Jenis ikatan kimia.
Ikatan ionik
Gred 8
Setelah menjadi pelanggan anda selama bertahun-tahun, saya sentiasa membiasakan diri dengan penerbitan perkembangan pelajaran, aktiviti ekstrakurikuler, dan bahan pengajaran. Dari banyak penerbitan saya boleh mengumpul idea-idea yang menarik, atas dasar itu saya mengembangkan pelajaran saya sendiri.
Mempunyai peluang untuk menentukan secara bebas urutan mempelajari bahan dalam kursus kimia, selepas mempelajari topik "Undang-undang berkala dan sistem berkala unsur kimia D.I. Mendeleev berdasarkan struktur atom," saya menganggap perlu untuk mengkaji bahan tersebut mengenai topik "Struktur Jirim." Pertimbangan topik "Struktur Jirim" dalam gred ke-8 membolehkan anda mempelajari topik kursus berikutnya pada tahap yang lebih mendalam, contohnya, "Halogens", "Logam Alkali", dll.
Saya membawa kepada perhatian anda perkembangan pelajaran mengenai topik "Ikatan ionik". Pelajaran disusun sedemikian rupa sehingga pelajar, selepas mengulangi bahan yang dipelajari sebelumnya, berjaya menguasai yang baru. Saya berharap perkembangan pelajaran akan berguna kepada rakan sekerja saya - guru kimia, akan menjadikan pelajaran menarik, dan mengatur kerja kreatif bebas untuk kanak-kanak.
Objektif pelajaran. Pendidikan: pengulangan, pembetulan dan penyatuan pengetahuan mengenai topik "Struktur atom"; penyatuan konsep "keelektronegatifan", "ikatan kutub kovalen" dan "ikatan nonpolar kovalen"; pengenalan konsep "ion", "ikatan ionik"; kajian jenis baru ikatan kimia - ikatan ionik, sifat dan keadaan pembentukannya; latihan dalam kemahiran membandingkan gambar rajah struktur atom dan ion neutral.
Pendidikan: pembangunan kemahiran dalam melukis gambar rajah elektronik untuk pembentukan ikatan kimia, sebatian dengan jenis ikatan ionik dan menentukan bilangan elektron dalam ion; pembangunan kemahiran dalam menentukan jenis ikatan berdasarkan analisis komposisi sebatian kimia.
peralatan. Jadual berkala unsur kimia, kad dengan formula bahan (H 2 O, Br 2, CO 2, O 3, HCl, HNO 3, P 4, CS 2, H 2 SO 4, S 8), kertas edaran, kad isyarat warna dengan nombor: merah – 1, biru – 2, ungu – 3.
Jenis pelajaran. Digabungkan (80 min.)
SEMASA KELAS
Pengulangan bahan yang telah dipelajari sebelumnya
cikgu. Hari ini anda dan saya perlu menakluki salah satu puncak terpenting dalam sains kimia - puncak "Ikatan Kimia". Untuk memulakan pendakian, anda perlu bersedia untuk itu, mengumpul beg galas di mana untuk meletakkan semua pengetahuan yang diperlukan. Mula-mula, mari lihat bagaimana anda melakukannya sendiri.
Kami mengumpul beg galas kami. Pelajar diminta menyiapkan kerja bebas diikuti dengan ujian kendiri. Kerja bebas menyelesaikan masalah mengemas kini pengetahuan dan memainkan peranan diagnostik input (menentukan kesediaan pelajar untuk kerja selanjutnya mengenai topik tersebut).
Pelajar menerima tugasan pada kad. Dua pelajar dengan tahap latihan yang baik bekerja di meja berasingan, melakukan kerja dengan penanda pada helaian A4. Apabila selesai, mereka meletakkannya di papan. Dua pelajar yang bersedia mengulas kerja yang dilakukan dan menjawab soalan penjelasan daripada guru dan rakan sekelas. Selebihnya kelas menyemak kerja mereka secara bebas semasa mereka mengulas.
Pelajar yang menyiapkan kerja dan mengulasnya menerima gred.
Kerja bebas
Latihan 1. Dengan menggunakan formula elektronik, tentukan kedudukan unsur dalam jadual berkala dan namakannya.
Pilihan I. 1 s 2 2s 2 2hlm 6 3s 2 3hlm 4 .
Pilihan II. 1 s 2 2s 1 .
Tugasan 2. Berdasarkan kedudukan unsur dalam jadual berkala, bandingkan keelektronegatifan mereka dan letakkan tanda di antara mereka<, >, =.
Pilihan I.
1) EO (Br) * EO (Li);
2) EO (Al) * EO (Cl);
3) EO (S) * EO (O).
Pilihan II.
1) EO (Mg) * EO (F);
2) EO (C) * EO (O);
3) EO (I) * EO (Cl).
Tugasan 3. Tentukan bilangan elektron pada paras terluar dalam atom.
Varian I. Cl, K, P.
Pilihan II. Ca, S, F.
Tugasan 4. Tentukan bilangan elektron setiap atom yang hilang sebelum melengkapkan tahap luar.
Pilihan I. C, S, Cl.
Pilihan II. O, P, I.
Tugasan 5. Habiskan ayat.
Pilihan I. Ikatan nonpolar kovalen terbentuk antara …………………. .
Pilihan II. Ikatan kovalen polar terbentuk antara ……………………….
Jawapan kepada kerja bebas
Latihan 1.
Pilihan I. Formula elektronik 1 s 2 2s 2 2hlm 6 3s 2 3hlm 4 sepadan dengan atom sulfur. Unsur tersebut berada dalam tempoh ke-3 dalam kumpulan VI.
Pilihan II. Formula elektronik 1 s 2 2s 1 sepadan dengan atom litium. Unsur tersebut berada dalam tempoh ke-2 dalam kumpulan I.
Tugasan 2.
Pilihan I.
1) EO (Br) > EO (Li);
2) EO (Al)< ЭО (Cl);
3) EO (S)< ЭО (O).
Pilihan II.
1) EO (Mg)< ЭО (F);
2) EO (C)< ЭО (O);
3) EO (I)< ЭО (Сl).
Tugasan 3.
Varian I. Cl – 7, K – 1, P – 5.
Pilihan II. Ca – 2, S – 6, F – 7.
Tugasan 4.
Pilihan I. C – 4, S – 2, Cl – 1.
Pilihan II. O – 2, P – 3, I – 1.
Tugasan 5.
Pilihan I. Ikatan nonpolar kovalen terbentuk antara atom dengan keelektronegatifan yang sama, contohnya antara atom unsur kimia bukan logam yang sama.
Pilihan II. Ikatan kovalen polar terbentuk antara atom yang elektronegativitinya berbeza sedikit antara atom unsur kimia bukan logam yang berbeza.
cikgu. Tugas itu telah diselesaikan dengan baik, tetapi beberapa lelaki melakukan kesilapan. Mari kita semak semula konsep asas dan uji kemahiran kita dalam merangka litar elektronik untuk pembentukan ikatan kovalen supaya beg galas kita dipasang dengan betul.
kumpulan pertama. Pelajar yang menyiapkan kerja bebas tanpa kesilapan (berdasarkan keputusan ujian kendiri) melakukan ujian untuk penilaian.
Sasaran. Aplikasi pengetahuan dalam situasi baharu.
Kerja pengesahan
Pilihan I.
1. Membuat formula untuk bahan yang terdiri daripada dua unsur, formula elektronik yang atomnya ialah: a) 1 s 2 2s 2 2hlm 3; b) 1 s 1 .
2. Nyatakan jenis ikatan kimia dalam molekul ini dan buat gambar rajah elektronik pembentukannya.
Berdasarkan kedudukan unsur-unsur dalam jadual berkala, susunkannya mengikut urutan peningkatan keelektronegatifan atomnya:
Pilihan II.
1. a) S, Cl, O, K; b) F, P, Ca, N. s 2 2s 2 2hlm 6 3s 2 3hlm Buat formula untuk bahan yang mungkin terdiri daripada dua unsur, formula elektronik yang atomnya ialah: a) 1 s 4 ;
2. b) 1
1 . Nyatakan jenis ikatan kimia dalam molekul ini dan buat gambar rajah elektronik pembentukannya. Berdasarkan kedudukan unsur-unsur dalam jadual berkala, susunkan mengikut urutan peningkatan keelektronegatifan atomnya: a) Cl, I, Li, Al; b) C, N, Si, Ba.
kumpulan ke-2.
Pelajar yang melakukan kesilapan membuat cerita dengan mengisi tempat kosong dengan perkataan dan frasa yang dicadangkan. Sekiranya terdapat kesukaran, gunakan buku teks atau nota dalam buku nota.
Sasaran. Pengulangan, pembetulan dan pemantapan pengetahuan.
Cerita klise
Dalam jadual berkala, unsur-unsur disusun mengikut kumpulan dan tempoh. Jumlah bilangan elektron dalam atom ialah ........... . Nombor tempoh sepadan dengan...... . Nombor kumpulan menunjukkan………. . Lapisan luar yang lengkap mengandungi ........... .
Keelektronegatifan ialah keupayaan atom untuk menarik elektron daripada atom lain. Dalam tempoh dari kiri ke kanan, keelektronegatifan ialah ..........., dalam subkumpulan utama dari atas ke bawah - ....................
1) Ikatan nonpolar kovalen terbentuk antara ……..……. . Ikatan polar kovalen terbentuk antara............... .
2) bilangan elektron pada aras luar unsur subkumpulan utama,
3) meningkat,
4) nombor siri elemen,
5) lapan elektron,
6) berkurangan,
7) bilangan tahap tenaga,
8) antara atom berlainan unsur kimia bukan logam.
Kumpulan pertama menyerahkan hasil kerja mereka kepada guru untuk semakan gred akan diumumkan pada pelajaran seterusnya.
Kumpulan 2 menyemak hasil kerja mereka sambil mendengar jawapan salah seorang murid. Penjelasan diberikan jika perlu.
Jawapan kepada kerja ujian
kumpulan pertama Pilihan I.
1. Formula elektronik sepadan dengan: a) 1 s 2 2s 2 2hlm 3 – atom nitrogen; b) 1 s 1 – atom hidrogen. Unsur-unsur ini membentuk sebatian berikut - N 2, H 2, NH 3. Dalam molekul N 2, H 2 ialah ikatan nonpolar kovalen; dalam molekul NH 3 terdapat ikatan polar kovalen.
2. Berdasarkan kedudukan unsur dalam jadual berkala, keelektronegatifan meningkat dalam susunan berikut: a) K, S, Cl, O; b) Ca, P, N, F.
Pilihan II.
1. Formula elektronik sepadan dengan a) 1 s 2 2s 2 2hlm 6 3s 2 3hlm 4 – atom sulfur; b) 1 s 1 – atom hidrogen. Unsur-unsur ini membentuk sebatian berikut: S 2 , H 2 , H 2 S. Dalam molekul S 2 , H 2 ialah ikatan nonpolar kovalen; dalam molekul H 2 S terdapat ikatan polar kovalen.
litar pendidikan elektronik.
S2*:
H 2 S:
2. Berdasarkan kedudukan unsur dalam jadual berkala, keelektronegatifan meningkat dalam susunan berikut: a) Li, Al, I, Cl; b) Ba, Si, C, N.
kumpulan ke-2 Dalam jadual berkala, unsur-unsur disusun mengikut kumpulan dan tempoh. Jumlah bilangan elektron dalam atom ialah nombor siri elemen. Nombor tempoh sepadan bilangan aras tenaga. Nombor kumpulan menunjukkan bilangan elektron di aras luar untuk unsur subkumpulan utama. Lapisan luar yang lengkap mengandungi lapan elektron.
Keelektronegatifan ialah keupayaan atom untuk menarik elektron daripada atom lain. Dalam tempoh dari kiri ke kanan, keelektronegatifan meningkat, dalam subkumpulan utama dari atas ke bawah - berkurangan.
Ikatan nonpolar kovalen terbentuk antara atom unsur kimia bukan logam yang sama. Ikatan kovalen polar terbentuk antara atom berlainan unsur kimia bukan logam.
cikgu. Jadi, beg galas kami dibungkus, kami memulakan pendakian kami. Namun, halangan menanti kami sepanjang perjalanan. Dan halangan pertama adalah "air terjun" bahan.
Di papan tulis adalah gambar air terjun. Kad dengan formula kimia dilekatkan pada air terjun: H 2 O, Br 2, CO 2, O 3, HCl, HNO 3, P 4, CS 2, H 2 SO 4, S 8.
Senaman. Untuk mengatasi air terjun, dicadangkan untuk mengagihkan bahan mengikut jenis ikatan kimia.
Pilihan I. Tulis bahan dengan ikatan kutub kovalen dalam buku nota anda.
Pilihan II. Tulis bahan dengan ikatan nonpolar kovalen.
Pemeriksaan dijalankan secara hadapan.
Jawab. Bahan dengan ikatan polar kovalen - H 2 O, CO 2, HCl, HNO 3, CS 2, H 2 SO 4.
Bahan dengan ikatan nonpolar kovalen - Br 2, O 3, P 4, S 8.
cikgu. Hebat, kami telah berjaya mengatasi air terjun, tetapi halangan baru menanti kami di hadapan. "Sekatan" litar elektronik telah terbentuk di laluan gunung yang sempit.
Senaman. Tentukan antara rajah yang betul mencerminkan mekanisme pembentukan ikatan kimia.
Pilihan I. DARI 2
Pilihan II. BCl 3
Litar elektronik ditulis di belakang papan. Setiap murid mempunyai tiga kad isyarat berwarna dengan nombor. Pelajar memegang kad dengan nombor jawapan yang betul. Jika kesilapan dibuat, kerja pembetulan dijalankan.
cikgu. Syabas, kami berjaya menyusuri laluan gunung yang sempit, dan kami terus mendaki. Perhatian! Sebuah gua muncul di hadapan. Pendaki yang ingin tahu menemui penemuan menarik di dalamnya - peti kecil dan surat misteri.
Kami akan dapat meneruskan perjalanan kami hanya apabila kami meneka apa yang ada di dalam peti mati ini. Baiklah, mari kita berhenti sebentar dan membaca surat itu.
Di atas meja guru terdapat "keranda" yang dimeterai dengan meterai lilin. Di sebelahnya ada sepucuk surat yang dilipat. Murid diminta membaca surat tersebut.
Pelajar (membaca teks surat). Daripada bahan yang tersembunyi di dalam kotak ini, anda boleh mendapatkan logam yang mudah dipotong dengan pisau, renyuk seperti plastisin dan hanya disimpan di bawah lapisan minyak tanah. Daripadanya anda juga boleh mendapatkan gas kuning-hijau yang menyesakkan dan beracun, yang digunakan untuk membasmi kuman air. Tetapi kami biasanya menggunakan bahan ini secara berbeza. Ia ada di setiap rumah, di setiap meja. Pada zaman dahulu mereka berkata bahawa ia lebih berharga daripada emas, kerana anda boleh hidup tanpa emas, tetapi anda tidak boleh hidup tanpanya. Menurut adat Rusia, tetamu yang dikasihi disambut dengan bahan ini, dengan itu mendoakan kesihatan mereka, dan menumpahkannya bermakna kehilangan kesihatan, gagal.
cikgu. Apakah bahan misteri yang dibincangkan oleh surat itu? Apakah bahan yang diperoleh daripadanya?
Pelajar meneka bahan tersebut dan memberikannya nama kimia - garam meja, natrium klorida. Ia menunjukkan bahawa logam natrium dan gas klorin boleh diperoleh daripadanya. Sampel mineral diambil dari "keranda" dan ditunjukkan kepada pelajar.
cikgu. Apakah kaitan bahan ini dengan pelajaran kita?
pelajar. Oleh kerana kita sedang mengkaji topik "Ikatan kimia", adalah perlu untuk mengetahui bagaimana ia terbentuk di antara atom dalam natrium klorida dan jenis ia harus diklasifikasikan sebagai.
Mempelajari bahan baharu
cikgu. Bagus. Tujuan pelajaran kami adalah untuk membiasakan diri dengan jenis baru ikatan kimia - ionik, untuk mengetahui sifat dan keadaan pembentukannya. Kita akan belajar cara membina litar elektronik untuk pembentukan sebatian dengan jenis ikatan kimia ionik, dan menentukan jumlah bilangan elektron dalam ion.
Topik pelajaran dan formula untuk garam meja ditulis dalam buku nota.
cikgu. Mari kita pertimbangkan pembentukan ikatan ionik menggunakan natrium klorida sebagai contoh. Mari kita tulis persamaan yang mencerminkan interaksi atom natrium dan klorin:
Buat gambar rajah anda sendiri tentang struktur atom natrium dan klorin dalam buku nota anda. Tentukan bilangan elektron berpasangan dan tidak berpasangan pada aras terakhir dalam atom.
Na +11 1 s 2 2s 2 2hlm 6 3s 1 ;
Сl +17 1 s 2 2s 2 2hlm 6 3s 2 3hlm 5 .
Atom natrium dan klorin masing-masing mempunyai satu elektron tidak berpasangan. Apabila atom-atom ini mendekati jarak tertentu, awan elektron bagi elektron yang tidak berpasangan bertindih dan awan elektron yang biasa kepada dua atom terbentuk. Tetapi oleh kerana keelektronegatifan klorin jauh lebih besar daripada natrium, pasangan elektron yang dikongsi sepenuhnya beralih kepada atom klorin. Hasil daripada pemindahan elektron dari atom natrium ke atom klorin, zarah bercas bertentangan muncul: atom klorin memperoleh cas negatif, dan atom natrium memperoleh cas positif.
(Konsep "ion", "ikatan ionik" diperkenalkan, takrifan ditulis dalam buku nota.)
Zarah yang terbentuk akibat pemindahan elektron dari satu atom ke atom yang lain dipanggil ion.
Na 0 – 1 e-> Na 1+ , Cl 0 + 1 e-> Cl 1– .
Caj ion ditentukan oleh bilangan elektron yang diberi atau diterima. Ion bercas negatif dikurung dalam kurungan segi empat sama.
Ikatan kimia yang berlaku antara ion akibat interaksi elektrostatik dipanggil ionik.
Mari kita lihat struktur ion natrium dan klorin dan tentukan jumlah bilangan elektron dalam setiap ion:
Na 1+ +11 , 1 s 2 2s 2 2hlm 6 3s 0 (10 elektron);
Cl 1– +17 , 1 s 2 2s 2 2hlm 6 3s 2 3hlm 6 (18 elektron).
Mari semak yang utama kami kesimpulan.
Ion ialah zarah bercas yang menjadi atom akibat kehilangan atau keuntungan elektron.
Ikatan yang berlaku akibat interaksi elektrostatik antara ion dipanggil ionik.
Ikatan ionik berlaku antara atom logam dan bukan logam, keelektronegatifan yang sangat berbeza (lebih daripada dua unit). Ikatan ionik ialah kes ekstrem ikatan kovalen polar.
Sepanjang perjalanan, pangkalan pengetahuan kami berkembang. Mari kita terus bergerak ke arah atas. Tetapi tiba-tiba halangan baru timbul. Di hadapan terdapat "ketebalan" formula kimia yang padat, di mana anda boleh melaluinya jika anda mengeluarkan bahan dengan jenis ikatan kimia ionik.
Formula ditulis di papan tulis:
CCl 4, Na 2 SO 4, I 2, LiBr, F 2, CaCl 2, KI, Na 2 S, Mg(NO 3) 2, SO 2, Cl 2, BaO, I 2, N 2, MgS.
Pelajar diminta menulis sebatian dengan ikatan ionik dalam buku nota mereka.
Pemeriksaan hadapan. Seorang pelajar membaca formula yang dia tulis dalam buku notanya, pelajar lain menyemaknya. Guru memberi penerangan tentang bahan yang terdiri daripada tiga unsur kimia dan mempunyai dua jenis ikatan.
Jawab. Na 2 SO 4, LiBr, CaCl 2, KI, Na 2 S, Mg(NO 3) 2, BaO, MgS.
cikgu. Kami berjaya membuat laluan melalui belukar tebal, kami sangat dekat dengan matlamat kami. Jom kumpul semua ilmu dan naik ke puncak.
Di bawah bimbingan guru, kebolehan melukis gambar rajah untuk pembentukan ikatan ion, menentukan caj ion, dan bilangan elektron dalam ion disatukan menggunakan contoh sebatian: a) KF; b) Na 2 S; c) BeO.
Seterusnya, pelajar melakukan kerja yang serupa secara bebas, memilih mana-mana dua daripada formula yang dicadangkan: a) LiBr; b) CaCl 2; c) MgS; d) Mg 3 N 2 *. Tiga pelajar bekerja di papan pada masa yang sama. Tugasan dengan asterisk (*) tidak dijelaskan atau diuji dalam pelajaran ini penjelasan akan diberikan pada mesyuarat kelab kimia.
Keputusan disemak secara hadapan.
Membetulkan bahan
cikgu. Kami telah melalui jalan yang sukar tetapi menarik, puncak "Ikatan Kimia" telah ditakluki. Saya mengucapkan tahniah kepada anda, anda meletakkan banyak usaha untuk mencapainya, menunjukkan pengetahuan anda, menunjukkan kepintaran, mesra, membantu antara satu sama lain dalam masa sukar. Dan kini tiba masanya untuk kembali.
Pelajar diminta menyelesaikan ujian. Tujuan: kawalan operasi pengetahuan. Hasil pelaksanaan akan digunakan semasa merancang kerja pembetulan individu dengan pelajar.
Kerja pengesahan
1. Tentukan bilangan elektron pada aras luar dalam atom.
Pilihan I. F, B, Ca.
Pilihan II. Se, Al, C.
2. Nyatakan bilangan elektron yang akan diterima oleh atom untuk melengkapkan aras luarnya.
Pilihan I. S, P, Si.
Pilihan II. F, N, O.
3. Nyatakan jenis ikatan kimia dalam sebatian.
Pilihan I. CH 4, K 2 O, F 2.
Pilihan II. PCl 3, O 3, Al 2 O 3.
4. Buat gambar rajah elektronik untuk pembentukan ikatan kimia, nyatakan cas ion dan tentukan bilangan elektron dalam setiap jenis atom dan ion.
Pilihan I. a) KBr; b) AlCl 3.
Pilihan II. a) MgI 2; b) NaBr.
Isi meja.
Jadual
| Atom | Bilangan elektron | Dan dia | Bilangan elektron |
| … | …………… | … | ………… |
| … | …………… | … | ………… |
| … | …………… | … | ………… |
| … | …………… | … | ………… |
5*. Analisis lukisan dan isikan formula yang hilang.
Jawapan kepada kerja ujian
Latihan 1.
Varian I. F – 7, B – 3, Ca – 2.
Pilihan II. Se – 6, Al – 3, C – 4.
Tugasan 2.
Pilihan I. S – 2, P – 3, Si – 4.
Pilihan II. F – 1, N – 3, O – 2.
Tugasan 3.
Pilihan I. Dalam sebatian: CH 4 ialah ikatan kimia polar kovalen, K 2 O ialah ikatan ionik, F 2 ialah ikatan nonpolar kovalen.
Pilihan II. Dalam sebatian: PCl 3 ialah ikatan polar kovalen, O 3 ialah ikatan nonpolar kovalen, Al 2 O 3 ialah ikatan ionik.
Tugasan 4.
Pilihan I.
a) Untuk KBr:
K 0 – 1 e-> K 1+ , Br 0 + 1 e-> Br 1– .
b) Untuk AlCl 3:
Al 0 – 3 e-> Al 3+, Cl 0 + 1 e-> Cl 1– .
Atom Bilangan elektron Dan dia Bilangan elektron Al 0 13 Al 3+ 10 Cl 0 17 Cl 1– 18 K 0 19 K 1+ 18 Br 0 35 Br 1– 36 Pilihan II.
a) Untuk MgF 2:
Mg 0 – 2 e-> Mg 2+ , F 0 + 1 e-> F 1– .
b) Untuk NaBr:
Na 0 – 1 e-> Na 1+ , Br 0 + 1 e-> Br 1– .
Atom Bilangan elektron Dan dia Bilangan elektron Mg 0 12 Mg 2+ 10 saya 0 53 saya 1– 54 Na 0 11 Na 1+ 10 Br 0 35 Br 1– 36 Tugasan 5* (dibincangkan pada mesyuarat bulatan kimia).
Jawapannya mungkin seperti berikut: KCl, KH, Na 2 O, NaCl (mungkin terdapat sebatian logam lain dengan bukan logam ditunjukkan di bahagian tengah rajah, iaitu sebatian dengan ikatan ionik).
Merumuskan.
Penggredan.
Kerja rumah. Guzey L.S. Kimia.
Soalan. Tugasan. Senaman. gred 8–9. § 18.3, cth. 1, 2, 3 – secara bertulis. * Molekul S2 diatomik terbentuk apabila wap sulfur dipanaskan pada suhu yang tinggi. –
Catatan ed.
Tiada teori bersatu ikatan kimia; secara konvensional dibahagikan kepada kovalen (sejenis ikatan universal), ion (kes khas ikatan kovalen), logam dan hidrogen.
Ikatan kovalen
Pembentukan ikatan kovalen adalah mungkin melalui tiga mekanisme: pertukaran, penderma-penerima dan datif (Lewis). mengikut mekanisme metabolik
Pembentukan ikatan kovalen berlaku kerana perkongsian pasangan elektron sepunya. Dalam kes ini, setiap atom cenderung untuk memperoleh cangkerang gas lengai, i.e. mendapatkan tahap tenaga luaran yang lengkap. Pembentukan ikatan kimia mengikut jenis pertukaran digambarkan menggunakan formula Lewis, di mana setiap elektron valens atom diwakili oleh titik (Rajah 1).
nasi. 1 Pembentukan ikatan kovalen dalam molekul HCl oleh mekanisme pertukaran
Dengan perkembangan teori struktur atom dan mekanik kuantum, pembentukan ikatan kovalen diwakili sebagai pertindihan orbital elektronik (Rajah 2).
Semakin besar pertindihan orbital atom, semakin kuat ikatan, semakin pendek panjang ikatan, dan semakin besar tenaga ikatan. Ikatan kovalen boleh dibentuk dengan pertindihan orbital yang berbeza. Hasil daripada pertindihan orbital s-s, s-p, serta orbital d-d, p-p, d-p dengan lobus sisi, pembentukan ikatan berlaku. Ikatan terbentuk berserenjang dengan garis yang menghubungkan nukleus 2 atom. Satu dan satu ikatan mampu membentuk ikatan kovalen berganda (berganda), ciri bahan organik kelas alkena, alkadiena, dsb. Satu dan dua ikatan membentuk ikatan kovalen berganda (tiga kali ganda), ciri bahan organik kelas daripada alkuna (asetilena).
Pembentukan ikatan kovalen oleh mekanisme penderma-penerima Mari kita lihat contoh kation ammonium:
NH 3 + H + = NH 4 +
7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Atom nitrogen mempunyai pasangan elektron bebas bebas (elektron tidak terlibat dalam pembentukan ikatan kimia dalam molekul), dan kation hidrogen mempunyai orbital bebas, jadi mereka masing-masing adalah penderma dan penerima elektron.
Mari kita pertimbangkan mekanisme datif pembentukan ikatan kovalen menggunakan contoh molekul klorin.
17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Atom klorin mempunyai kedua-dua pasangan elektron bebas bebas dan orbital kosong, oleh itu, ia boleh mempamerkan sifat kedua-dua penderma dan penerima. Oleh itu, apabila molekul klorin terbentuk, satu atom klorin bertindak sebagai penderma dan satu lagi sebagai penerima.
Utama ciri-ciri ikatan kovalen ialah: ketepuan (ikatan tepu terbentuk apabila atom melekatkan seberapa banyak elektron pada dirinya sebagaimana yang dibolehkan oleh keupayaan valensnya; ikatan tak tepu terbentuk apabila bilangan elektron terikat kurang daripada keupayaan valens atom); arah (nilai ini berkaitan dengan geometri molekul dan konsep "sudut ikatan" - sudut antara ikatan).
Ikatan ionik
Tiada sebatian dengan ikatan ionik tulen, walaupun ini difahami sebagai keadaan atom terikat secara kimia di mana persekitaran elektronik atom yang stabil tercipta apabila jumlah ketumpatan elektron dipindahkan sepenuhnya kepada atom unsur yang lebih elektronegatif. Ikatan ionik hanya mungkin antara atom unsur elektronegatif dan elektropositif yang berada dalam keadaan ion bercas bertentangan - kation dan anion.
DEFINISI
Ion ialah zarah bercas elektrik yang terbentuk melalui penyingkiran atau penambahan elektron kepada atom.
Apabila memindahkan elektron, atom logam dan bukan logam cenderung membentuk konfigurasi petala elektron yang stabil di sekeliling nukleusnya. Atom bukan logam mencipta cangkerang gas lengai berikutnya di sekeliling terasnya, dan atom logam mencipta cangkerang gas lengai sebelumnya (Rajah 3).
nasi. 3. Pembentukan ikatan ion menggunakan contoh molekul natrium klorida
Molekul di mana ikatan ion wujud dalam bentuk tulen didapati dalam keadaan wap bahan. Ikatan ionik sangat kuat, dan oleh itu bahan dengan ikatan ini mempunyai takat lebur yang tinggi. Tidak seperti ikatan kovalen, ikatan ionik tidak dicirikan oleh arah dan ketepuan, kerana medan elektrik yang dicipta oleh ion bertindak sama pada semua ion disebabkan oleh simetri sfera.
Sambungan logam
Ikatan logam direalisasikan hanya dalam logam - ini adalah interaksi yang memegang atom logam dalam satu kekisi. Hanya elektron valens atom logam yang dimiliki oleh keseluruhan isipadunya mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan. Dalam logam, elektron sentiasa dilucutkan daripada atom dan bergerak ke seluruh jisim logam. Atom logam, kekurangan elektron, bertukar menjadi ion bercas positif, yang cenderung menerima elektron yang bergerak. Proses berterusan ini membentuk apa yang dipanggil "gas elektron" di dalam logam, yang mengikat semua atom logam bersama-sama (Rajah 4).
Ikatan logam adalah kuat, oleh itu logam dicirikan oleh takat lebur yang tinggi, dan kehadiran "gas elektron" memberikan kebolehtempaan dan kemuluran logam.
Ikatan hidrogen
Ikatan hidrogen ialah interaksi antara molekul tertentu, kerana kejadian dan kekuatannya bergantung kepada sifat kimia bahan tersebut. Ia terbentuk di antara molekul di mana atom hidrogen terikat kepada atom dengan keelektronegatifan tinggi (O, N, S). Kejadian ikatan hidrogen bergantung kepada dua sebab: pertama, atom hidrogen yang dikaitkan dengan atom elektronegatif tidak mempunyai elektron dan dengan mudah boleh digabungkan ke dalam awan elektron atom lain, dan, kedua, mempunyai orbital valensi, atom hidrogen mampu menerima pasangan elektron tunggal atom elektronegatif dan membentuk ikatan dengannya melalui mekanisme penerima-penderma.
Cangkerang luar semua unsur, kecuali gas mulia, adalah TIDAK LENGKAP dan dalam proses interaksi kimia ianya SELESAI.
Ikatan kimia dibentuk oleh elektron kulit elektron luar, tetapi ia dilakukan dengan cara yang berbeza.
Terdapat tiga jenis utama ikatan kimia:
Ikatan kovalen dan jenisnya: ikatan kovalen polar dan bukan kutub;
Ikatan ionik;
Sambungan logam.
Ikatan ionik
Ikatan kimia ionik ialah ikatan yang terbentuk akibat tarikan elektrostatik kation kepada anion.
Ikatan ionik berlaku di antara atom-atom yang mempunyai nilai keelektronegatifan yang sangat berbeza antara satu sama lain, jadi pasangan elektron yang membentuk ikatan itu sangat berat sebelah terhadap salah satu atom, supaya ia boleh dianggap tergolong dalam atom unsur ini.
Keelektronegatifan ialah keupayaan atom unsur kimia untuk menarik elektron mereka sendiri dan elektron orang lain.
Sifat ikatan ionik, struktur dan sifat sebatian ionik dijelaskan daripada kedudukan teori elektrostatik ikatan kimia.
Pembentukan kation: M 0 - n e - = M n+
Pembentukan anion: HeM 0 + n e - = HeM n-
Contohnya: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -
Apabila natrium logam terbakar dalam klorin, akibat tindak balas redoks, kation unsur elektropositif kuat natrium dan anion unsur klorin sangat elektronegatif terbentuk.
Kesimpulan: ikatan kimia ionik terbentuk antara atom logam dan bukan logam yang sangat berbeza dalam keelektronegatifan.
Contohnya: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2, dsb.
Ikatan nonpolar dan polar kovalen
Ikatan kovalen ialah ikatan atom menggunakan pasangan elektron biasa (dikongsi antara mereka).
Ikatan nonpolar kovalen
Mari kita pertimbangkan kejadian ikatan nonpolar kovalen menggunakan contoh pembentukan molekul hidrogen daripada dua atom hidrogen. Proses ini sudah menjadi tindak balas kimia biasa, kerana dari satu bahan (hidrogen atom) terbentuk yang lain - hidrogen molekul. Tanda luaran "faedah" yang bertenaga dari proses ini ialah pembebasan sejumlah besar haba.
Cangkang elektron atom hidrogen (dengan satu s-elektron untuk setiap atom) bergabung menjadi awan elektron biasa (orbital molekul), di mana kedua-dua elektron "berkhidmat" kepada nukleus, tidak kira sama ada ia adalah nukleus "kita" atau "asing". Petala elektron baru adalah serupa dengan petala elektron lengkap helium gas lengai dua elektron: 1s 2.
Dalam amalan, kaedah yang lebih mudah digunakan. Sebagai contoh, ahli kimia Amerika J. Lewis pada tahun 1916 mencadangkan menandakan elektron dengan titik di sebelah simbol unsur. Satu titik mewakili satu elektron. Dalam kes ini, pembentukan molekul hidrogen daripada atom ditulis seperti berikut:
Mari kita pertimbangkan pengikatan dua atom klorin 17 Cl (cas nuklear Z = 17) ke dalam molekul diatomik dari sudut pandangan struktur kulit elektron klorin.
Paras elektronik luar klorin mengandungi s 2 + p 5 = 7 elektron. Memandangkan elektron pada tahap yang lebih rendah tidak mengambil bahagian dalam interaksi kimia, kita akan menandakan hanya elektron tahap ketiga luar dengan titik. Elektron terluar ini (7 keping) boleh disusun dalam bentuk tiga pasangan elektron dan satu elektron tidak berpasangan.
Selepas menggabungkan elektron tidak berpasangan dua atom ke dalam molekul, pasangan elektron baru diperoleh:
Dalam kes ini, setiap atom klorin mendapati dirinya dikelilingi oleh elektron OCTET. Ini boleh dilihat dengan mudah dengan mengelilingi mana-mana atom klorin.
Ikatan kovalen hanya terbentuk oleh sepasang elektron yang terletak di antara atom. Ia dipanggil pasangan berpecah. Pasangan elektron yang tinggal dipanggil pasangan tunggal. Mereka mengisi cangkerang dan tidak mengambil bahagian dalam mengikat.
Atom membentuk ikatan kimia dengan berkongsi elektron yang mencukupi untuk memperoleh konfigurasi elektronik yang serupa dengan konfigurasi elektronik lengkap atom unsur mulia.
Menurut teori Lewis dan peraturan oktet, komunikasi antara atom boleh dilakukan tidak semestinya oleh satu, tetapi oleh dua atau bahkan tiga pasangan terbahagi, jika diperlukan oleh peraturan oktet. Ikatan sedemikian dipanggil ikatan berganda dan rangkap tiga.
Sebagai contoh, oksigen boleh membentuk molekul diatomik dengan oktet elektron daripada setiap atom hanya apabila dua pasangan kongsi diletakkan di antara atom:
Atom nitrogen (2s 2 2p 3 pada kulit terakhir) juga terikat kepada molekul diatomik, tetapi untuk menyusun oktet elektron, mereka perlu menyusun tiga pasangan yang dikongsi antara mereka:
Kesimpulan: ikatan nonpolar kovalen berlaku antara atom dengan elektronegativiti yang sama, iaitu, antara atom unsur kimia yang sama - bukan logam.
Contohnya: dalam molekul H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 ialah ikatan nonpolar kovalen.
Tiada teori bersatu ikatan kimia; secara konvensional dibahagikan kepada kovalen (sejenis ikatan universal), ion (kes khas ikatan kovalen), logam dan hidrogen.
Ikatan kovalen polar adalah perantaraan antara ikatan kovalen murni dan ikatan ionik. Sama seperti ionik, ia hanya boleh timbul di antara dua atom yang berlainan jenis.
Sebagai contoh, pertimbangkan pembentukan air dalam tindak balas antara atom hidrogen (Z = 1) dan oksigen (Z = 8). Untuk melakukan ini, adalah mudah untuk menulis formula elektronik untuk kulit luar hidrogen (1s 1) dan oksigen (...2s 2 2p 4) terlebih dahulu.
Ternyata untuk ini adalah perlu untuk mengambil tepat dua atom hidrogen setiap satu atom oksigen. Walau bagaimanapun, alam semula jadi sedemikian rupa sehingga sifat penerima atom oksigen lebih tinggi daripada atom hidrogen (sebab-sebabnya akan dibincangkan sedikit kemudian). Oleh itu, pasangan elektron ikatan dalam formula Lewis untuk air sedikit beralih ke arah nukleus atom oksigen. Ikatan dalam molekul air adalah kovalen polar, dan separa cas positif dan negatif muncul pada atom.
Kesimpulan: ikatan polar kovalen berlaku antara atom dengan keelektronegatifan yang berbeza, iaitu antara atom unsur kimia yang berbeza - bukan logam.
Contohnya: dalam molekul HCl, H 2 S, NH 3, P 2 O 5, CH 4 - ikatan polar kovalen.
Formula struktur
Pada masa ini, adalah kebiasaan untuk menggambarkan pasangan elektron (iaitu, ikatan kimia) antara atom dengan sempang Setiap sempang adalah pasangan elektron yang dikongsi. Dalam kes ini, molekul yang sudah biasa kepada kita kelihatan seperti ini:
Formula dengan sengkang antara atom dipanggil formula struktur. Pasangan elektron tunggal selalunya tidak ditunjukkan dalam formula struktur.
Formula struktur sangat baik untuk menggambarkan molekul: ia menunjukkan dengan jelas bagaimana atom disambungkan antara satu sama lain, dalam susunan apa, dengan ikatan apa.
Sepasang ikatan elektron dalam formula Lewis adalah sama dengan satu sengkang dalam formula struktur.
Ikatan berganda dan rangkap tiga mempunyai nama yang sama - ikatan berbilang. Molekul nitrogen juga dikatakan mempunyai susunan ikatan tiga. Dalam molekul oksigen, susunan ikatan ialah dua. Susunan ikatan dalam molekul hidrogen dan klorin adalah sama. Hidrogen dan klorin tidak lagi mempunyai ikatan berganda, tetapi ikatan yang mudah.
Pesanan bon ialah bilangan pasangan kongsi yang dikongsi antara dua atom terikat. Perintah sambungan yang lebih tinggi daripada tiga tidak berlaku.
Ikatan kimia.
penentuan ikatan kimia;
jenis ikatan kimia;
kaedah ikatan valens;
ciri asas ikatan kovalen;
mekanisme pembentukan ikatan kovalen;
sebatian kompleks;
kaedah orbital molekul;
interaksi antara molekul.
DEFINISI Ikatan KIMIA
Ikatan kimia dipanggil interaksi antara atom, yang membawa kepada pembentukan molekul atau ion dan pegangan kuat atom berdekatan antara satu sama lain.
Ikatan kimia adalah bersifat elektronik, iaitu, ia dijalankan disebabkan oleh interaksi elektron valens. Bergantung pada taburan elektron valens dalam molekul, jenis ikatan berikut dibezakan: ionik, kovalen, logam, dsb. Ikatan ionik boleh dianggap sebagai kes ekstrem ikatan kovalen antara atom yang berbeza secara mendadak.
JENIS-JENIS Ikatan KIMIA
Ikatan ionik.
Peruntukan asas teori moden ikatan ionik.
Ikatan ionik terbentuk semasa interaksi unsur-unsur yang berbeza secara mendadak antara satu sama lain dalam sifat, iaitu antara logam dan bukan logam.
Pembentukan ikatan kimia dijelaskan oleh keinginan atom untuk mencapai kulit luar lapan elektron yang stabil (s 2 p 6).
Ca: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2
Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2
hlm 6
Cl: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5
Cl – : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2
hlm 6
Ion bercas bertentangan yang terhasil dipegang berdekatan antara satu sama lain disebabkan oleh tarikan elektrostatik.
Ikatan ionik tidak berarah.
Tiada ikatan ionik semata-mata. Oleh kerana tenaga pengionan lebih besar daripada tenaga pertalian elektron, pemindahan elektron yang lengkap tidak berlaku walaupun dalam kes sepasang atom dengan perbezaan besar dalam keelektronegatifan. Oleh itu, kita boleh bercakap tentang pecahan keionisasian ikatan. Keionisasian tertinggi ikatan berlaku dalam fluorida dan klorida unsur-s. Oleh itu, dalam kristal RbCl, KCl, NaCl dan NaF adalah 99, 98, 90 dan 97%, masing-masing.
Ikatan kovalen.
Peruntukan asas teori moden ikatan kovalen.
Ikatan kovalen terbentuk antara unsur yang mempunyai sifat yang serupa, iaitu bukan logam.
Setiap unsur menyediakan 1 elektron untuk pembentukan ikatan, dan putaran elektron mestilah antiselari.
Jika ikatan kovalen dibentuk oleh atom unsur yang sama, maka ikatan ini tidak polar, iaitu pasangan elektron sepunya tidak disesarkan kepada mana-mana atom. Jika ikatan kovalen dibentuk oleh dua atom yang berbeza, maka pasangan elektron sepunya dipindahkan ke atom yang paling elektronegatif, ini ikatan kovalen polar.
Apabila ikatan kovalen terbentuk, awan elektron atom yang berinteraksi bertindih akibatnya, zon peningkatan ketumpatan elektron muncul di ruang antara atom, menarik nukleus bercas positif atom berinteraksi dan memegangnya berdekatan antara satu sama lain. Akibatnya, tenaga sistem berkurangan (Rajah 14). Walau bagaimanapun, apabila atom sangat rapat, tolakan nukleus meningkat. Oleh itu, terdapat jarak optimum antara teras ( panjang pautan,l sv), di mana sistem mempunyai tenaga yang minimum. Dalam keadaan ini, tenaga dibebaskan, dipanggil tenaga pengikat - E St.
nasi. 14. Kebergantungan tenaga sistem dua atom hidrogen dengan selari (1) dan antiselari (2) berputar pada jarak antara nukleus (E ialah tenaga sistem, E ialah tenaga pengikat, r ialah jarak antara nukleus, l– panjang komunikasi).
Untuk menerangkan ikatan kovalen, dua kaedah digunakan: kaedah ikatan valensi (VB) dan kaedah orbital molekul (MMO).
KAEDAH Ikatan VALENCE.
Kaedah BC adalah berdasarkan peruntukan berikut:
1. Ikatan kimia kovalen dibentuk oleh dua elektron dengan putaran bertentangan, dan pasangan elektron ini tergolong dalam dua atom. Gabungan ikatan dua pusat dua elektron tersebut, yang mencerminkan struktur elektronik molekul, dipanggil skema valens.
2. Semakin kuat ikatan kovalen, semakin banyak awan elektron yang berinteraksi bertindih.
Untuk menggambarkan skema valens secara visual, kaedah berikut biasanya digunakan: elektron yang terletak di lapisan elektron luar ditetapkan oleh titik-titik yang terletak di sekitar simbol kimia atom. Elektron yang dikongsi oleh dua atom ditunjukkan oleh titik-titik yang diletakkan di antara simbol kimia mereka; ikatan berganda atau rangkap tiga ditunjukkan oleh dua atau tiga pasang titik sepunya, masing-masing:
N: 1s 2 2s 2
hlm 3
;
C: 1s 2 2s 2 hlm 4
Daripada rajah di atas adalah jelas bahawa setiap pasangan elektron yang menghubungkan dua atom sepadan dengan satu garis yang menggambarkan ikatan kovalen dalam formula struktur:
Bilangan pasangan elektron sepunya yang menghubungkan atom unsur tertentu dengan atom lain, atau, dengan kata lain, bilangan ikatan kovalen yang dibentuk oleh atom, disebut kovalen mengikut kaedah BC. Oleh itu, kovalen hidrogen ialah 1, nitrogen ialah 3.
Mengikut kaedah pertindihan awan elektron, sambungan terdiri daripada dua jenis: - sambungan dan - sambungan.
- ikatan berlaku apabila dua awan elektron bertindih di sepanjang paksi yang menghubungkan nukleus atom.
nasi. 15. Skim pembentukan - sambungan.
- ikatan terbentuk apabila awan elektron bertindih pada kedua-dua belah garis yang menghubungkan nukleus atom yang berinteraksi.
nasi. 16. Skim pembentukan - sambungan.
CIRI-CIRI ASAS IKATAN KOVALEN.
1. Panjang pautan, ℓ. Ini adalah jarak minimum antara nukleus atom yang berinteraksi, yang sepadan dengan keadaan sistem yang paling stabil.
2. Tenaga ikatan, E min - ini ialah jumlah tenaga yang mesti dibelanjakan untuk memecahkan ikatan kimia dan untuk mengeluarkan atom melebihi had interaksi.
3. Momen dipol sambungan, 
,=qℓ. Momen dipol berfungsi sebagai ukuran kuantitatif kekutuban molekul. Bagi molekul bukan kutub, momen dipol ialah 0, untuk molekul bukan kutub ia tidak sama dengan 0. Momen dipol bagi molekul poliatomik adalah sama dengan jumlah vektor bagi dipol ikatan individu:
4. Ikatan kovalen dicirikan oleh arah. Arah ikatan kovalen ditentukan oleh keperluan untuk pertindihan maksimum dalam ruang awan elektron atom yang berinteraksi, yang membawa kepada pembentukan ikatan terkuat.
Oleh kerana ikatan -ini berorientasikan ketat dalam ruang, bergantung kepada komposisi molekul, ia boleh berada pada sudut tertentu antara satu sama lain - sudut sedemikian dipanggil valens.
Molekul diatomik mempunyai struktur linear. Molekul poliatomik mempunyai konfigurasi yang lebih kompleks. Mari kita pertimbangkan geometri pelbagai molekul menggunakan contoh pembentukan hidrida.
1. Kumpulan VI, subkumpulan utama (kecuali oksigen), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.
S1s 2 2s 2 r 6 3s 2 r 4
Untuk hidrogen, elektron dengan s-AO mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan, untuk sulfur – 3p y dan 3p z. Molekul H2S mempunyai struktur rata dengan sudut antara ikatan 90 0. .
Rajah 17. Struktur molekul H 2 E
2. Hidrida unsur kumpulan V, subkumpulan utama: PH 3, AsH 3, SbH 3.
Р 1s 2 2s 2 р 6 3s 2 р 3 .
Mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan ialah: untuk hidrogen s-AO, untuk fosforus - p y, p x dan p z AO.
Molekul PH 3 mempunyai bentuk piramid trigonal (di pangkalnya terdapat segitiga).
Rajah 18. Struktur molekul EN 3
5. Ketepuan ikatan kovalen ialah bilangan ikatan kovalen yang boleh dibentuk oleh atom. Ia terhad kerana sesuatu unsur mempunyai bilangan elektron valens yang terhad. Bilangan maksimum ikatan kovalen yang boleh dibentuk oleh atom tertentu di dalam tanah atau keadaan teruja dipanggilnya kovalen.
Contoh: hidrogen ialah monokovalen, oksigen ialah bivalen, nitrogen ialah trivalen, dsb.
Sesetengah atom boleh meningkatkan kovalen mereka dalam keadaan teruja dengan memisahkan elektron berpasangan.
Contoh. Jadi 0 1s 2 2s 2
Atom berilium dalam keadaan teruja mempunyai satu elektron valens pada 2p-AO dan satu elektron pada 2s-AO, iaitu kovalen Be 0 = 0 dan kovalen Be* = 2. Semasa interaksi, hibridisasi orbital berlaku.
Hibridisasi- ini ialah penyamaan tenaga AO yang berbeza hasil daripada pencampuran sebelum interaksi kimia. Hibridisasi ialah teknik bersyarat yang membolehkan seseorang meramalkan struktur molekul menggunakan gabungan AO. AO yang mempunyai tenaga yang rapat boleh mengambil bahagian dalam hibridisasi.
Setiap jenis hibridisasi sepadan dengan bentuk geometri tertentu molekul.
Dalam kes hidrida unsur Kumpulan II subkumpulan utama, dua orbital sp-hibrid yang serupa mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan. Sambungan jenis ini dipanggil sp-hibridisasi.
Rajah 19. Molekul BeH 2 .sp-Hibridisasi.
Orbital sp-hibrid mempunyai bentuk asimetri bahagian AO yang memanjang dihalakan ke arah hidrogen dengan sudut ikatan 180 o. Oleh itu, molekul BeH 2 mempunyai struktur linear (Rajah).
Mari kita pertimbangkan struktur molekul hidrida unsur kumpulan III subkumpulan utama menggunakan contoh pembentukan molekul BH 3.
B 0 1s 2 2s 2 hlm 1
Kovalen B 0 = 1, kovalen B* = 3.
Tiga orbital sp-hibrid mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan, yang terbentuk hasil daripada pengagihan semula ketumpatan elektron s-AO dan dua p-AO. Jenis sambungan ini dipanggil sp 2 - hibridisasi. Sudut ikatan pada sp 2 - hibridisasi adalah sama dengan 120 0, oleh itu molekul BH 3 mempunyai struktur segi tiga rata.
Rajah.20. Molekul BH 3. sp 2 -Hibridisasi.
Dengan menggunakan contoh pembentukan molekul CH 4, mari kita pertimbangkan struktur molekul hidrida unsur kumpulan IV subkumpulan utama.
C 0 1s 2 2s 2 hlm 2
Kovalen C0 = 2, kovalen C* = 4.
Dalam karbon, empat orbital sp-hibrid mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan kimia, yang terbentuk hasil daripada pengagihan semula ketumpatan elektron antara s-AO dan tiga p-AO. Bentuk molekul CH 4 ialah tetrahedron, sudut ikatan ialah 109°28`.
nasi. 21. Molekul CH 4 .sp 3 -Hibridisasi.
Pengecualian kepada peraturan am ialah molekul H 2 O dan NH 3.
Dalam molekul air, sudut antara ikatan ialah 104.5 darjah. Tidak seperti hidrida unsur lain dalam kumpulan ini, air mempunyai sifat istimewa: ia adalah kutub dan diamagnet. Semua ini dijelaskan oleh fakta bahawa jenis ikatan dalam molekul air ialah sp 3. Iaitu, empat sp - orbital hibrid mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan kimia. Dua orbital mengandungi satu elektron setiap satu, orbital ini berinteraksi dengan hidrogen, dan dua orbital lain mengandungi sepasang elektron. Kehadiran kedua-dua orbital ini menerangkan sifat unik air.
Dalam molekul ammonia, sudut antara ikatan adalah lebih kurang 107.3 o, iaitu bentuk molekul ammonia ialah tetrahedron, jenis ikatan ialah sp 3. Empat orbital sp 3 hibrid mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan pada molekul nitrogen. Tiga orbital mengandungi satu elektron setiap satu; orbital ini dikaitkan dengan hidrogen yang keempat mengandungi pasangan elektron tunggal, yang menentukan keunikan molekul ammonia.
MEKANISME PEMBENTUKAN Ikatan KOVALEN.
MBC membenarkan seseorang untuk membezakan tiga mekanisme pembentukan ikatan kovalen: pertukaran, penderma-penerima, dan datif.
Mekanisme pertukaran. Ia termasuk kes-kes pembentukan ikatan kimia apabila setiap satu daripada dua atom terikat memperuntukkan satu elektron untuk dikongsi, seolah-olah menukarnya. Untuk mengikat nukleus dua atom, elektron mesti berada dalam ruang antara nukleus. Rantau dalam molekul ini dipanggil rantau pengikat (rantau di mana pasangan elektron berkemungkinan besar berada dalam molekul). Agar pertukaran elektron tidak berpasangan antara atom berlaku, orbital atom mesti bertindih (Rajah 10,11). Ini adalah tindakan mekanisme pertukaran untuk pembentukan ikatan kimia kovalen. Orbital atom boleh bertindih hanya jika ia mempunyai sifat simetri yang sama berbanding paksi internuklear (Rajah 10, 11, 22).
nasi. 22. Pertindihan AO, yang tidak membawa kepada pembentukan ikatan kimia.
Penderma-penerima dan mekanisme datif.
Mekanisme penderma-penerima melibatkan pemindahan pasangan elektron tunggal dari satu atom ke orbital atom kosong atom lain. Sebagai contoh, pembentukan ion - :
P-AO kosong dalam atom boron dalam molekul BF 3 menerima sepasang elektron daripada ion fluorida (penderma). Dalam anion yang terhasil, empat ikatan B-F kovalen adalah sama panjang dan tenaga. Dalam molekul asal, ketiga-tiga ikatan B-F dibentuk oleh mekanisme pertukaran.
Atom yang kulit terluarnya hanya terdiri daripada s- atau p-elektron boleh menjadi sama ada penderma atau penerima sepasang elektron tunggal. Atom yang elektron valensnya terletak di atas d-AO secara serentak boleh bertindak sebagai kedua-dua penderma dan penerima. Untuk membezakan antara kedua-dua mekanisme ini, konsep mekanisme datif pembentukan ikatan telah diperkenalkan.
Contoh paling mudah bagi mekanisme datif ialah interaksi dua atom klorin.
Dua atom klorin dalam molekul klorin membentuk ikatan kovalen melalui mekanisme pertukaran, menggabungkan elektron 3p yang tidak berpasangan. Di samping itu, atom Cl- 1 memindahkan sepasang elektron tunggal 3р 5 - AO kepada atom Cl- 2 kepada 3d-AO kosong, dan atom Cl- 2 memindahkan pasangan elektron yang sama ke 3d-AO kosong daripada atom Cl- 1 Setiap atom secara serentak melaksanakan fungsi penerima dan penderma. Ini adalah mekanisme datif. Tindakan mekanisme datif meningkatkan kekuatan ikatan, jadi molekul klorin lebih kuat daripada molekul fluorin.
SAMBUNGAN KOMPLEKS.
Menurut prinsip mekanisme penerima penderma, sebatian kimia kompleks yang besar terbentuk - sebatian kompleks.
Sebatian kompleks ialah sebatian yang mengandungi ion kompleks yang mampu wujud dalam bentuk kristal dan dalam larutan, termasuk ion pusat atau atom yang dikaitkan dengan ion bercas negatif atau molekul neutral melalui ikatan kovalen yang dibentuk oleh mekanisme penerima penderma.
Struktur sebatian kompleks menurut Werner.
Sebatian kompleks terdiri daripada sfera dalam (ion kompleks) dan sfera luar. Sambungan antara ion-ion sfera dalam berlaku melalui mekanisme penerima-penderma. Akseptor dipanggil agen pengkompleks; ia selalunya boleh menjadi ion logam positif (kecuali logam kumpulan IA) yang mempunyai orbital kosong. Keupayaan untuk membentuk kompleks meningkat apabila cas ion meningkat dan saiznya berkurangan.
Penderma pasangan elektron dipanggil ligan atau addend. Ligan ialah molekul neutral atau ion bercas negatif. Bilangan ligan ditentukan oleh nombor koordinasi agen pengkompleks, yang biasanya sama dengan dua kali ganda valens ion pengkompleks. Ligan boleh menjadi monoden atau polidentan. Ketumpatan ligan ditentukan oleh bilangan tapak koordinasi yang diduduki ligan dalam sfera koordinasi agen pengkompleks. Contohnya, F - ialah ligan monodentat, S 2 O 3 2- ialah ligan bidentat. Muatan sfera dalam adalah sama dengan jumlah algebra bagi cas ion konstituennya. Jika sfera dalam mempunyai cas negatif, ia adalah kompleks anionik jika ia positif, ia adalah kompleks kationik. Kompleks kationik dipanggil dengan nama ion pengkompleks dalam bahasa Rusia dalam kompleks anionik agen pengkompleks dipanggil dalam bahasa Latin dengan penambahan akhiran - di. Hubungan antara sfera luar dan dalam dalam sebatian kompleks adalah ionik.
Contoh: K 2 – kalium tetrahidrokozinkat, kompleks anionik.
2- - sfera dalam
2K+ - sfera luar
Zn 2+ - agen pengkompleksan
OH – - ligan
nombor penyelarasan - 4
sambungan antara sfera luar dan dalam adalah ionik:
K 2 = 2K + + 2- .
ikatan antara ion Zn 2+ dan kumpulan hidroksil adalah kovalen, terbentuk mengikut mekanisme penerima-penderma: OH - penderma, Zn 2+ - penerima.
Zn 0: … 3d 10 4s 2
Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0
Jenis sebatian kompleks:
1. Sebatian ammonia ialah ligan molekul ammonia.
Cl 2 – tetraamin kuprum (II) klorida. Sebatian ammonia dihasilkan oleh tindakan ammonia pada sebatian yang mengandungi agen pengkompleks.
2. Sebatian hidrokso - OH - ligan.
Na – natrium tetrahydroxyaluminate. Kompleks hidrokso diperoleh dengan tindakan alkali berlebihan pada hidroksida logam, yang mempunyai sifat amfoterik.
3. Kompleks aqua ialah ligan molekul air.
Cl 3 – heksaaquachrome (III) klorida. Kompleks aqua diperoleh dengan bertindak balas garam kontang dengan air.
4. Kompleks asid - ligan anion asid - Cl - , F - , CN - , SO 3 2- , I – , NO 2 – , C 2 O 4 – dsb.
K 4 – potassium hexacyanoferrate (II). Disediakan dengan bertindak balas lebihan garam yang mengandungi ligan dengan garam yang mengandungi agen pengkompleks.
KAEDAH ORBITAL MOLEKUL.
MBC menerangkan pembentukan dan struktur banyak molekul dengan cukup baik, tetapi kaedah ini tidak universal. Sebagai contoh, kaedah ikatan valens tidak memberikan penjelasan yang memuaskan untuk kewujudan ion 
, walaupun pada akhir abad ke-19 kewujudan ion hidrogen molekul yang agak kuat telah ditubuhkan 
: Tenaga pemecah ikatan di sini ialah 2.65 eV. Walau bagaimanapun, tiada pasangan elektron boleh dibentuk dalam kes ini, kerana komposisi ion 
hanya satu elektron sahaja yang disertakan.
Kaedah orbital molekul (MMO) membolehkan seseorang menerangkan beberapa percanggahan yang tidak dapat dijelaskan menggunakan kaedah ikatan valens.
Peruntukan asas MMO.
Apabila dua orbital atom berinteraksi, dua orbital molekul terbentuk. Sehubungan itu, apabila orbital n-atom berinteraksi, orbital n-molekul terbentuk.
Elektron dalam molekul tergolong sama kepada semua nukleus molekul.
Daripada dua orbital molekul yang terbentuk, satu mempunyai tenaga yang lebih rendah daripada yang asal, ini ialah orbital molekul ikatan, yang lain mempunyai tenaga yang lebih tinggi daripada yang asal, ini orbital molekul antiikatan.
MMO menggunakan gambar rajah tenaga yang tidak berskala.
Apabila mengisi subperingkat tenaga dengan elektron, peraturan yang sama digunakan seperti untuk orbital atom:
prinsip tenaga minimum, i.e. subperingkat dengan tenaga yang lebih rendah diisi terlebih dahulu;
Prinsip Pauli: pada setiap subperingkat tenaga tidak boleh ada lebih daripada dua elektron dengan putaran antiselari;
Peraturan Hund: pengisian subperingkat tenaga berlaku sedemikian rupa sehingga jumlah putaran adalah maksimum.
Kepelbagaian komunikasi. Kepelbagaian komunikasi dalam MMO ditentukan oleh formula:
, apabila K p = 0, tiada ikatan terbentuk.
Contoh.
1. Bolehkah molekul H2 wujud?
nasi. 23. Skema pembentukan molekul hidrogen H2.
Kesimpulan: molekul H2 akan wujud, kerana kepelbagaian ikatan Kp > 0.
2. Bolehkah molekul He 2 wujud?
nasi. 24. Skema pembentukan molekul helium He 2.
Kesimpulan: molekul He 2 tidak akan wujud, kerana kepelbagaian ikatan Kp = 0.
3. Bolehkah zarah H 2 + wujud?
nasi. 25. Skema pembentukan zarah H 2 +.
Zarah H 2 + boleh wujud, kerana kepelbagaian ikatan Kp > 0.
4. Bolehkah molekul O2 wujud?
nasi. 26. Skema pembentukan molekul O 2.
Molekul O 2 wujud. Daripada Rajah 26, molekul oksigen mempunyai dua elektron tidak berpasangan. Oleh kerana kedua-dua elektron ini, molekul oksigen adalah paramagnet.
Oleh itu, kaedah orbital molekul menerangkan sifat magnetik molekul.
INTERAKSI ANTARA MOLEKUL.
Semua interaksi antara molekul boleh dibahagikan kepada dua kumpulan: sejagat Dan khusus. Yang universal muncul dalam semua molekul tanpa pengecualian. Interaksi ini sering dipanggil sambungan atau daya van der Waals. Walaupun daya ini lemah (tenaga tidak melebihi lapan kJ/mol), ia adalah sebab kepada peralihan kebanyakan bahan daripada keadaan gas kepada keadaan cecair, penjerapan gas pada permukaan pepejal dan fenomena lain. Sifat daya ini adalah elektrostatik.
Daya interaksi utama:
1). Dipol – interaksi dipol (orientasi). wujud di antara molekul polar.
Semakin besar momen dipol, semakin kecil jarak antara molekul, dan semakin rendah suhu, semakin besar interaksi orientasi. Oleh itu, semakin besar tenaga interaksi ini, semakin tinggi suhu bahan mesti dipanaskan untuk mendidih.
2). Interaksi induktif dijalankan jika terdapat sentuhan antara molekul polar dan bukan polar dalam sesuatu bahan. Dipol teraruh dalam molekul nonpolar akibat interaksi dengan molekul polar.
Cl + - Cl - … Al + Cl - 3
Tenaga interaksi ini meningkat dengan peningkatan kebolehpolaran molekul, iaitu, keupayaan molekul untuk membentuk dipol di bawah pengaruh medan elektrik. Tenaga interaksi induktif adalah jauh lebih rendah daripada tenaga interaksi dipol-dipol.
3). Interaksi penyebaran- ini ialah interaksi molekul bukan kutub akibat dipol serta-merta yang timbul akibat turun naik ketumpatan elektron dalam atom.
Dalam siri bahan daripada jenis yang sama, interaksi serakan meningkat dengan peningkatan saiz atom yang membentuk molekul bahan ini.
4) Daya tolakan disebabkan oleh interaksi awan elektron molekul dan muncul apabila ia menghampiri lebih jauh.
Interaksi antara molekul khusus termasuk semua jenis interaksi yang bersifat penerima penderma, iaitu, berkaitan dengan pemindahan elektron dari satu molekul ke molekul yang lain. Ikatan antara molekul yang terbentuk dalam kes ini mempunyai semua ciri ciri ikatan kovalen: ketepuan dan arah.
Ikatan kimia yang terbentuk oleh hidrogen terkutub positif yang merupakan sebahagian daripada kumpulan kutub atau molekul dan atom elektronegatif molekul lain atau yang sama dipanggil ikatan hidrogen. Sebagai contoh, molekul air boleh diwakili seperti berikut:
Garis pepejal ialah ikatan polar kovalen di dalam molekul air antara atom hidrogen dan oksigen menunjukkan ikatan hidrogen. Sebab pembentukan ikatan hidrogen ialah atom hidrogen secara praktikalnya tidak mempunyai kulit elektron: satu-satunya elektronnya disesarkan ke atom oksigen molekulnya. Ini membolehkan proton, tidak seperti kation lain, untuk mendekati nukleus atom oksigen molekul jiran tanpa mengalami penolakan daripada kulit elektron atom oksigen.
Ikatan hidrogen dicirikan oleh tenaga pengikat 10 hingga 40 kJ/mol. Walau bagaimanapun, tenaga ini cukup untuk menyebabkan persatuan molekul, mereka. perkaitannya menjadi dimer atau polimer, yang dalam beberapa kes wujud bukan sahaja dalam keadaan cecair bahan, tetapi juga dipelihara apabila ia melepasi wap.
Contohnya, hidrogen fluorida dalam fasa gas wujud dalam bentuk dimer.
Dalam molekul organik kompleks, terdapat kedua-dua ikatan hidrogen antara molekul dan ikatan hidrogen intramolekul.
Molekul dengan ikatan hidrogen intramolekul tidak boleh membentuk ikatan hidrogen antara molekul. Oleh itu, bahan dengan ikatan sedemikian tidak membentuk bersekutu, lebih meruap, dan mempunyai kelikatan, takat lebur dan didih yang lebih rendah daripada isomernya yang mampu membentuk ikatan hidrogen antara molekul.
Setiap atom mempunyai bilangan elektron tertentu.
Apabila memasuki tindak balas kimia, atom menderma, memperoleh, atau berkongsi elektron, mencapai konfigurasi elektronik yang paling stabil. Konfigurasi dengan tenaga paling rendah (seperti dalam atom gas mulia) ternyata paling stabil. Corak ini dipanggil "peraturan oktet" (Rajah 1).
nasi. 1.
Peraturan ini terpakai kepada semua orang jenis sambungan. Sambungan elektronik antara atom membolehkan mereka membentuk struktur yang stabil, daripada kristal paling mudah kepada biomolekul kompleks yang akhirnya membentuk sistem hidup. Mereka berbeza daripada kristal dalam metabolisme berterusan mereka. Pada masa yang sama, banyak tindak balas kimia berjalan mengikut mekanisme pemindahan elektronik, yang memainkan peranan penting dalam proses tenaga dalam badan.
Ikatan kimia ialah daya yang mengikat dua atau lebih atom, ion, molekul, atau gabungannya..
Sifat ikatan kimia adalah universal: ia adalah daya tarikan elektrostatik antara elektron bercas negatif dan nukleus bercas positif, ditentukan oleh konfigurasi elektron kulit luar atom. Keupayaan atom untuk membentuk ikatan kimia dipanggil valens, atau keadaan pengoksidaan. Konsep elektron valens- elektron yang membentuk ikatan kimia, iaitu, terletak di orbital tenaga tertinggi. Oleh itu, kulit luar atom yang mengandungi orbital ini dipanggil cangkang valensi. Pada masa ini, tidak mencukupi untuk menunjukkan kehadiran ikatan kimia, tetapi perlu untuk menjelaskan jenisnya: ionik, kovalen, dipol-dipol, logam.
Jenis sambungan pertama ialahionik sambungan
Menurut teori valens elektronik Lewis dan Kossel, atom boleh mencapai konfigurasi elektronik yang stabil dalam dua cara: pertama, dengan kehilangan elektron, menjadi kation, kedua, memperoleh mereka, bertukar menjadi anion. Hasil daripada pemindahan elektron, disebabkan oleh daya tarikan elektrostatik antara ion dengan cas yang berlawanan tanda, ikatan kimia terbentuk, dipanggil oleh Kossel " elektrovalen"(sekarang dipanggil ionik).
Dalam kes ini, anion dan kation membentuk konfigurasi elektronik yang stabil dengan kulit elektron luar yang terisi. Ikatan ionik tipikal terbentuk daripada kumpulan kation T dan II sistem berkala dan anion unsur bukan logam kumpulan VI dan VII (masing-masing 16 dan 17 subkumpulan, chalcogens Dan halogen). Ikatan sebatian ionik tidak tepu dan tidak berarah, jadi ia mengekalkan kemungkinan interaksi elektrostatik dengan ion lain. Dalam Rajah. Rajah 2 dan 3 menunjukkan contoh ikatan ionik yang sepadan dengan model pemindahan elektron Kossel.
nasi. 2.
nasi. 3. Ikatan ion dalam molekul garam meja (NaCl)
Di sini adalah wajar untuk mengingati beberapa sifat yang menerangkan kelakuan bahan dalam alam semula jadi, khususnya, mempertimbangkan idea tentang asid Dan sebab.
Larutan akueus semua bahan ini adalah elektrolit. Mereka menukar warna secara berbeza penunjuk. Mekanisme tindakan penunjuk ditemui oleh F.V. Ostwald. Dia menunjukkan bahawa penunjuk adalah asid atau bes lemah, yang warnanya berbeza dalam keadaan tidak berpisah dan berpisah.
Bes boleh meneutralkan asid. Tidak semua bes larut dalam air (contohnya, beberapa sebatian organik yang tidak mengandungi kumpulan OH tidak larut, khususnya, trietilamin N(C 2 H 5) 3); basa larut dipanggil alkali.
Larutan akueus asid mengalami tindak balas ciri:
a) dengan oksida logam - dengan pembentukan garam dan air;
b) dengan logam - dengan pembentukan garam dan hidrogen;
c) dengan karbonat - dengan pembentukan garam, CO 2 dan N 2 O.
Sifat asid dan bes diterangkan oleh beberapa teori. Sesuai dengan teori S.A. Arrhenius, asid ialah bahan yang terurai untuk membentuk ion N+ , manakala asas membentuk ion DIA- . Teori ini tidak mengambil kira kewujudan bes organik yang tidak mempunyai kumpulan hidroksil.
Sesuai dengan proton Menurut teori Brønsted dan Lowry, asid ialah bahan yang mengandungi molekul atau ion yang menderma proton ( penderma proton), dan bes ialah bahan yang terdiri daripada molekul atau ion yang menerima proton ( penerima proton). Perhatikan bahawa dalam larutan akueus, ion hidrogen wujud dalam bentuk terhidrat, iaitu, dalam bentuk ion hidronium H3O+ . Teori ini menerangkan tindak balas bukan sahaja dengan air dan ion hidroksida, tetapi juga yang dijalankan tanpa ketiadaan pelarut atau dengan pelarut bukan akueus.
Contohnya, dalam tindak balas antara ammonia N.H. 3 (bes lemah) dan hidrogen klorida dalam fasa gas, ammonium klorida pepejal terbentuk, dan dalam campuran keseimbangan dua bahan sentiasa terdapat 4 zarah, dua daripadanya adalah asid, dan dua lagi adalah bes:
Campuran keseimbangan ini terdiri daripada dua pasangan konjugat asid dan bes:
1)N.H. 4+ dan N.H. 3
2) HCl Dan Cl ‑
Di sini, dalam setiap pasangan konjugat, asid dan bes berbeza dengan satu proton. Setiap asid mempunyai asas konjugat. Asid kuat mempunyai bes konjugat lemah, dan asid lemah mempunyai bes konjugat yang kuat.
Teori Brønsted-Lowry membantu menjelaskan peranan unik air untuk kehidupan biosfera. Air, bergantung kepada bahan yang berinteraksi dengannya, boleh menunjukkan sifat sama ada asid atau bes. Sebagai contoh, dalam tindak balas dengan larutan akueus asid asetik, air ialah bes, dan dalam tindak balas dengan larutan akueus ammonia, ia adalah asid.
1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Di sini, molekul asid asetik menderma proton kepada molekul air;
2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + DIA- . Di sini, molekul ammonia menerima proton daripada molekul air.
Oleh itu, air boleh membentuk dua pasangan konjugat:
1) H2O(asid) dan DIA- (asas konjugat)
2) H 3 O+ (asid) dan H2O(asas konjugat).
Dalam kes pertama, air menderma proton, dan dalam kes kedua, ia menerimanya.
Harta ini dipanggil amphiprotonisme. Bahan yang boleh bertindak balas sebagai kedua-dua asid dan bes dipanggil amfoterik. Bahan sedemikian sering dijumpai dalam alam semula jadi. Sebagai contoh, asid amino boleh membentuk garam dengan kedua-dua asid dan bes. Oleh itu, peptida mudah membentuk sebatian koordinasi dengan ion logam yang ada.
Oleh itu, sifat ciri ikatan ionik ialah pergerakan lengkap elektron ikatan ke salah satu nukleus. Ini bermakna di antara ion-ion terdapat kawasan di mana ketumpatan elektron hampir sifar.
Jenis sambungan kedua ialahkovalen sambungan
Atom boleh membentuk konfigurasi elektronik yang stabil dengan berkongsi elektron.
Ikatan sedemikian terbentuk apabila sepasang elektron dikongsi satu demi satu daripada semua orang atom. Dalam kes ini, elektron ikatan yang dikongsi diedarkan sama rata antara atom. Contoh ikatan kovalen termasuk homonuklear diatomik molekul H 2 , N 2 , F 2. Jenis sambungan yang sama terdapat dalam alotrop O 2 dan ozon O 3 dan untuk molekul poliatomik S 8 dan juga molekul heteronuklear hidrogen klorida HCl, karbon dioksida CO 2, metana CH 4, etanol DENGAN 2 N 5 DIA, sulfur heksafluorida SF 6, asetilena DENGAN 2 N 2. Semua molekul ini berkongsi elektron yang sama, dan ikatannya tepu dan diarahkan dengan cara yang sama (Rajah 4).
Adalah penting bagi ahli biologi bahawa ikatan berganda dan rangkap tiga telah mengurangkan jejari atom kovalen berbanding dengan ikatan tunggal.
nasi. 4. Ikatan kovalen dalam molekul Cl 2.
Jenis ikatan ionik dan kovalen ialah dua kes ekstrem bagi banyak jenis ikatan kimia yang sedia ada, dan dalam praktiknya kebanyakan ikatan adalah perantaraan.
Sebatian dua unsur yang terletak di hujung bertentangan tempoh yang sama atau berbeza dalam sistem berkala kebanyakannya membentuk ikatan ionik. Apabila unsur-unsur bergerak lebih rapat dalam satu tempoh, sifat ionik sebatian mereka berkurangan, dan watak kovalen meningkat. Sebagai contoh, halida dan oksida unsur-unsur di sebelah kiri jadual berkala membentuk ikatan ion terutamanya ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), dan sebatian unsur yang sama di sebelah kanan jadual adalah kovalen ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glukosa C 6 H 12 O 6, etanol C 2 H 5 OH).
Ikatan kovalen pula mempunyai satu lagi pengubahsuaian.
Dalam ion poliatomik dan dalam molekul biologi kompleks, kedua-dua elektron hanya boleh datang daripada satu atom. Ia dikenali sebagai penderma pasangan elektron. Atom yang berkongsi pasangan elektron ini dengan penderma dipanggil penerima pasangan elektron. Ikatan kovalen jenis ini dipanggil penyelarasan (penderma-penerima, ataudatif) komunikasi(Gamb. 5). Ikatan jenis ini paling penting untuk biologi dan perubatan, kerana kimia unsur-d yang paling penting untuk metabolisme sebahagian besarnya diterangkan oleh ikatan koordinasi.
Rajah. 5.
Sebagai peraturan, dalam sebatian kompleks, atom logam bertindak sebagai penerima pasangan elektron; sebaliknya, dalam ikatan ionik dan kovalen atom logam adalah penderma elektron.
Intipati ikatan kovalen dan kepelbagaiannya - ikatan koordinasi - boleh dijelaskan dengan bantuan teori asid dan bes lain yang dicadangkan oleh GN. Lewis. Dia agak meluaskan konsep semantik istilah "asid" dan "bes" mengikut teori Brønsted-Lowry. Teori Lewis menerangkan sifat pembentukan ion kompleks dan penyertaan bahan dalam tindak balas penggantian nukleofilik, iaitu, dalam pembentukan CS.
Menurut Lewis, asid ialah bahan yang mampu membentuk ikatan kovalen dengan menerima pasangan elektron daripada bes. Bes Lewis ialah bahan yang mempunyai pasangan elektron tunggal, yang, dengan menderma elektron, membentuk ikatan kovalen dengan asid Lewis.
Iaitu, teori Lewis memperluaskan julat tindak balas asid-bes juga kepada tindak balas di mana proton tidak mengambil bahagian sama sekali. Selain itu, proton itu sendiri, menurut teori ini, juga merupakan asid, kerana ia mampu menerima pasangan elektron.
Oleh itu, menurut teori ini, kation adalah asid Lewis dan anion adalah bes Lewis. Contohnya ialah tindak balas berikut:
Telah dinyatakan di atas bahawa pembahagian bahan kepada ionik dan kovalen adalah relatif, kerana pemindahan elektron lengkap daripada atom logam kepada atom penerima tidak berlaku dalam molekul kovalen. Dalam sebatian dengan ikatan ionik, setiap ion berada dalam medan elektrik ion-ion tanda yang bertentangan, jadi ia saling terpolarisasi, dan cangkangnya berubah bentuk.
Kebolehularan ditentukan oleh struktur elektronik, cas dan saiz ion; untuk anion ia lebih tinggi daripada untuk kation. Kebolehpolaran tertinggi di antara kation adalah untuk kation yang bercas lebih besar dan bersaiz lebih kecil, contohnya, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Mempunyai kesan polarisasi yang kuat N+ . Oleh kerana pengaruh polarisasi ion adalah dua hala, ia mengubah sifat sebatian yang terbentuk dengan ketara.
Jenis sambungan ketiga ialahdipol-dipol sambungan
Sebagai tambahan kepada jenis komunikasi yang disenaraikan, terdapat juga dipol-dipol antara molekul interaksi, juga dipanggil van der Waals .
Kekuatan interaksi ini bergantung pada sifat molekul.
Terdapat tiga jenis interaksi: dipol kekal - dipol kekal ( dipol-dipol tarikan); dipol kekal - dipol teraruh ( induksi tarikan); dipol serta-merta - dipol teraruh ( tersebar tarikan, atau pasukan London; nasi. 6).
nasi. 6.
Hanya molekul dengan ikatan kovalen polar mempunyai momen dipol-dipol ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), dan kekuatan ikatan ialah 1-2 Debaya(1D = 3.338 × 10‑30 meter coulomb - C × m).
Dalam biokimia, terdapat satu lagi jenis sambungan - hidrogen sambungan yang merupakan kes mengehadkan dipol-dipol tarikan. Ikatan ini dibentuk oleh tarikan antara atom hidrogen dan atom elektronegatif kecil, selalunya oksigen, fluorin dan nitrogen. Dengan atom besar yang mempunyai keelektronegatifan yang sama (seperti klorin dan sulfur), ikatan hidrogen jauh lebih lemah. Atom hidrogen dibezakan oleh satu ciri penting: apabila elektron ikatan ditarik, nukleusnya - proton - terdedah dan tidak lagi dilindungi oleh elektron.
Oleh itu, atom bertukar menjadi dipol besar.
Ikatan hidrogen, tidak seperti ikatan van der Waals, terbentuk bukan sahaja semasa interaksi antara molekul, tetapi juga dalam satu molekul - intramolekul ikatan hidrogen. Ikatan hidrogen memainkan peranan penting dalam biokimia, contohnya, untuk menstabilkan struktur protein dalam bentuk a-helix, atau untuk pembentukan heliks berganda DNA (Rajah 7).
Rajah.7.
Ikatan hidrogen dan van der Waals jauh lebih lemah daripada ikatan ionik, kovalen dan koordinasi. Tenaga ikatan antara molekul ditunjukkan dalam jadual. 1.
Jadual 1. Tenaga daya antara molekul
Catatan: Darjah interaksi antara molekul dicerminkan oleh entalpi lebur dan penyejatan (mendidih). Sebatian ionik memerlukan lebih banyak tenaga untuk memisahkan ion daripada memisahkan molekul. Entalpi lebur sebatian ionik jauh lebih tinggi daripada sebatian molekul.
Jenis sambungan keempat ialahsambungan logam
Akhirnya, terdapat satu lagi jenis ikatan antara molekul - logam: sambungan ion positif kekisi logam dengan elektron bebas. Jenis sambungan ini tidak berlaku pada objek biologi.
Daripada tinjauan ringkas tentang jenis ikatan, satu perincian menjadi jelas: parameter penting atom atau ion logam - penderma elektron, serta atom - penerima elektron, adalah saiz.
Tanpa perincian, kita perhatikan bahawa jejari kovalen atom, jejari ionik logam dan jejari van der Waals molekul berinteraksi meningkat apabila nombor atomnya bertambah dalam kumpulan sistem berkala. Dalam kes ini, nilai jejari ion adalah yang terkecil, dan jejari van der Waals adalah yang terbesar. Sebagai peraturan, apabila bergerak ke bawah kumpulan, jejari semua unsur meningkat, kedua-dua kovalen dan van der Waals.
Yang paling penting bagi ahli biologi dan pakar perubatan ialah penyelarasan(penderma-penerima) ikatan yang dipertimbangkan oleh kimia penyelarasan.
Bioinorganik perubatan. G.K. Barashkov