Подробности за ковалентната връзка
Важни количествени характеристики на ковалентни връзки са свързващата енергия. дължината му и диполен момент.
Свързването енергия - енергията, освободена по време на неговото формиране, или необходими за премахване на два свързани атоми. енергията на свързване на характеризира силата си.
Дължината на връзка - разстоянието между центровете на свързани атоми. Колкото по-малко разстояние, толкова по-силна е химичната връзка.
момент дипол на връзка (# 956) - количество вектор, който се характеризира полярността на свързване (измерен в Debye-D или висулка m: 1D = 3,4 · 10 -30 m · Cl).
дължина на вектора е равна на произведението от дължината L поради ефективно зареждане на р. които придобиват атоми с изместване на електронната плътност: | # 956; | = L · р .Vektor диполен момент е насочен далеч от положителните към отрицателен заряд. Когато добавянето вектор на диполни моменти на всички връзки са диполен момент на молекулата.
Характеристиките на връзките им засяга множество:
- свързващата енергия се увеличава в серията;
- увеличава дължина връзка в обратна последователност.
Ковалентна връзка (атомна връзка, ковалентна връзка) - химическа връзка, образувана чрез припокриване (социализация) на двойката валентност електрон облаци. Осигуряване на комуникация електрон облаци (електрони) се наричат общо електронна двойка.
Терминът ковалентна връзка Първият е въведена с Нобелова лауреат Irving Langmuir през 1919 г. [1] [2]. Този термин се отнася до химично свързване поради съвместното времето на електрони, за разлика от метален връзка в който електроните са свободни, или йонна свързване, в която един от даряват атоми електрони и stanovilsyakationom и друг атом приема електрони и да стане анион.
По-късно (1927) и F.London V.Gaytler например водородни молекули даде първото описание на ковалентна връзка по отношение на квантовата механика.
Като се има предвид вероятността амплитуда плътността на вероятността за намиране на М. Роден свързващите електрони се концентрира в пространството между ядрата на молекулата (Фигура 1). Теорията за отблъскване на електронни двойки се считат геометричните размери на тези двойки. По този начин, елементите на всеки период има определен среден радиус на електронна двойка (Å):
0.6 за елементи до неон; 0.75 за елементите до аргон; 0.75 за елементи до криптон и 0.8 за елементи до ксенонова. [3]
Характерни свойства на ковалентна връзка, - фокус, насищане, полярност, поляризуемост - определяне на химическите и физическите свойства на съединенията.
Ориентация на комуникация поради молекулярната структура на веществото и формата на молекулата геометрична. Ъглите между двете връзки се наричат валентност.
Saturation - способността на ограничен брой атоми за образуване на ковалентни връзки. Броят на връзки, образувани с атом, е ограничен до външните атомна орбитала.
Полярността на връзката поради неравномерното разпределение на електронната плътност поради разликата в електроотрицателни атоми. На тази основа ковалентни връзки подразделят на неполярен и полярен (неполярен - двуатомен молекула се състои от същите атоми (Н2 Cl2 N2) и електрон облаци всеки атом са разпределени симетрично по отношение на тези атоми .. полярна - двуатомен молекула се състои от атоми на различни химични елементи, а общият електронен облак движи към един от атомите, при което се образува асиметричен разпределение на електрически заряд в молекулата, генериране на диполен момент на молекулата).
Съобщението на поляризуемост изразява в изместване на електроните под въздействието на външно електрическо поле, включително други реактивни частици. В поляризуемост на мобилността на електрон се определя. Поляритета и поляризуемост на ковалентни връзки определя реактивността на молекули върху полярни реагенти.
Колкото повече свободни електрони, колкото по-далеч са от ядрото.
Въпреки това, два пъти носител Полинг Nobel отбележи, че "в някои молекули са ковалентни връзки, дължащи се на един или три двойки електрони вместо с обща" [2]. Един-електронна химическо свързване се осъществява в водороден молекулен йон, H2 +.
Молекулното водород Н2 + йон съдържа два протона и електрон. Единична електрон молекулно система компенсира електростатично отблъскване на два протона и ги държи на разстояние от 1.06 Å (Дължина Bond Н2 +). Център на електронната плътност на електронен облак на молекулни системи на еднакво разстояние от двете протоните на радиуса на Бор # 945; 0 = 0.53 Å и е център на симетрия на молекулен йон водород, Н2 +.
9 издание) Методи за образуване на ковалентна връзка. Дайте примери.
Методи за образуване на ковалентна връзка
Има два основни начина за формиране на ковалентна връзка *.
1) Електронно генератор връзка пара може да се формира за сметка на несдвоени електрони, съществуващи в nevozbuzhdennyhatomah.
Въпреки това, броят на ковалентни връзки може да бъде по-голям от броя на несвоен електрони. Например, в спокоен глас състояние (който се нарича също земята състояние) въглероден атом има две несдвоени електрони, но се характеризира със съединението, в което образува четири ковалентни връзки. Това е възможно в резултат на възбуждане на атома. Където един от S-електрон постъпленията на р-подслой на:
Увеличаването на броя на ковалентни връзки, генерирани придружава от освобождаването на повече енергия, отколкото е изразходвано за възбуждане на атома. Тъй като валентността на атома зависи от броя на несдвоени електрони, възбуждане води до по-висока валентност. В азот, кислород, флуор количество от несдвоени електрони не се увеличава, защото в рамките на второто ниво са налични * орбитали и електроните се движат към третото ниво квантова това изисква много повече енергия, отколкото този, който ще бъде освободен по време на формирането на допълнителни облигации. По този начин, при възбуждане на електронни преходи в атоми svobodnyeorbitali възможно само в рамките на едно и също ниво на енергия.
Елементи на третия период - фосфор, сяра, хлор - могат да проявяват валентност на група номер. Това се постига чрез възбуждане на атоми с преход 3S- и 3P-електрони до свободни орбитали на 3D-подслоя:
P * 1s 2s 2 2 2p 6 3s 3P 1 1 3 3d (валентност 5)
2 S * 1S 2S 2 2p 6 3s 3P 1 2 3 3d (валентност 6)
Cl * 1s 2s 2 2 2p 6 3s 3P 1 3 3 3d (валентност 7)
В горните формули, E * поднива на възбудените атоми са подчертани * съдържащ само nesparennyeelektrony. В примера на хлорен атом, лесно може да се покаже, че валентността може да бъде променлива:
За разлика от хлорен атом валентност F постоянна и равна на 1, когато при валентно (втори) енергийно ниво otsutstvuyutorbitali г-подслой и други свободни орбитален.
2) ковалентни връзки могат да бъдат образувани от двойки електрони, съществуваща във външния слой електронен атом. В този случай, вторият атом трябва да бъде на външния слой свободно орбитален. Например, образуването на амониев йон от ammiakai водород молекула йон може да показва схема:
Атом, който е двойка електрони, за да се образува ковалентна връзка * се нарича донора и атом, който е празна орбитала - акцептор. Връзката на ковалентна образуван по този начин се нарича донор-акцептор връзка. амониев катион на тази връзка в неговите свойства е абсолютно идентични с другите три ковалентни връзки, образувани чрез първия метод, следователно, терминът "донор-акцептор" се отнася до не е някакъв специален вид комуникация и метод на обучение.
10 въпрос) киселина-база взаимодействие - реакцията на неутрализация. Киселинни и основни соли. Дайте примери.
NaOH + HCl = NaCl + Н 2О - неутрализация
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + Н 2О - образуване на киселина бисулфат сол на натрий. могат да образуват присъединителни с киселина соли inogoosnovnye киселина. например Н3РО4 2 може да образува киселинни соли NaH2PO4. Na2HPO4. -kislye сол - продукт на непълна заместване на водородни катиони в киселина.
Al (ОН) 3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O - средна сол
Al (ОН) 3 + 2HCl = [Al (OH)] Cl2 + 2H2O - хидроксихлорид на алуминий - основна сол
Al (ОН) 3 + HCl = [Al (OH) 2] Cl + Н 2О - алуминиев digidroksohlorid
Основна сол - продукт на непълна заместване на хидроксилните групи на киселина аниони остатъчни база.
Теория на киселини и основи - набор от основни физикохимични представяния, описващи естеството и свойствата на киселини и основи. Всички те са въведени дефиниции на киселини и основи - два класа вещества реагират един с друг. Проблем Теория - предсказване на реакционните продукти между киселината и основата и възможността за неговото появяване, които се използват за количествени характеристики на якост на киселини и основи. Различията между теории лежат в определенията на киселини и основи, и техните якостни характеристики като следствие - на правилата за прогнозиране на продуктите на реакцията между тях. Всички те разполагат с тяхната приложимост, кои са областите, частично се припокриват.
Киселина базови взаимодействия е изключително широко разпространени в природата и са широко използвани в научната и промишлена практика. Теоретични концепции на киселини и основи са важни за образуването на концепции за химически системи и имат различни ефекти върху развитието на много от теоретичните концепции във всички основни химически дисциплини.
Въз основа на съвременната теория на киселини и основи са предназначени тези участъци от химия, химията на водни и не-водни разтвори на електролити, рН-метър в неводна среда, хомо- и хетерогенна киселина-база катализа, теорията киселинност на функции и много други.
11 издаване) йонна връзка, неговите свойства, дават примери.
За разлика от ковалентна връзка йонна връзка не притежава saturability.
Силата на йонни връзки.
Вещества с йонни връзки в молекули са склонни да имат по-високи точки на кипене и топене.
Йонна връзка - много силно химическа връзка, образувана между въглеродните атоми, с голяма разлика (> 1.5 по скалата на Полинг) electronegativities, когато общата електронна двойка напълно превръща атом повече elektrootritsatelnostyu.Eto привличане на противоположно заредени йони като органи. Пример за това е съединение CSF в, където "ionicity" на 97%. Да разгледаме пример за метод за получаване на натриев хлорид NaCl. Електронни конфигурация на натриеви и хлорни атоми могат да присъстват: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 Zs2 3r5. Този непълни атоми с енергийните нива. Очевидно е, че за да завърши тях по-лесно да се получи натриев атом на електрон от седем прикачите и атомът хлор е по-лесно да се прикрепят един електрон, отколкото да се даде седем. В химическата реакция на натриев атом напълно дава един електрон и отнема хлорен атом. Схематично това може да се запише като: Na. - л д -> Na + йон е натриев, стабилен осем електронен 1s2 2s2 2p6 обвивка поради второто ниво на енергия. Cl + 1д -> .Cl - хлорен йон, стабилна осем електрони обвивка. Между йони Na + и Cl-, сили на електростатично привличане, което се образува съединение. Йонна връзка - краен случай на поляризацията на полярен ковалентна връзка. Образувани между типичен метални и неметални. Електроните в метала е напълно прехвърлени на неметали. Йоните се образуват.
Ако образува химическа връзка между въглеродните атоми, които имат много голяма разлика в Електроотрицателност (EO> 1.7 според Полинг), общата протича електрон parapolnostyu до атом, по-ЕО. В резултат е образуването на съединения противоположно заредени йони:
Йони, образувани между електростатично привличане, което се нарича йонна връзка. По-скоро, като цел е полезно. В действителност, йонна връзка между атомите в чисто състояние не се осъществява навсякъде или почти навсякъде, обикновено в действителност връзка е частично йонна и ковалентна частично. В същото време връзката на сложни молекулни йони често може да се разглежда като чисто йонен. Основната разлика от други йонни свързване от типа химична връзка и не се отнася до ненаситен. Ето защо кристалите се образуват поради йонна връзка, са склонни към различни плътна опаковка на съответните йони.
Характерно за тези съединения е добра разтворимост в полярни разтворители (вода, киселини, и така нататък. D.). Това се дължи на заряда на молекулата. Така диполи за разтворителя са привлечени от заредените краищата на молекулата и, като резултат от Брауново движение, "извади освен" молекулни вещества от друг и ги обграждат, не позволява да се свърже отново. Резултатът е заобиколен от йони на диполи разтворители.
След разтваряне на тези съединения обикновено се освобождава енергия, тъй като общата енергия на разтворителя се образува чрез йонни връзки повече енергия, поради анион-катион. Изключение правят много соли азотна киселина (нитрати), които абсорбират топлината при разтваряне (разтворът се охлажда). Последният факт се обяснява на базата на закони, които са разгледани в физикохимия.
Примери: (MGS, К2СО3), основа (LiOH, Са (ОН) 2), основни оксиди (BaO, Na2O)
reshetki- тип метал
12) Реакцията на обмен в разтвор. Дайте примери.
В практически необратимо равновесие реакция е силно изместен към образуването на реакционните продукти.
Често има процеси, в които слаби електролити или слабо разтворими съединения между началния и крайния брой реакционни продукти. Например,
HCN (р) + CH3 СОО - (р) ↔ СН3 COOH (р) + CN - (р) (1) # 916, # 730, в които G = 43kDzh
слаби електролити, има на лявата и дясната страна на уравненията.
В тези случаи, равновесието на обратим процес е изместен към образуването на субстанция, имаща в Kdissots.
В реакция (1) равновесието се измества наляво KHCN = 4,9 · 10 -10 Примери на методи, при които реакционната уравнението отляво и отдясно са слабо разтворими вещества. включват: AgCl (к) ↓ + Nal (п) ↔ с Agl ↓ (к) + NaCl (р) (1) # 916, # 730, в които G = - 54kDzh Равновесие измества към образуването на по-малко разтворими съединения. В реакция (1) равновесието се измества надясно, като PRAgI = 1.1 х 10 -16 <ПРAgCl =1,8· 10 -10. В реакция (2) само няколко равновесие се измества към BaSO 4 (OL ВаСО3 = 4,9 · 10 -9> OL BaSO 4 = 1,08 · 10 -10). Има процеси, в които уравнения от една страна има равенство слабо разтворимо съединение, а от друга - слаб електролит. Така че, балансът в системата AgCN (к) ↓ + Н + (п) ↔ HCN (р) + Ag + (п) # 916, # 730, в които G = - 46kDzh значително измества надясно, тъй като йон CN - по-здраво свързани молекулата е много слаб електролит HCN, отколкото в молекулата слабо разтворими вещества AgCN. Следователно AgCN утайка се разтваря чрез добавяне на азотна киселина.