Logopedický portál / Rhinolalia / Chémia. Hlavné typy chemických väzieb

Chémia. Hlavné typy chemických väzieb

08.08.2020

Viete, že atómy sa môžu navzájom kombinovať a vytvárať jednoduché aj komplexné látky... V tomto prípade sa vytvárajú rôzne druhy chemických väzieb: iónové, kovalentné (nepolárne a polárne), kovové a vodíkové. Jedna z najdôležitejších vlastností atómov prvkov, ktorá určuje, ktorá väzba medzi nimi vznikne - iónová alebo kovalentná - je to elektronegativita, t.j. schopnosť atómov v zlúčenine priťahovať k sebe elektróny.

Podmienené kvantitatívne hodnotenie elektronegativity je dané stupnicou relatívnych elektronegativít.

V obdobiach existuje všeobecná tendencia k zvýšeniu elektronegativity prvkov a v skupinách k ich poklesu. Prvky podľa elektronegativity sú usporiadané v rade, na základe ktorých je možné porovnávať elektronegativity prvkov nachádzajúcich sa v rôznych obdobiach.

Typ chemická väzba závisí od toho, aký veľký je rozdiel v hodnotách elektronegativít spojovacích atómov prvkov. Čím viac sa atómy prvkov tvoriacich väzbu líšia v elektronegativite, tým je chemická väzba polárnejšia. Nie je možné nakresliť ostrú hranicu medzi druhmi chemických väzieb. Vo väčšine zlúčenín je typ chemickej väzby medziprodukt; napríklad vysoko polárna kovalentná chemická väzba je blízko iónovej väzby. V závislosti od toho, ku ktorému z limitujúcich prípadov je chemická väzba svojou povahou bližšia, označuje sa buď iónová alebo kovalentná polárna väzba.

Iónová väzba.

Iónová väzba vzniká interakciou atómov, ktoré sa od seba navzájom výrazne líšia elektronegativitou. Typické kovy lítium (Li), sodík (Na), draslík (K), vápnik (Ca), stroncium (Sr), bárium (Ba) tvoria iónovú väzbu s typickými nekovmi, hlavne halogénmi.

Okrem halogenidov alkalické kovy iónová väzba sa tvorí aj v zlúčeninách, ako sú zásady a soli. Napríklad v hydroxidu sodnom (NaOH) a sírane sodnom (Na2S04) existujú iónové väzby iba medzi atómami sodíka a kyslíka (ostatné väzby sú kovalentne polárne).

Nepolárna kovalentná väzba.

Pri interakcii atómov s rovnakou elektronegativitou vznikajú molekuly s kovalentnou nepolárnou väzbou. Takáto väzba existuje v nasledujúcich molekulách jednoduché látky: H2, F2, Cl2, 02, N2. Chemické väzby v týchto plynoch sú tvorené bežnými elektrónovými pármi, t.j. keď sa zodpovedajúce elektrónové oblaky prekrývajú, v dôsledku interakcie elektrón-jadro, ktorá sa vykonáva, keď sa atómy priblížia.

Pri zostavovaní elektronických vzorcov látok je potrebné mať na pamäti, že každý spoločný elektrónový pár je podmieneným obrazom zvýšenej hustoty elektrónov spôsobenej prekrývaním zodpovedajúcich elektrónových oblakov.

Kovalentná polárna väzba.

Pri interakcii atómov, ktorých hodnoty elektrorekvencií sa líšia, ale nie výrazne, dochádza k posunu spoločného elektrónového páru k elektronegatívnejšiemu atómu. Je to najbežnejší typ chemickej väzby, ktorý sa nachádza v anorganických aj organických zlúčeninách.

Kovalentné väzby plne zahrnujú tie väzby, ktoré sú tvorené mechanizmom donor-akceptor, napríklad v iónoch hydrónia a amónia.

Kovová väzba.

Väzba, ktorá vzniká v dôsledku interakcie relatívne voľných elektrónov s kovovými iónmi, sa nazýva kovová väzba. Tento typ väzby je typický pre jednoduché látky - kovy.

Podstata procesu vytvárania kovových väzieb je nasledovná: atómy kovov ľahko darujú valenčné elektróny a menia sa na kladne nabité ióny. Pomerne voľné elektróny, oddelené od atómu, sa pohybujú medzi kladnými kovovými iónmi. Medzi nimi vzniká kovová väzba to znamená, že sa zdá, že elektróny cementujú kladné ióny kryštálovej mriežky kovov.

Vodíková väzba.

Väzba, ktorá vzniká medzi atómami vodíka jednej molekuly a atómom silne elektronegatívneho prvku(O, N, F) iná molekula sa nazýva vodíková väzba.

Môže vyvstať otázka: prečo práve vodík tvorí takú špecifickú chemickú väzbu?

Je to preto, že atómový polomer vodíka je veľmi malý. Okrem toho, keď vodík vytesní alebo sa úplne vzdá svojho jediného elektrónu, získa relatívne vysoký kladný náboj, vďaka ktorému vodík jednej molekuly interaguje s atómami elektronegatívnych prvkov, ktoré majú čiastočný negatívny náboj, ktorý vstupuje do zloženia iných molekúl (HF, H2O, NH3) ...

Pozrime sa na niekoľko príkladov. Obvykle zobrazujeme zloženie vody chemický vzorec H 2 O. To však nie je úplne presné. Správnejšie by bolo označiť zloženie vody vzorcom (H20) n, kde n = 2,3,4 atď. To sa vysvetľuje skutočnosťou, že jednotlivé molekuly vody sú prepojené vodíkovými väzbami.

Vodíková väzba je zvyčajne označená bodkami. Je oveľa slabšia ako iónové alebo kovalentné väzby, ale silnejšia ako normálne intermolekulárne interakcie.

Prítomnosť vodíkových väzieb vysvetľuje nárast objemu vody s klesajúcou teplotou. Je to spôsobené tým, že s poklesom teploty dochádza k posilňovaniu molekúl a preto klesá hustota ich „balenia“.

Pri štúdiu organickej chémie vyvstala nasledujúca otázka: prečo sú teploty varu alkoholov oveľa vyššie ako zodpovedajúce uhľovodíky? Vysvetľuje to skutočnosť, že medzi molekulami alkoholu sa vytvárajú aj vodíkové väzby.

K zvýšeniu teploty varu alkoholov dochádza aj v dôsledku zväčšenia ich molekúl.

Vodíková väzba je typická pre mnoho ďalších. Organické zlúčeniny(fenoly, karboxylové kyseliny a pod.). Z kurzov organickej chémie a všeobecnej biológie viete, že prítomnosť vodíkovej väzby vysvetľuje sekundárnu štruktúru bielkovín, štruktúru dvojitej špirály DNA, to znamená fenomén komplementarity.

4. Povaha a druhy chemických väzieb. Kovalentná väzba

4.6. Charakteristika kovalentnej väzby

Najdôležitejšie charakteristiky kovalentnej väzby sú: dĺžka l, energia E, smerovosť, sýtosť, polarita.

Dĺžka chemickej väzby je vzdialenosť medzi jadrami chemicky viazaných atómov. Čím dlhšia je väzba, tým väčšie sú polomery interagujúcich atómov. Dĺžka väzby navyše závisí od jej multiplicity: v sérii molekúl rovnakého typu má jednoduchá väzba najväčšiu dĺžku a trojitá väzba je najkratšia. Hodnoty dĺžok chemických väzieb sa pohybujú v rozmedzí 0,1–0,3 nm (1 nm = = 10–9 m).

Pod energia chemickej väzby rozumie sa energia, ktorá sa uvoľňuje počas jej formovania (alebo sa vynakladá na prerušenie väzby). Väzbová energia sa meria v kilojouloch na mol. Energia väzby je mierou jej sily: čím vyššia je energia väzby, tým je väzba silnejšia.

Energia väzby závisí od:

z multiplicity (v rade sa zvyšuje energia jednoduchej, dvojitej, trojitej väzby);
dĺžky (čím je väzba dlhšia, tým menej sa AO prekrývajú, tým je slabšia);
spôsob prekrývania AO (ako už bolo uvedené, σ-väzby sú silnejšie ako π-väzby);
Polarity: Všeobecne platí, že viac polárnych väzieb je silnejších.

Príklad 4.3. Uveďte vzorec molekuly s najsilnejšou väzbou uhlík-kyslík:

Riešenie. Poďme vykresliť štruktúrne vzorce z uvedených molekúl:

Najsilnejšia väzba uhlík - kyslík je v molekule CO, pretože v tomto prípade je trojitá.

Odpoveď: 2).

Energia kovalentných väzieb je asi 100–1 000 kJ / mol. Najsilnejšie trojité väzby sú v molekulách N 2 (940 kJ / mol) a CO (1076 kJ / mol).

S nárastom multiplicity väzby klesá jeho dĺžka a zvyšuje sa energia.

Nasýtenie chemickou väzbou znamená, že schopnosť daného atómu vytvárať kovalentné väzby nie je neobmedzená, ale obmedzená dobre definovaným maximálnym počtom. Atóm vodíka môže napríklad tvoriť iba jednu kovalentnú väzbu a atóm uhlíka maximálne štyri Kovalentné väzby.

Nasýtenie kovalentnej väzby je spôsobené obmedzeným počtom valenčných elektrónov (presnejšie obmedzenými valenčnými schopnosťami, ak vezmeme do úvahy tvorbu väzieb mechanizmom donor-akceptor) pre daný atóm (existuje jeden taký elektrón v atóm vodíka a štyri v atóme uhlíka).

Smer kovalentných väzieb znamená, že každá molekula má určitú priestorovú štruktúru (geometria, stereochémia). Geometria molekuly je určená uhlami väzby, t.j. uhly medzi imaginárnymi rovnými čiarami prechádzajúcimi jadrom atómov. Každá molekula má svoju vlastnú štruktúru, pretože interakcia AO s určitým tvarom a vzájomnou orientáciou sa neuskutočňuje svojvoľne, ale v smere ich maximálneho prekrývania. Je ľahké vysvetliť uhlový tvar molekuly H 2 Se (s-AO atómu H sa prekrýva so 4p-AO atómu Se nasmerovaného voči sebe navzájom v uhle 90 °) a pyramídovú štruktúru molekula fosfínu PH 3 (s-AO atómu H sa prekrýva s 3p-AO atómu P umiestneného pozdĺž osí x, y, z):

Tabuľka 4.1 ukazuje štrukturálne charakteristiky (priestorová konfigurácia, typ väzieb, polarita) niektorých molekúl a iónov, ako aj látok.

Tabuľka 4.1

Štruktúra niektorých molekúl, iónov a látok

Vzorec (názov)	Priestorová konfigurácia	Charakteristika väzieb, štruktúra molekúl
H 2 O (voda)		Molekula má uhlovú štruktúru (α = 105 °), polárne (dipól), 2σ-väzby podľa mechanizmu výmeny
NH 3 (amoniak)		Molekula má pyramídovú štruktúru (α = 107 °), polárne (dipól), 3σ-väzby podľa výmenného mechanizmu
CO 2 (oxid uhoľnatý)		Molekula má lineárnu štruktúru 1 (α = 180 °), nepolárnu, 4 väzby (2σ + 2π) prostredníctvom výmenného mechanizmu
CH 4 (metán)		Molekula má tetrahedrálnu štruktúru 2 (α = 109 °), nepolárne, 4σ-väzby podľa výmenného mechanizmu
H 2 O 2 (peroxid vodíka)		Molekula je polárna, 3 σ-väzby výmenným mechanizmom, 2 z nich sú polárne (Н-О väzby)
P 4 (biely fosfor)		Tetrahedrálna štruktúra (α = 60 °), nepolárna molekula, 6 σ-väzieb výmenným mechanizmom
S 8 (kosoštvorcová a monoklinická síra)		Štruktúra vo forme „koruny“, nepolárnej molekuly, 8 σ-väzieb výmenným mechanizmom
N 2 H 4 (hydrazín)		Molekula je polárna, 5 σ-väzieb, 4 z nich sú polárne (všetko mechanizmom výmeny)
NH20H (hydroxylamín)		Molekula je polárna. 4 σ-väzby (všetky mechanizmom výmeny)
CS 2 (sírouhlík)		Molekula má lineárnu štruktúru (α = 180 °), nepolárnu, 4 väzby (2σ + 2π), všetko prostredníctvom mechanizmu výmeny
COF 2		Molekula je trojuholníková (jadrá všetkých atómov sú v rovnakej rovine), polárna, 4 väzby (3σ + 1π), všetko prostredníctvom mechanizmu výmeny
SO 2 (oxid sírový)		Molekula má uhlovú štruktúru (α = 120 °), polárnu, 4 väzby (2σ + 2π), všetko prostredníctvom mechanizmu výmeny
SO 3 (oxid síry (VI))		Molekula má tvar trojuholníka (α = 120 °), všetky atómy ležia v rovnakej rovine 4, nepolárne, 6 väzieb (3σ + 3π), všetko prostredníctvom mechanizmu výmeny
HCN (kyanovodík)		Molekula má lineárnu štruktúru (α = 180 °), polárnu, 4 väzby (2σ + 2π), všetko prostredníctvom mechanizmu výmeny
H 3 O + (hydróniový ión)		Ión má pyramídovú štruktúru (ako NH3), α = 107 °, 3 σ-väzby: jeden darcom-akceptorom, dva výmenným mechanizmom
NH 4 + (amónny ión)		Ión má tetrahedrálnu štruktúru (α = 109 °), 4 σ-väzby: jeden mechanizmom donor-akceptor, tri mechanizmom výmeny
C 6 H 6 (benzén)		Uhol väzby α sa rovná 120 °. Nepolárna molekula
SiC (karborundum)		Tetrahedrálne usporiadanie atómov v priestore 5 (väzbový uhol 109 °)
Grafit		V grafite je dĺžka väzby C - C 0,142 nm, uhol väzby je 120 °
Carbin		Uhol väzby je 180 °, dĺžka väzby uhlík-uhlík je 0,120 nm

Poznámky: 1. Molekuly BeH 2, BeCl 2, BeF 2 majú lineárnu štruktúru. 2. Molekuly SiH 4, CCI 4, CF 4, CBr 4 majú podobnú štruktúru. 3. Molekula COCl 2 má podobnú štruktúru. 4. Molekuly BH 3, BF 3, BCl 3 majú plochú trojuholníkovú štruktúru. 5. Rovnaké priestorové usporiadanie atómov kremíka a diamantu (dĺžka väzby C - C v diamante je 0,154 nm).

Príklad 4.4. Nakreslite elektronický vzorec molekuly CO 2.

Riešenie. Grafický vzorec molekuly je O = C = O (pozri tabuľku 4.1). Vzhľadom na to, že každá väzba (nezávisle od typu σ- alebo π) je tvorená dvojicou elektrónov a atóm kyslíka má dva osamelé páry elektrónov (zo šiestich valenčných elektrónov sa na vzniku väzieb zúčastňujú iba dva atóm uhlíka a štyri zostanú, presne tu sú dva páry), elektronický vzorec CO 2 má formu

Podľa povahy distribúcie hustoty elektrónov v molekule sú chemické väzby rozdelené na kovalentné, iónové a kovové.

1. Kovalentná väzba - chemická väzba medzi dvoma atómami, uskutočnená dvojicou elektrónov spoločných pre tieto atómy.

Existujú tri mechanizmy vzniku kovalentnej väzby: výmena, donor-akceptor a datív.

Vo výmennom mechanizme je kovalentná väzba tvorená dvoma elektrónmi s opačne zameranými spinmi a patriacimi k rôznym atómom.

Mechanizmus donora-akceptora na vytvorenie kovalentnej väzby nastáva, keď jeden z atómov (darca) predstavuje pár elektrónov pre väzbu a druhý (akceptor) predstavuje prázdny orbitál.

Ak atómy tvoriace väzbu súčasne vykonávajú funkcie darcu aj akceptora, potom sa hovorí o dátovom mechanizme vzniku kovalentnej väzby.

Na posúdenie schopnosti atómu daného prvku priťahovať elektróny, ktoré k sebe vytvárajú väzbu, použite hodnotu relatívnej elektronegativity ( EO). Keď sa medzi atómami rôznych prvkov vytvorí kovalentná väzba, elektrónový mrak sa posunie k atómu s veľkou hodnotou EO... Čím väčší je rozdiel elektronegativít, tým väčšia je polarita väzby. Vytesnenie spoločného elektrónového oblaku vedie k tomu, že hustota negatívneho náboja je vyššia v blízkosti viac elektronegatívneho atómu a nižšia v blízkosti menej elektronegatívneho atómu. Prvý atóm teda získa nadbytočný záporný náboj a druhý - prebytok kladného náboja s rovnakou absolútnou hodnotou. Takéto poplatky sa nazývajú efektívne ... Nazýva sa sústava dvoch rovnako veľkých, ale opačných znakových nábojov, umiestnených v určitej vzdialenosti od seba elektrický dipól ... Spojovací dipólový moment  (Klm) je určený zo vzťahu

 = ql,

kde q- absolútna hodnota náboja, C; l- dĺžka dipólu, m (vektor smerujúci zo stredu kladného náboja do stredu záporného náboja).

Debye (1D = 3,3310 -30 Klm) slúži ako nesystémová jednotka merania hodnoty dipólového momentu.

Dipólový moment polyatomickej molekuly sa považuje za vektorový súčet dipólových momentov väzieb, t.j. závisí to nielen od polarit dlhopisov, ale aj od ich vzájomného usporiadania.

Triatomická molekula AB 2 môže mať lineárnu (a) alebo uhlovú (b) štruktúru:

Štvoratómová molekula AB 3 môže byť zostavená vo forme pravidelného trojuholníka (c), trigonálnej pyramídy (d) alebo v tvare T

pre mňa).

c) d) e)

Molekuly AB 4 môžu mať tetraedrickú a štvorcovú štruktúru.

V lineárnych molekulách AB 2, trojuholníkových AB 3, tetraedrických a štvorcových AB 4 sa dipólové momenty väzieb A-B navzájom kompenzujú, takže celkové dipólové momenty sú nulové, to znamená, že tieto molekuly sú nepolárne polaritu jednotlivých väzieb.

V uhlových, pyramídových a T-tvarových molekulách nedochádza ku kompenzácii dipólových momentov jednotlivých väzieb, dipólové momenty takýchto molekúl nie sú rovné nule.

Na predpovedanie geometrickej štruktúry molekúl sa používa myšlienka hybridizácie atómových orbitálov (AO) centrálneho atómu (CA).

Hybridizácia Je priemerovanie energií AO v centrálnom atóme pred chemickou interakciou, ktorá vedie k tvorbe hybridných orbitálov smerujúcich k vytvorenej väzbe. Z tohto dôvodu sa prekrývanie elektrónových oblakov CA a interagujúcich atómov zvyšuje, čo vedie k posilneniu chemickej väzby.

Počet hybridných AO sa rovná počtu počiatočných AO zapojených do hybridizácie. Ak sa teda na hybridizácii zúčastňuje jeden s- a jeden p-orbitály (sp-hybridizácia), potom sa vytvoria dva ekvivalentné sp-orbitaly; z jedného s- a dvoch p -orbitálov (sp2 -hybridizácia) sa vytvoria tri sp2 -orbitaly

Každý typ hybridizácie AO zodpovedá určitému geometrickému tvaru molekuly:

2. Iónová väzba - výsledok elektrostatickej interakcie opačne nabitých iónov, ktoré sú od seba oddelené elektronické škrupiny... Túto väzbu je možné považovať za obmedzujúci prípad polarity chemickej kovalentnej väzby, ktorá zodpovedá významnému posunu páru väzbových elektrónov k najviac elektronegatívnemu atómu. Čím je tento posun väčší, tým je väzba bližšie k čisto iónovému.

3. Vodíková väzba vzniká v prípadoch, keď je atóm vodíka naviazaný na atómy silne elektronegatívneho prvku schopný vytvoriť ďalšiu chemickú väzbu. Prítomnosť vodíkových väzieb vedie k viditeľnej polymerizácii vody, fluorovodíka a mnohých organických zlúčenín.

V látkach s molekulárnou štruktúrou sa prejavuje intermolekulárna interakcia. Sily intermolekulárnej interakcie, nazývané tiež sily Van der Waals , slabšie ako sily vedúce k vytvoreniu kovalentnej väzby, ale prejavujú sa na veľké vzdialenosti. Hlavnú úlohu pri ich tvorbe zohráva interakcia molekulárnych dipólov.

Príklad 1. Ktoré zo spojení H – N., H – S, H – Te, H – Li najpolárnejšie? Na ktorý z atómov je elektrónový oblak posunutý v každom z uvedených príkladov?

Riešenie. Na určenie povahy väzby je potrebné nájsť rozdiel elektronegativít ( EO) v týchto pároch atómov:

a)  EO H - N. = 3,0 – 2,1 = 0,9;

b)  EO H - S = 2,5 – 2,1 = 0,4;

c)  EO H - Te = 2,1 – 2,1 = 0;

d)  EO H - Li = 2,1 – 1,0 = 1,1.

Čím viac  EO, tým je spojenie polárnejšie. Najpolárnejšie spojenie H – Li... Elektrónový mrak je posunutý smerom k atómu s väčšou elektronegativitou, tj k dusíku v prvom prípade, síre v druhom a vodíku vo štvrtom. V treťom príklade odkaz H – Te nie je polárny, elektrónový mrak je rovnako vzdialený od vodíka a telúru.

Príklad 2. Akú valenciu môžu atómy fluóru a chlóru vykazovať vo svojich zlúčeninách?

Riešenie. Oba prvky, F a Cl, umiestnené v skupine VII A, sú elektronické analógy a majú štruktúru vonkajšej energetickej hladiny n s 2 n p 5. Ale pre atóm fluóru je druhá energetická hladina vonkajšia, ktorá má iba 2 podúrovne: s- a p-, zatiaľ čo vonkajšie elektróny atómu chlóru zaberajú tretiu energetickú úroveň obsahujúcu dvojúrovňovú úroveň:

9 F 17 Cl

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

Valencia oboch prvkov, určená počtom nepárových elektrónov, v neexcitovaných atómoch je 1. Ale pri excitácii sa elektróny atómov chlóru môžu preniesť na voľné orbitaly 3 d, a preto môže byť valencia tohto prvku 3, 5, 7:

Príklad 3. Vysvetlite mechanizmus vzniku molekuly SiF 4 a ión SiF 6 2 -. Môže existovať ión? CF 6 2 - ?

Riešenie. Elektronická konfigurácia atómu kremíka je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2. Elektronická štruktúra jeho vonkajšiu energetickú úroveň je možné znázorniť na nasledujúcom grafickom diagrame:

Po excitácii atóm kremíka prejde do stavu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 a elektronický stav jeho vonkajšej energetickej hladiny zodpovedá schéme

Štyri nepárové elektróny excitovaného atómu sa môžu podieľať na tvorbe štyroch kovalentných väzieb mechanizmom výmeny s atómami fluóru, z ktorých každý má jeden párovaný elektrón, za vzniku molekuly SiF 4 .

Na tvorbu iónov SiF 6 2- k molekule SiF 4 dva ióny sa musia spojiť F - (1s 2 2s 2 2p 6), ktorých všetky ióny sú spárované. V tomto prípade sa väzba uskutočňuje podľa mechanizmu donora-akceptora kvôli páru elektrónov fluoridových iónov a dvom prázdnym 3 d orbitálom atómu kremíka.

A on CF 6 2- nemôže byť vytvorený, pretože uhlík ako prvok druhej periódy nemá voľné d-orbitaly, ktoré by mohli byť akceptormi elektrónových párov.

Príklad 4. Dipólový moment molekuly amoniaku je 1,48 D. Vypočítajte dĺžku dipólu. Môžeme predpokladať, že molekula má tvar pravidelného trojuholníka?

Riešenie.

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

q= 1,60 -10 -19 Cl.

Dĺžka dipólu,
m = 0,0308 nm.

Molekula NH 3 nemôže mať tvar pravidelného trojuholníka, pretože v tomto prípade by bol jeho dipólový moment rovný nule. Táto molekula je postavená vo forme trigonálnej pyramídy, na vrchole ktorej je atóm dusíka, a v hornej časti bázy sú atómy vodíka.

Aký je charakter väzieb v molekulách NCl 3 , CS 2 , ICl 5 , NF 3 , OF 2 , ClF, CO 2 ? U každého z nich uveďte smer posunu spoločného elektrónového páru.

Vysvetlite, prečo môže byť maximálna valencia fosforu päť, zatiaľ čo dusík nemá taký valenčný stav.

H – O – X, (kde NS -Cl, Br, Ja) a určiť: a) ktorá z väzieb v každej molekule sa vyznačuje vyšším stupňom ionicity; b) aký je charakter disociácie molekúl vo vodnom roztoku.

Na základe rozdielu v elektronegativitách atómov prvkov uveďte, ako sa mení stupeň ionicity väzby v zlúčeninách HF, HCl, HBr, AHOJ.

Určte, v ktorom z oxidov prvkov tretej periódy periodický systém prvky D.I. Mendelejevovo spojenie E - O sa blíži k iónu.

Porovnajte spôsoby vytvárania kovalentných väzieb v molekulách CH 4 , NH 3 a v ióne NH 4 + ... Môžu existovať ióny CH 5 + a NH 5 2+ ?

Ktorý atóm alebo ión je darcom elektrónového páru pri tvorbe iónu BH 4 - ?

Ionizačné energie atómov fluóru a chlóru sú 17,4 a 13,0 eV. Pre ktorý z týchto prvkov je tvorba iónových zlúčenín najcharakteristickejšia?

Vypočítajte rozdiel v relatívnych elektronegativitách atómov pre väzby H – O a O – Ako... Ktorá väzba je polárnejšia? Aký je typ hydroxidov Ako(Oh) 3 ?

Akú valenciu môže síra vykazovať vo svojich zlúčeninách? Aká je štruktúra vonkajšej elektronickej hladiny síry v normálnom a excitovanom stave?

Určte polaritu molekuly HBr ak je dĺžka dipólu molekuly 0,18 -10 -10 m.

Dĺžka dipólu molekuly fluorovodíka je 4–10 –11 m. Vypočítajte jeho dipólový moment v diskusiách a coulombových metroch.

Dipólové momenty molekúl H 2 O a H 2 S sa rovnajú 1,84, respektíve 0,94 D. Vypočítajte dĺžky dipólov. V ktorej molekule je väzba polárnejšia? Uveďte smery dipólových momentov väzieb v týchto molekulách.

Dipólový moment molekuly CS 2 je nula. Aký typ hybridizácie uhlíkových AO popisuje vznik tejto molekuly?

Pomocou nižšie uvedených údajov pre zlúčeniny so sp-, sp2 -a sp3 -hybridizáciou elektrónových oblakov určte, v takom prípade bude väzba najsilnejšia.

Dipólové momenty molekúl Bf 3 a NF 3 sa rovnajú 0 a

0,2 E. Aké typy hybridizácií bóru a dusíka AO opisujú vznik tejto molekuly?

Aký je typ hybridizácie elektrónových oblakov v molekulách BeH 2 , SiH 4 , CS 2 , BBr 3 ? Akú priestorovú konfiguráciu majú tieto molekuly?

Aké hybridné oblaky atómu uhlíka sa podieľajú na tvorbe chemickej väzby v molekulách CCl 4 , CO 2 , COCl 2 ?

Aký je dôvod rozdielnej priestorovej štruktúry molekúl BCl 3 a NH 3 ?

Uveďte typ hybridizácie kremíkových AO v molekulách SiH 4 a SiF 4 ... Sú tieto molekuly polárne?

Aký tvar môžu mať molekuly AB 2? Zvážte molekuly BeCl 2 , ZnBr 2 , CO 2 , H 2 O.

Aký typ hybridizácie prebieha počas tvorby molekúl NH 3 a H 2 O? Čo vysvetľuje zmenu hodnoty uhla H -N.- H. a H - O - H v porovnaní s uhlom väzby zodpovedajúcim tomuto typu hybridizácie?

V molekulách SO 2 a SO 3 atóm síry je v sp2 -hybridizačnom stave. Sú tieto molekuly polárne? Aká je ich priestorová štruktúra?

Pri interakcii SiF 4 s HF formované silná kyselina H 2 SiF 6 disociácia na ióny H + a SiF 6 2 -. Môže reakcia medzi CF 4 a HF?

Úloha číslo 1

Z navrhovaného zoznamu vyberte dve zlúčeniny, v ktorých existuje iónová chemická väzba.

1. Ca (ClO2) 2
2. HClO 3
3. NH4CI
4. HClO 4
5. Cl207

Odpoveď: 13

V drvivej väčšine prípadov je možné určiť prítomnosť iónového typu väzby v zlúčenine tým, že zloženie jej štruktúrnych jednotiek súčasne obsahuje atómy typického kovu a atómy nekovu.

Na tomto základe zistíme, že v zlúčenine pod číslom 1 - Ca (ClO 2) 2 existuje iónová väzba, pretože v jeho vzorci vidíte atómy typického kovového vápnika a atómy nekovov - kyslík a chlór.

V tomto zozname však nie sú žiadne ďalšie zlúčeniny obsahujúce atómy kovov aj nekovov.

Medzi zlúčeniny uvedené v úlohe patrí chlorid amónny, v ktorom je iónová väzba realizovaná medzi amónnym katiónom NH4 + a chloridovým iónom Cl -.

Úloha číslo 2

Z uvedeného zoznamu vyberte dve zlúčeniny, v ktorých je typ chemickej väzby rovnaký ako v molekule fluóru.

1) kyslík

2) oxid dusnatý (II)

3) bromovodík

4) jodid sodný

Do poľa pre odpoveď napíšte čísla vybraných spojení.

Odpoveď: 15

Molekula fluóru (F 2) pozostáva z dvoch atómov jedného chemického prvku nekovu, preto je chemická väzba v tejto molekule kovalentná nepolárna.

Kovalentnú nepolárnu väzbu je možné realizovať iba medzi atómami rovnakého chemického prvku nekovu.

Z navrhovaných možností má kovalentnú nepolárnu väzbu iba kyslík a diamant. Molekula kyslíka je dvojatómová, pozostáva z atómov jedného chemického prvku nekovu. Diamant má atómovú štruktúru a vo svojej štruktúre je každý atóm uhlíka, ktorý je nekovový, viazaný na ďalšie 4 atómy uhlíka.

Oxid dusnatý (II) je látka pozostávajúca z molekúl tvorených atómami dvoch rôznych nekovov. Pretože elektronegativity rôznych atómov sú vždy odlišné, celkový pár elektrónov v molekule je posunutý smerom k elektronegatívnejšiemu prvku, v tomto prípade kyslíku. Väzba v molekule NO je teda kovalentne polárna.

Bromovodík pozostáva aj z dvojatómových molekúl zložených z atómov vodíka a brómu. Spoločný elektrónový pár tvoriaci väzbu H-Br je posunutý smerom k elektronegatívnejšiemu atómu brómu. Chemická väzba v molekule HBr je tiež kovalentne polárna.

Jodid sodný je iónová látka tvorená kovovým katiónom a jodidovým aniónom. Väzba v molekule NaI vzniká v dôsledku prechodu elektrónu z 3 s-orbitál sodíkového atómu (atóm sodíka sa zmení na katión) na podplnený 5 p-orbitál atómu jódu (atóm jódu sa zmení na anión). Táto chemická väzba sa nazýva iónová.

Úloha číslo 3

Z navrhovaného zoznamu vyberte dve látky, medzi molekulami ktorých sa tvoria vodíkové väzby.

1. C 2 H 6
2. C 2 H 5OH
3. H20
4. CH 3 OCH 3
5. CH 3 COCH 3

Do poľa pre odpoveď napíšte čísla vybraných spojení.

Odpoveď: 23

Vysvetlenie:

Vodíkové väzby prebiehajú v látkach molekulárnej štruktúry, v ktorých sú prítomné kovalentné väzby H-O, H-N, H-F. Títo. kovalentné väzby atómu vodíka s atómami tri chemické prvky s najvyššou elektronegativitou.

Medzi molekulami teda zrejme existujú vodíkové väzby:

2) alkoholy

3) fenoly

4) karboxylové kyseliny

5) amoniak

6) primárne a sekundárne amíny

7) kyselina fluorovodíková

Úloha číslo 4

Zo zoznamu vyberte dve zlúčeniny s iónovými chemickými väzbami.

1.Cl3
2. CO2
3. NaCl
4.H 2 S
5. MgO

Do poľa pre odpoveď napíšte čísla vybraných spojení.

Odpoveď: 35

Vysvetlenie:

V drvivej väčšine prípadov je možné vyvodiť záver o prítomnosti iónového typu väzby v zlúčenine tým, že štruktúrne jednotky látky súčasne obsahujú atómy typického kovu a atómy nekovu .

Na tomto základe zistíme, že v zlúčenine s číslom 3 (NaCl) a 5 (MgO) existuje iónová väzba.

Poznámka*

Okrem vyššie uvedeného znaku je možné povedať o prítomnosti iónovej väzby v zlúčenine, ak jej štruktúrna jednotka obsahuje amónny katión (NH4 +) alebo jeho organické analógy - alkylamóniové katióny RNH 3 +, dialkylamonium R2 NH2 +, trialkylamónium R3NH + alebo tetraalkylamónium R4N +, kde R je nejaký uhľovodíkový radikál. Iónový typ väzby sa napríklad vyskytuje v zlúčenine (CH3) 4NC1 medzi katiónom (CH3) 4 + a chloridovým iónom Cl -.

Úloha číslo 5

Z navrhovaného zoznamu vyberte dve látky s rovnakým typom štruktúry.

4) soľ

Do poľa pre odpoveď napíšte čísla vybraných spojení.

Odpoveď: 23

Úloha číslo 8

Z navrhovaného zoznamu vyberte dve látky nemolekulárnej štruktúry.

2) kyslík

3) biely fosfor

5) kremík

Do poľa pre odpoveď napíšte čísla vybraných spojení.

Odpoveď: 45