktur 2 (α = 109°), ikke-polare, 4σ-bindinger ved utvekslingsmekanismen
H 2 O 2 (hydrogenperoksid)		Molekylet er polart, 3 σ-bindinger ved utvekslingsmekanismen, 2 av dem er polare (Н–О-bindinger)
P 4 (hvit fosfor)		Tetraedrisk struktur (α = 60°), ikke-polart molekyl, 6 σ-bindinger ved utvekslingsmekanisme
S 8 (rombisk og monoklinisk svovel)		Struktur i form av en "krone", ikke-polart molekyl, 8 σ-bindinger ved utvekslingsmekanismen
N 2 H 4 (hydrazin)		Molekylet er polart, 5 σ-bindinger, 4 av dem er polare (alle ved utvekslingsmekanismen)
NH 2 OH (hydroksylamin)		Molekylet er polart. 4 σ-bindinger (alle ved byttemekanisme)
CS 2 (karbondisulfid)		Molekylet har en lineær struktur (α = 180°), ikke-polar, 4 bindinger (2σ + 2π), alt ved hjelp av utvekslingsmekanismen
COF 2		Molekylet er trekantet (kjernene til alle atomer er i samme plan), polare, 4 bindinger (3σ + 1π), alt ved utvekslingsmekanismen
SO 2 (svovel(IV)oksid)		Molekylet har en vinkelstruktur (α = 120°), polar, 4 bindinger (2σ + 2π), alt ved utvekslingsmekanismen
SO 3 (svoveloksid (VI))		Molekylet har form av en trekant (α = 120°), alle atomer ligger i samme plan 4, ikke-polare, 6 bindinger (3σ + 3π), alt ved utvekslingsmekanismen
HCN (hydrogencyanid)		Molekylet har en lineær struktur (α = 180°), polar, 4 bindinger (2σ + 2π), alt ved utvekslingsmekanismen
H 3 O + (hydroniumion)		Ionet har en pyramideformet struktur (som NH 3), α \u003d 107 °, 3 σ-bindinger: en i henhold til giver-akseptoren, to - i henhold til utvekslingsmekanismen
NH 4 + (ammoniumion)		Ionet har en tetraedrisk struktur (α = 109°), 4 σ-bindinger: en i henhold til donor-akseptoren, tre - i henhold til utvekslingsmekanismen
C 6 H 6 (benzen)		Bindingsvinkelen α er 120°. Molekyl ikke-polart
SiC (karborundum)		Tetraedrisk arrangement av atomer i rom 5 (bindingsvinkel 109°)
Grafitt		I grafitt er C–C-bindingslengden 0,142 nm, bindingsvinkelen er 120°
Karabin		Bindingsvinkel 180°, karbon - karbonbindingslengde 0,120 nm

Merknader: 1. BeH 2 , BeCl 2 , BeF 2 molekyler har en lineær struktur. 2. Molekylene SiH 4 , CCl 4 , CF 4 , CBr 4 har en lignende struktur. 3. COCl 2-molekylet har en lignende struktur. 4. Plan-triangulær struktur har molekylene BH 3 , BF 3 , BCl 3 . 5. Det samme romlige arrangementet av silisium- og diamantatomer (C–C-bindingslengden i diamant er 0,154 nm).

Eksempel 4.4. Tegn den elektroniske formelen til CO 2 -molekylet.

Løsning. Den grafiske formelen til O=C=O-molekylet (se tabell 4.1). Tatt i betraktning at hver binding (uavhengig av σ- eller π-typen) er dannet av et par elektroner, og oksygenatomet har to ensomme elektronpar (av de seks valenselektronene er det bare to som deltar i dannelsen av bindinger med karbonatom, og fire gjenstår, dette er bare det er to par), den elektroniske formelen for CO 2 har formen

Du vet at atomer kan kombineres med hverandre for å danne både enkle og komplekse stoffer. Samtidig dannes de forskjellige typer kjemiske bindinger: ioniske, kovalente (ikke-polare og polare), metalliske og hydrogen. En av de mest essensielle egenskapene til atomene til elementene, som bestemmer hva slags binding som dannes mellom dem - ionisk eller kovalent, - er elektronegativiteten, dvs. evnen til atomer i en forbindelse til å tiltrekke seg elektroner til seg selv.

En betinget kvantitativ vurdering av elektronegativitet er gitt av skalaen for relativ elektronegativitet.

I perioder er det en generell tendens til vekst av elektronegativiteten til elementene, og i grupper - deres nedgang. Elektronegativitetselementer er ordnet i en rad, på grunnlag av hvilke det er mulig å sammenligne elektronegativiteten til elementer i forskjellige perioder.

Typen kjemisk binding avhenger av hvor stor forskjellen i elektronegativitetsverdiene til de forbindende atomene til elementene er. Jo mer atomene til elementene som danner bindingen er forskjellige i elektronegativitet, jo mer polar er den kjemiske bindingen. Det er umulig å trekke en skarp grense mellom typene kjemiske bindinger. I de fleste forbindelser er typen kjemisk binding mellomliggende; for eksempel er en svært polar kovalent kjemisk binding nær en ionisk binding. Avhengig av hvilket av de begrensende tilfellene som er nærmere den kjemiske bindingen, blir det referert til som enten en ionisk eller en kovalent polar binding.

Ionebinding.

En ionisk binding dannes ved samspillet mellom atomer som skiller seg kraftig fra hverandre i elektronegativitet. For eksempel danner typiske metaller litium (Li), natrium (Na), kalium (K), kalsium (Ca), strontium (Sr), barium (Ba) en ionisk binding med typiske ikke-metaller, hovedsakelig halogener.

I tillegg til alkalimetallhalogenider dannes det også ionebindinger i forbindelser som alkalier og salter. For eksempel, i natriumhydroksid (NaOH) og natriumsulfat (Na 2 SO 4), eksisterer ioniske bindinger bare mellom natrium- og oksygenatomer (resten av bindingene er kovalente polare).

Kovalent ikke-polar binding.

Når atomer samhandler med samme elektronegativitet, dannes molekyler med en kovalent ikke-polar binding. En slik binding finnes i molekylene til følgende enkle stoffer: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Kjemiske bindinger i disse gassene dannes gjennom vanlige elektronpar, dvs. når de tilsvarende elektronskyene overlapper hverandre, på grunn av elektron-kjernevekselvirkningen, som oppstår når atomene nærmer seg hverandre.

Når du kompilerer de elektroniske formlene for stoffer, bør det huskes at hvert vanlige elektronpar er et betinget bilde av en økt elektrontetthet som følge av overlappingen av de tilsvarende elektronskyene.

kovalent polar binding.

Under samspillet mellom atomer, hvis verdier av elektronegativiteten er forskjellige, men ikke skarpt, er det en forskyvning av det vanlige elektronparet til et mer elektronegativt atom. Dette er den vanligste typen kjemisk binding som finnes i både uorganiske og organiske forbindelser.

Kovalente bindinger inkluderer fullt ut de bindingene som dannes av donor-akseptormekanismen, for eksempel i hydronium- og ammoniumioner.

Metallkobling.

Bindingen som dannes som et resultat av interaksjonen av relativt frie elektroner med metallioner kalles en metallisk binding. Denne typen binding er typisk for enkle stoffer - metaller.

Essensen av prosessen med dannelse av en metallisk binding er som følger: metallatomer gir lett fra seg valenselektroner og blir til positivt ladede ioner. Relativt frie elektroner, løsrevet fra atomet, beveger seg mellom positive metallioner. Mellom dem er det metallisk binding, dvs. elektroner, som det var, sementerer de positive ionene i krystallgitteret til metaller.

Hydrogenbinding.

En binding som dannes mellom hydrogenatomene i ett molekyl og et atom i et sterkt elektronegativt element(O, N, F) et annet molekyl kalles en hydrogenbinding.

Spørsmålet kan oppstå: hvorfor akkurat danner hydrogen en så spesifikk kjemisk binding?

Dette er forklart av atomradius svært lite hydrogen. I tillegg, når et enkelt elektron blir fortrengt eller fullstendig donert, får hydrogen en relativt høy positiv ladning, på grunn av hvilken hydrogenet til ett molekyl interagerer med atomer av elektronegative elementer som har en delvis negativ ladning som er en del av andre molekyler (HF, H20, NH3).

La oss se på noen eksempler. Vanligvis representerer vi sammensetningen av vann med den kjemiske formelen H 2 O. Dette er imidlertid ikke helt nøyaktig. Det ville være mer korrekt å betegne sammensetningen av vann med formelen (H 2 O) n, hvor n \u003d 2.3.4, etc. Dette skyldes det faktum at individuelle vannmolekyler er sammenkoblet gjennom hydrogenbindinger.

Hydrogenbindinger er vanligvis betegnet med prikker. Det er mye svakere enn en ionisk eller kovalent binding, men sterkere enn den vanlige intermolekylære interaksjonen.

Tilstedeværelsen av hydrogenbindinger forklarer økningen i vannvolumet med synkende temperatur. Dette skyldes det faktum at når temperaturen synker, blir molekylene sterkere og derfor reduseres tettheten av deres "pakking".

Når du studerer organisk kjemi Følgende spørsmål dukket også opp: hvorfor er kokepunktene til alkoholer mye høyere enn de tilsvarende hydrokarbonene? Dette forklares med at det også dannes hydrogenbindinger mellom alkoholmolekyler.

En økning i kokepunktet til alkoholer oppstår også på grunn av utvidelsen av molekylene deres.

Hydrogenbindingen er også karakteristisk for mange andre organiske forbindelser (fenoler, karboksylsyrer, etc.). Fra kursene i organisk kjemi og generell biologi vet du at tilstedeværelsen av en hydrogenbinding forklarer den sekundære strukturen til proteiner, strukturen til DNA-dobbelthelixen, dvs. fenomenet komplementaritet.

I henhold til arten av fordelingen av elektrontetthet i et molekyl, er kjemiske bindinger delt inn i kovalente, ioniske, metalliske.

1. kovalent binding - en kjemisk binding mellom to atomer, utført av et felles elektronpar for disse atomene.

Det er tre mekanismer for dannelsen av en kovalent binding: utveksling, donor-akseptor og dativ.

I utvekslingsmekanismen dannes en kovalent binding av to elektroner med motsatt rettede spinn og som tilhører forskjellige atomer.

Donor-akseptor-mekanismen for dannelsen av en kovalent binding oppstår når ett av atomene (donor) representerer et par elektroner for bindingen, og den andre (akseptoren) representerer en ledig orbital.

Hvis atomene som danner en binding samtidig utfører funksjonene til både en donor og en akseptor, så snakker man om en dativmekanisme for dannelsen av en kovalent binding.

For å vurdere evnen til et atom til et gitt element til å tiltrekke elektroner til seg selv, lage en binding, bruk verdien av relativ elektronegativitet ( EO). Når en kovalent binding dannes mellom atomer av forskjellige grunnstoffer, skifter elektronskyen til et atom med stor verdi EO. Jo større forskjell i elektronegativitet, jo større er polariteten til bindingen. Forskyvningen av den vanlige elektronskyen fører til at den negative ladningstettheten blir høyere nær et mer elektronegativt atom og lavere nær et mindre elektronegativt atom. Dermed får det første atomet en overflødig negativ ladning, og det andre atomet får en overflødig positiv ladning med samme absolutte verdi. Slike avgifter kalles effektiv . Et system med to like store, men motsatte i tegnladninger plassert i en viss avstand fra hverandre kalles elektrisk dipol . Dipol bindingsmoment  (Clm) bestemmes ut fra forholdet

 = ql,

hvor q er den absolutte verdien av ladningen, C; l er lengden på dipolen, m (vektor rettet fra midten av den positive ladningen til midten av den negative ladningen).

Debye fungerer som en off-system enhet for å måle verdien av dipolmomentet (1D = 3,3310 -30 Cm).

Dipolmomentet til et polyatomisk molekyl regnes som vektorsummen av bindingsdipolmomentene, dvs. det avhenger ikke bare av polaritetene til bindingene, men også av deres innbyrdes arrangement.

Det triatomiske AB 2-molekylet kan ha en lineær (a) eller vinkel (b) struktur:

Det fireatomare AB 3-molekylet kan bygges i form av en vanlig trekant (c), en trigonal pyramide (d), eller i en T-formet

for meg).

AB 4-molekyler kan ha en tetraedrisk og kvadratisk struktur.

I lineære AB 2, trekantede AB 3, tetraedriske og kvadratiske AB 4-molekyler, kompenserer dipolmomentene til A–B-bindingene hverandre, slik at de totale dipolmomentene er null, det vil si at slike molekyler er upolare, til tross for polariteten til individuelle obligasjoner.

I vinkelformede, pyramideformede og T-formede molekyler forekommer ikke kompensasjon av dipolmomentene til individuelle bindinger; dipolmomentene til slike molekyler er ikke lik null.

For å forutsi den geometriske strukturen til molekyler, brukes ideen om hybridisering av atomorbitaler (AO) til sentralatomet (CA).

Hybridisering er gjennomsnittet av AO-energiene til sentralatomet før kjemisk interaksjon, noe som fører til dannelsen av hybridorbitaler rettet mot den dannede bindingen. På grunn av dette øker overlappingen av CA-elektronskyene og samvirkende atomer, noe som fører til styrking av den kjemiske bindingen.

Antall hybride AOer er lik antallet initiale AOer involvert i hybridisering. Så hvis en s- og en p-orbitaler deltar i hybridisering (sp-hybridisering), dannes det to ekvivalente sp-orbitaler; fra en s- og to p-orbitaler (sp 2 -hybridisering) dannes tre sp 2 -orbitaler

Hver type AO-hybridisering tilsvarer en viss geometrisk form av molekylet:

2. Ionebinding - resultatet av den elektrostatiske interaksjonen av motsatt ladede ioner med separate elektronskall. Denne bindingen kan betraktes som det begrensende tilfellet av polariteten til en kjemisk kovalent binding, som tilsvarer en betydelig forskyvning av et par bindingselektroner til det mest elektronegative atomet. Jo større dette skiftet er, desto nærmere er bindingen en rent ionisk.

3. Hydrogenbinding oppstår når et hydrogenatom bundet til atomer av et sterkt elektronegativt element er i stand til å danne en annen kjemisk binding. Tilstedeværelsen av hydrogenbindinger fører til en merkbar polymerisering av vann, hydrogenfluorid og mange organiske forbindelser.

I stoffer med molekylær struktur, intermolekylær interaksjon. Kreftene til intermolekylær interaksjon, også kalt krefter Van der Waals , er svakere enn kreftene som fører til dannelsen av en kovalent binding, men de vises på lange avstander. Hovedrollen i deres dannelse spilles av samspillet mellom molekylære dipoler.

Eksempel 1 Hvilken av forbindelsene H – N, H – S, H – Te, H – Li mest polar? Til hvilket av atomene er elektronskyen forskjøvet i hvert av eksemplene?

Løsning. For å bestemme arten av bindingen, er det nødvendig å finne forskjellen i elektronegativitet ( EO) i disse atomparene:

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.

Jo flere  EO jo mer polar er bindingen. Den mest polare bindingen H – Li. Elektronskyen forskyves mot atomet med høyere elektronegativitet, dvs. mot nitrogen i det første eksemplet, svovel i det andre og hydrogen i det fjerde. I det tredje eksemplet, forbindelsen H – Te er ikke polar, er elektronskyen i lik avstand fra hydrogen og tellur.

Eksempel 2 Hvilken valens kan fluor- og kloratomer vise i forbindelsene sine?

Løsning. Begge elementene F og Cl, er plassert i VII A-gruppen, er elektroniske analoger og har strukturen til det eksterne energinivået n s2 n s 5. Men for fluoratomet er det andre energinivået eksternt, som bare har 2 undernivåer: s- og p-, mens de ytre elektronene til kloratomet okkuperer det tredje energinivået, som inneholder d-undernivået:

9 F 17 Cl

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

Valensen til begge grunnstoffene, bestemt av antall uparrede elektroner, i ueksiterte atomer er 1. Men ved eksitasjon kan elektronene til kloratomer overføres til frie 3 d-orbitaler, og følgelig kan valensen til dette elementet være lik. til 3, 5, 7:

Eksempel 3 Forklar mekanismen for dannelse av et molekyl SiF 4 og ion SiF 6 2 -. Kan et ion eksistere? CF 6 2 - ?

Løsning. Den elektroniske konfigurasjonen av silisiumatomet er 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2. Den elektroniske strukturen til dets eksterne energinivå kan representeres av følgende grafiske diagram:

Ved eksitering går silisiumatomet inn i tilstanden 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 , og den elektroniske tilstanden til dets ytre energinivå tilsvarer skjemaet

Fire uparrede elektroner av et eksitert atom kan delta i dannelsen av fire kovalente bindinger ved utvekslingsmekanismen med fluoratomer som har ett sammenkoblet elektron hver, med dannelsen av et molekyl SiF 4 .

Å danne et ion SiF 6 2- til molekylet SiF 4 to ioner må gå sammen F - (1s 2 2s 2 2p 6), hvis ioner er sammenkoblet. Bindingen i dette tilfellet utføres i henhold til donor-akseptor-mekanismen på grunn av et par elektroner av fluoridioner og to ledige 3d-orbitaler av silisiumatomet.

Og han CF 6 2- kan ikke dannes, fordi karbon, som et element i den andre perioden, ikke har frie d-orbitaler som kan være elektronparakseptorer.

Eksempel 4 Dipolmomentet til ammoniakkmolekylet er 1,48 D. Regn ut lengden på dipolen. Kan vi anta at molekylet har form som en vanlig trekant?

Løsning.

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

q= 1,6010 -19 Cl.

dipol lengde,
m = 0,0308 nm.

Molekyl NH 3 kan ikke ha formen av en vanlig trekant, siden i dette tilfellet vil dipolmomentet være lik null. Dette molekylet er bygget i form av en trigonal pyramide, på toppen av hvilken det er et nitrogenatom, og på toppen av basen er det hydrogenatomer.

Hva er arten av bindinger i molekyler NCl 3 , CS 2 , ICl 5 , NF 3 , AV 2 , ClF, CO 2 ? Angi for hver av dem forskyvningsretningen til det vanlige elektronparet.

Forklar hvorfor maksimal valens av fosfor kan være lik fem, mens nitrogen ikke har en slik valenstilstand.

H – O – X, (hvor X -Cl, Br, Jeg) og bestemme: a) hvilken av bindingene i hvert molekyl som er preget av en større grad av ionisitet; b) hva er arten av dissosiasjonen av molekyler i en vandig løsning.

Basert på forskjellen i elektronegativiteten til atomene til elementene, angi hvordan graden av bindingsionisitet i forbindelser endres HF, HCl, HBr, HI.

Bestem i hvilke av oksidene til elementene i den tredje perioden av det periodiske systemet av elementer D.I. Mendeleev-forbindelse E - O nærmer seg ionisk.

Sammenlign måtene kovalente bindinger dannes på i molekyler CH 4 , NH 3 og i ion NH 4 + . Kan ioner eksistere? CH 5 + og NH 5 2+ ?

Hvilket atom eller ion er en elektronpardonor i dannelsen av et ion BH 4 - ?

Ioniseringsenergiene til fluor- og kloratomer er henholdsvis 17,4 og 13,0 eV. Hvilket av disse grunnstoffene danner mest sannsynlig ioniske forbindelser?

Beregn forskjellen i den relative elektronegativiteten til atomer for bindinger H – O og O – Som. Hvilken binding er mer polar? Hva slags hydroksid er Som(Åh) 3 ?

Hvilken valens kan svovel vise i sine forbindelser? Hva er strukturen til det eksterne elektroniske svovelnivået i normale og eksiterte tilstander?

Bestem polariteten til molekylet HBr, hvis lengden på dipolen til molekylet er 0,1810 -10 m.

Dipollengden til et hydrogenfluoridmolekyl er 410 -11 m. Beregn dipolmomentet i debyes og i coulomb-meter.

Dipolmomenter til molekyler H 2 O og H 2 S er lik henholdsvis 1,84 og 0,94 D. Regn ut lengdene på dipolene. I hvilket molekyl er bindingen mer polar? Angi retningene til dipolmomenter for bindinger i disse molekylene.

Dipolmomentet til et molekyl CS 2 er lik null. Hvilken type karbon AO-hybridisering beskriver dannelsen av dette molekylet?

I henhold til dataene nedenfor for forbindelser med sp-, sp 2 - og sp 3-hybridisering av elektronskyer, etablere i hvilket tilfelle forbindelsen vil være den sterkeste.

Dipolmomenter til molekyler bf 3 og NF 3 er lik 0 og

0.2 D. Hvilke typer hybridiseringer av bor og nitrogen AO beskriver dannelsen av dette molekylet?

Hvilken type hybridisering av elektronskyer i molekyler BeH 2 , SiH 4 , CS 2 , BBr 3 ? Hva er den romlige konfigurasjonen til disse molekylene?

Hvilke hybridskyer av et karbonatom er involvert i dannelsen av en kjemisk binding i molekyler CCl 4 , CO 2 , COCl 2 ?

Hva er årsaken til den forskjellige romlige strukturen til molekyler BCl 3 og NH 3 ?

Spesifiser typen silisium AO-hybridisering i molekyler SiH 4 og SiF 4 . Er disse molekylene polare?

Hvilken form kan molekyler som AB 2 ha? Se på eksempler på molekyler BeCl 2 , ZnBr 2 , CO 2 , H 2 O.

Hvilken type hybridisering finner sted under dannelsen av molekyler NH 3 og H 2 O? Hva forklarer endringen i vinkelen H -N- H og IKKE sammenlignet med verdien av bindingsvinkelen som tilsvarer denne typen hybridisering?

i molekyler SÅ 2 og SÅ 3 svovelatomet er i en tilstand av sp 2 hybridisering. Er disse molekylene polare? Hva er deres romlige struktur?

Når du samhandler SiF 4 Med HF det dannes en sterk syre H 2 SiF 6 , dissosieres til ioner H + og SiF 6 2 -. Kan en reaksjon foregå på denne måten? CF 4 og HF?

Oppgave nummer 1

Fra den foreslåtte listen velger du to forbindelser der det er en ionisk kjemisk binding.

1. Ca(ClO 2) 2
2. HClO 3
3.NH4Cl
4. HClO 4
5.C1207

Svar: 13

I de aller fleste tilfeller kan tilstedeværelsen av en ionisk type binding i en forbindelse bestemmes av det faktum at dens strukturelle enheter samtidig inkluderer atomer av et typisk metall og ikke-metallatomer.

På dette grunnlag fastslår vi at det er en ionbinding i forbindelse nummer 1 - Ca(ClO 2) 2, fordi i formelen kan man se atomer av et typisk kalsiummetall og atomer av ikke-metaller - oksygen og klor.

Imidlertid er det ikke flere forbindelser som inneholder både metall- og ikke-metallatomer i denne listen.

Blant forbindelsene som er angitt i oppgaven er det ammoniumklorid, hvor ionbindingen er realisert mellom ammoniumkationet NH 4 + og kloridionet Cl − .

Oppgave nummer 2

Fra den foreslåtte listen velger du to forbindelser der typen kjemisk binding er den samme som i fluormolekylet.

1) oksygen

2) nitrogenoksid (II)

3) hydrogenbromid

4) natriumjodid

Skriv ned numrene til de valgte forbindelsene i svarfeltet.

Svar: 15

Fluormolekylet (F 2) består av to atomer av ett ikke-metallisk kjemisk grunnstoff, derfor er den kjemiske bindingen i dette molekylet kovalent ikke-polar.

En kovalent ikke-polar binding kan bare realiseres mellom atomer av det samme kjemiske elementet i et ikke-metall.

Av de foreslåtte alternativene er det bare oksygen og diamant som har en kovalent ikke-polar type binding. Oksygenmolekylet er diatomisk, består av atomer av ett kjemisk element av et ikke-metall. Diamant har en atomstruktur og i sin struktur er hvert karbonatom, som er et ikke-metall, bundet til 4 andre karbonatomer.

Nitrogenoksid (II) er et stoff som består av molekyler dannet av atomer av to forskjellige ikke-metaller. Siden elektronegativiteten til forskjellige atomer alltid er forskjellig, forskyves det delte elektronparet i molekylet mot det mer elektronegative elementet, i dette tilfellet oksygen. Dermed er bindingen i NO-molekylet kovalent polar.

Hydrogenbromid består også av diatomiske molekyler som består av hydrogen- og bromatomer. Det delte elektronparet som danner H-Br-bindingen flyttes til det mer elektronegative bromatomet. Den kjemiske bindingen i HBr-molekylet er også kovalent polar.

Natriumjodid er et ionisk stoff dannet av et metallkation og et jodidanion. Bindingen i NaI-molekylet dannes ved overføring av et elektron fra 3 s-orbitaler av natriumatomet (natriumatomet blir til et kation) til en underfylt 5 s-orbital av jodatomet (jodatomet blir til et anion). En slik kjemisk binding kalles ionisk.

Oppgave nummer 3

Fra den foreslåtte listen velger du to stoffer mellom molekylene som hydrogenbindinger dannes av.

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

Skriv ned numrene til de valgte forbindelsene i svarfeltet.

Svar: 23

Forklaring:

Hydrogenbindinger finner sted i stoffer molekylær struktur, der det er kovalente H-O bindinger, H-N, H-F. De. kovalente bindinger av hydrogenatomet med atomene til de tre kjemiske elementene med høyest elektronegativitet.

Dermed er det åpenbart hydrogenbindinger mellom molekyler:

2) alkoholer

3) fenoler

4) karboksylsyrer

5) ammoniakk

6) primære og sekundære aminer

7) flussyre

Oppgave nummer 4

Fra den foreslåtte listen velger du to forbindelser med en ionisk kjemisk binding.

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

Skriv ned numrene til de valgte forbindelsene i svarfeltet.

Svar: 35

Forklaring:

I de aller fleste tilfeller kan det konkluderes med at det er en ionisk type binding i en forbindelse ved at sammensetningen av de strukturelle enhetene til et stoff samtidig inkluderer atomer av et typisk metall og ikke-metallatomer.

På dette grunnlaget fastslår vi at det er en ionisk binding i forbindelse nummer 3 (NaCl) og 5 (MgO).

Merk*

I tillegg til funksjonen ovenfor, kan tilstedeværelsen av en ionisk binding i en forbindelse sies hvis dens strukturelle enhet inneholder et ammoniumkation (NH 4 +) eller dets organiske analoger - kationer av alkylammonium RNH 3 +, dialkylammonium R 2 NH 2 + trialkylammonium R3NH+ eller tetraalkylammonium R4N+, hvor R er et hydrokarbonradikal. For eksempel finner den ioniske typen binding sted i forbindelsen (CH 3) 4 NCl mellom kationet (CH 3) 4+ og kloridionet Cl-.

Oppgave nummer 5

Fra den foreslåtte listen velger du to stoffer med samme type struktur.

4) bordsalt

Skriv ned numrene til de valgte forbindelsene i svarfeltet.

Svar: 23

Oppgave nummer 8

Fra den foreslåtte listen velger du to stoffer med ikke-molekylær struktur.

2) oksygen

3) hvitt fosfor

5) silisium

Skriv ned numrene til de valgte forbindelsene i svarfeltet.

Svar: 45