Metaani, eteeni, asetyleeni: kemiallinen rakenne, palaminen. polymerointireaktio. Ohjaustyö kemiassa aiheesta "Aineiden rakenne". (luokka 11) Molekyylirakenteessa on ch4 naoh sio2 al

A 1. Kemialliset sidokset aineissa, joiden kaavat ovat vastaavasti CH 4 ja CaCl 2:

a) ioninen ja kovalenttinen polaarinen, b) kovalenttinen polaarinen ja ioninen,

c) kovalenttinen ei-polaarinen ja ioninen, d) kovalenttinen polaarinen ja metallinen.

A 2. Sidosen polariteetti on suurempi aineessa, jonka kaava on:

a) Br2, b) LiBr, c) HBr, d) KBr

A 3. Sidosen ioninen luonne yhdisteiden sarjassa Li 2 O - Na 2 O - K 2 O - Rb 2 O:

a) kasvaa, b) pienenee, c) ei muutu, d) ensin pienenee ja sitten kasvaa.

A 4. Atomien välillä on kovalenttinen sidos, joka muodostuu luovuttaja-akseptorimekanismista aineessa, jonka kaava on:

a) Al(OH)3, b) [CH3NH3]Cl, c) C2H5OH, d) C6H12O6.

A 5. Aineiden kaavojen pari, joiden molekyyleissä on vain δ - sidoksia:

a) CH 4 ja O 2, b) C 2 H 5 OH ja H 2 O, c) N 2 ja CO 2, d) HBr ja C 2 H 4.

A 6. Vahvin yhteys seuraavista:

a) C - Cl, b) C - F, c) C - Br, d) C - I.

A 7. Ryhmä yhdisteitä, joissa on samanlainen sidosten suuntautuminen sp 3 - elektronisten kiertoradan hybridisaatiosta johtuen:

a) CH 4, C 2 H 4, C 2 H 2, b) NH 3, CH 4, H 2 O, c) H 2 O, C 2 H 6, C 6 H 6, d) C 3 H 8, BCl3, BeCl2.

A 8. Metanolimolekyylin hiiliatomin valenssi ja hapettumistila ovat vastaavasti:

a) 4 ja +4, b) 4 ja -2, c) 3 ja +2, d) 4 ja -3.

A 9. Aineille, joilla on ioninen kidehila, on tunnusomaista:

a) huono liukoisuus veteen, b) korkea kiehumispiste, c) sulavuus, d) haihtuvuus.

A 10. Vetysidoksen muodostuminen molekyylien välille johtaa:

a) aineiden kiehumispisteiden laskuun, b) aineiden vesiliukoisuuden laskuun,

c) aineiden kiehumispisteiden nousuun, d) aineiden haihtuvuuden kasvuun.

A 11. Aineen kaava, jossa on ionisidos:

a) NH3, b) C2H4, c) KH, d) CCl4.

A 12

A13. Molekyylirakenteessa on aine, jonka kaava on:

A 14. Vetysidos muodostuu:

a) vesimolekyylejä, b) vetymolekyylejä,

c) hiilivetymolekyylit, d) metalliatomit ja vetyatomit.

A 15. Jos ravistat voimakkaasti kasviöljyn ja veden seosta, saat:

a) suspensio, b) emulsio, c) vaahto, d) aerosoli.

A 16. Kovalenttisella polaarisella sidoksella varustetun aineen kaava:

a) Cl2, b) KCl, c) NH3, d) 02.

A 17. Aine, jonka molekyylien välillä on vetysidos:

a) etanoli, b) metaani, c) vety, d) bentseeni.

A 18. Yhteisten elektroniparien lukumäärä vetymolekyylissä:

a) yksi, b) kaksi, c) kolme, d) neljä.

A 19. Kemiallisen sidoksen polariteetti kasvaa useissa yhdisteissä, joiden kaavat ovat:

a) NH3, HI, 02, b) CH4, H20, HF, c) PH3, H2S, H2, d) HCl, CH4, CL2.

A 20. Natriumkloridin kidehila:

a) atomi, b) ioni, c) metalli, d) molekyyli.

A 21. δ- ja π-sidosten lukumäärä asetyleenimolekyylissä:

a) 5 δ ja π - ei, b) 2 δ ja 3 π, c) 3 δ ja 2 π, d) 4 δ ja 1 π.

A 22. Aineet, joiden kaavat ovat: CH 3 - CH 2 - OH ja CH 3 - O - CH 3 ovat:

a) homologit, b) isomeerit, c) sama aine, d) sekä homologit että isomeerit.

A 23. Aineen, jonka kaava on CH 2 \u003d CH - CH 3, homologi on:

a) butaani, b) buteeni - 1, c) buteeni - 2, d) butiini - 1.

A 24. Kovalenttinen ei-polaarinen sidos muodostuu atomien välille:

a) vety ja happi, b) hiili ja vety, c) kloori, d) magnesium.

A 25. Vain δ - sidos on molekyylissä:

a) typpi, b) etanoli, c) eteeni, d) hiilimonoksidi (4).

A 26. Typpiatomin valenssi on 3 ja hapetusaste 0 aineen molekyylissä, jonka kaava on:

a) NH3, b) N2, c) CH3NO2, d) N203.

A 27. Molekyylirakenteessa on aine, jonka kaava on:

a) CH4, b) NaOH, c) Si02, d) Al.

A28. C-H-sidos on vahvempi kuin Si-H-sidos, koska:

a) sidoksen pituus on lyhyempi, b) sidoksen pituus on pidempi,

c) sidoksen polariteetti on pienempi, d) sidoksen polariteetti on suurempi.

A 29. Atomien välillä on kovalenttinen sidos, joka muodostuu luovuttaja-akseptorimekanismista aineessa, jonka kaava on:

a) CH3NO2, b) NH4NO2, c) C5H8, d) H20.

A 30. Vähiten polaarinen sidos on:

a) C - H, b) C - Cl, c) C - F, d) C - Br
Osa B:
B 1. Bromiatomien välisten yhteisten elektroniparien lukumäärä Br 2 -molekyylissä on ......
B 2. Mistä sidoksista muodostuu kolmoissidos N 2 -molekyyliin (kuvittele vastaus nimitapauksessa).
B 3. Metallikidehilan solmukohdissa ovat ...... .. .
B 4. Anna esimerkki aineesta, jonka molekyylissä on viisi δ - ja kaksi π - sidosta. Nimeä aine nimelliskoolla.
B 5.
B 6. N2-molekyylin bromiatomien välisten yhteisten elektroniparien lukumäärä on ......
B 7. Mistä sidoksista muodostuu kolmoissidos C 2 H 2 -molekyyliin (kuvittele vastaus nimellistapauksessa).
B 8. Ionikidehilan solmukohdissa ovat ...... .. .
B 9. Anna esimerkki aineesta, jonka molekyylissä on viisi δ - ja yksi π - sidosta. Nimeä aine nimelliskoolla.
B 10. Mikä on suurin määrä π-sidoksia, jotka voivat muodostua molekyylin kahden atomin välille? (Anna vastauksesi numerona)
Osa C:
Alkaen 1. Kirjoita kaikkien koostumuksen C 5 H 10 O isomeeristen aineiden rakennekaavat. Nimeä jokainen aine.
Alkaen 2 . Laadi aineiden rakennekaavat: CHCl 3, C 2 H 2 Cl 2, F 2.

Säveltää graafisia kaavoja: AlN, CaS04, LiHC03.
Alkaen 3.

HNO 3, HClO 4, K 2 SO 3, KMnO 4, CH 3 F, MgOHCl 2, ClO 3 -, CrO 4 2-, NH 4 +

Alkaen 4. Kirjoita kaikkien koostumuksen C 4 H 8 O 2 isomeeristen aineiden rakennekaavat. Nimeä jokainen aine.
5 alkaen . Laadi aineiden rakennekaavat: CHBr 3, C 2 H 2 Br 2, Br 2.

Tee graafiset kaavat: Al 2 S 3, MgSO 4, Li 2 CO 3.
6 alkaen. Määritä kemiallisten yhdisteiden ja ionien hapettumisaste:

CCl 4, Ba(NO 3) 2, Al 2 S 3, HClO 3, Na 2 Cr 2 O 7, K 2 O 4, SrO 2-, Cr 2 O 3 2

Vaihtoehto 2

Osa A:

A 1. Alkuainepari, joiden välille muodostuu ioninen kemiallinen sidos:

a) hiiltä ja rikkiä, b) vetyä ja typpeä, c) kaliumia ja happea, d) piitä ja vetyä.

A 2.Kovalenttisella sidoksella varustetun aineen kaava:

a) NaCl, b) HCl, c) BaO, d) Ca3N2.

A 3.Vähiten polaarinen sidos on:

a) C - H, b) C - Cl, c) C - F, d) C - Br.

A 4. Oikea väite on, että δ on sidos, toisin kuin π on sidos:

a) vähemmän vahva, b) muodostuu atomiorbitaalien sivuttaisesta päällekkäisyydestä,

c) ei ole kovalenttinen, d) muodostuu atomiorbitaalien aksiaalisesta limittämisestä.

A 5.Aine, jonka molekyylissä ei ole π-sidosta:

a) eteeni, b) bentseeni, c) ammoniakki, d) typpi.

A 6. Vahvin molekyyli on:

a) H2, b) N2, c) F2, d) 02.

A 7. CO 3 2- ionissa hiiliatomi on sp 2 - hybriditilassa, joten ionilla on muoto:

a) lineaarinen, b) tetraedri, c) kolmio, d) oktaedri.

A 8. Hiiliatomin hapetusaste on -3 ja valenssi 4 yhdessä kaavan kanssa:

a) C02, b) C2H6, c) CH3Cl, d) CaC2.

A 9. Atomikidehilassa on:

a) sooda, b) vesi, c) timantti, d) parafiini.

A 10. Aine, jonka molekyylien välillä on vetysidos:

a) etaani, b) natriumfluoridi, c) hiilimonoksidi (4), d) etanoli.

A 11. Valitse elementtiryhmä elektronegatiivisuuden nousevaan järjestykseen:

a) Cl, Si, N, O, b) Si, P, N, F, c) F, Cl, O, Si, d) O, N, F, Cl.

A 12. Atomien välillä on kovalenttinen sidos, joka muodostuu luovuttaja-akseptorimekanismista aineessa, jonka kaava on:

13.

A 14.Vetysidosten muodostuminen voidaan selittää seuraavasti:

a) etikkahapon liukoisuus veteen, b) etanolin happamat ominaisuudet,

c) monien metallien korkea sulamispiste, d) metaanin liukenemattomuus veteen.

A 15.Kovalenttisella polaarisella sidoksella varustetun aineen kaava:

a) Cl2, b) KCl, c) NH3, d) 02.

Osa B:

B 1. Valitse ehdotettujen joukosta aine, jonka molekyylissä on π - sidoksia: H 2, CH 4, Br 2, N 2, H 2 S, CH 3 OH, NH 3. Kirjoita tämän aineen nimi.

B 2. Elektroniratojen vuorovaikutusprosessia, joka johtaa niiden muodon ja energian kohdistukseen, kutsutaan ......

B 3. Mikä on kolloidisten hiukkasten suurentumisen ja niiden saostumisen kolloidisesta liuoksesta ilmiön nimi?

B 4. Anna esimerkki aineesta, jonka molekyylissä on kolme δ - ja yksi π - sidosta. Nimeä aine nimelliskoolla.

B 5. Missä seuraavista aineista sidokset ovat polaarisimpia: kloorivety, fluori, vesi, ammoniakki, rikkivety. Kirjoita valittu aine muistiin kaavan mukaan.

Osa C:

Alkaen 1. Kirjoita kaikkien koostumuksen C 4 H 8 isomeeristen aineiden rakennekaavat. Nimeä jokainen aine.

Alkaen 2. Laadi aineiden rakennekaavat: CHF 3, C 2 H 2 Br 2, O 2.

Tee graafiset kaavat: Mg 3 N 2, Na 2 SO 4, KHCO 3.

Alkaen 3.

Mg 3 N 2, Cl 2, ZnSO 4, KHS, CH 3 Cl, FeOHCl 2, BrO 2, AsO 4 3-, NH 4 +

Koe nro 2 "AINEEN RAKENNE".

Vaihtoehto 3

Osa A:

A 1. Kemialliset sidokset aineissa, joiden kaavat ovat vastaavasti CH 4 ja CaCl 2:

a) ioninen ja kovalenttinen polaarinen, b) kovalenttinen polaarinen ja ioninen,

c) kovalenttinen ei-polaarinen ja ioninen, d) kovalenttinen polaarinen ja metallinen.

A 2.Sidosen polariteetti on suurempi aineessa, jonka kaava on:

a) Br2, b) LiBr, c) HBr, d) KBr

A 3.Sidosen ioninen luonne yhdisteiden sarjassa Li 2 O - Na 2 O - K 2 O - Rb 2 O:

a) kasvaa, b) pienenee, c) ei muutu, d) ensin pienenee ja sitten kasvaa.

A 4. Atomien välillä on kovalenttinen sidos, joka muodostuu luovuttaja-akseptorimekanismista aineessa, jonka kaava on:

a) Al(OH)3, b) [CH3NH3]Cl, c) C2H5OH, d) C6H12O6.

A 5.Aineiden kaavojen pari, joiden molekyyleissä on vain δ - sidoksia:

a) CH 4 ja O 2, b) C 2 H 5 OH ja H 2 O, c) N 2 ja CO 2, d) HBr ja C 2 H 4.

A 6. Vahvin yhteys seuraavista:

a) C - Cl, b) C - F, c) C - Br, d) C - I.

A 7. Ryhmä yhdisteitä, joissa on samanlainen sidosten suuntautuminen sp 3 - elektronisten kiertoradan hybridisaatiosta johtuen:

a) CH 4, C 2 H 4, C 2 H 2, b) NH 3, CH 4, H 2 O, c) H 2 O, C 2 H 6, C 6 H 6, d) C 3 H 8, BCl3, BeCl2.

A 8. Metanolimolekyylin hiiliatomin valenssi ja hapettumistila ovat vastaavasti:

a) 4 ja +4, b) 4 ja -2, c) 3 ja +2, d) 4 ja -3.

A 9. Aineille, joilla on ioninen kidehila, on tunnusomaista:

a) huono liukoisuus veteen, b) korkea kiehumispiste, c) sulavuus, d) haihtuvuus.

A 10. Vetysidoksen muodostuminen molekyylien välille johtaa:

a) aineiden kiehumispisteiden laskuun, b) aineiden vesiliukoisuuden laskuun,

c) aineiden kiehumispisteiden nousuun, d) aineiden haihtuvuuden kasvuun.

A 11. Aineen kaava, jossa on ionisidos:

a) NH3, b) C2H4, c) KH, d) CCl4.

A 12. Vain δ - sidos on molekyylissä:

a) typpi, b) etanoli, c) eteeni, d) hiilimonoksidi (4).

13. Molekyylirakenteessa on aine, jonka kaava on:

a) CH4, b) NaOH, c) Si02, d) Al.

A 14.Vetysidos muodostuu:

a) vesimolekyylejä, b) vetymolekyylejä,

c) hiilivetymolekyylit, d) metalliatomit ja vetyatomit.

A 15.Jos ravistat voimakkaasti kasviöljyn ja veden seosta, saat:

a) suspensio, b) emulsio, c) vaahto, d) aerosoli.

Osa B:

B 1. Bromiatomien välisten yhteisten elektroniparien lukumäärä Br 2 -molekyylissä on ......

B 2. Mistä sidoksista muodostuu kolmoissidos N 2 -molekyyliin (kuvittele vastaus nimitapauksessa).

B 3. Metallikidehilan solmukohdissa ovat ...... .. .

B 4. Anna esimerkki aineesta, jonka molekyylissä on viisi δ - ja kaksi π - sidosta. Nimeä aine nimelliskoolla.

B 5. Mikä on suurin määrä π-sidoksia, jotka voivat muodostua molekyylin kahden atomin välille? (Anna vastauksesi numerona)

Osa C:

Alkaen 1. Kirjoita kaikkien koostumuksen C 5 H 10 O isomeeristen aineiden rakennekaavat. Nimeä jokainen aine.

Alkaen 2. Laadi aineiden rakennekaavat: CHCl 3, C 2 H 2 Cl 2, F 2.

Tee graafiset kaavat: AlN, CaSO 4, LiHCO 3 .

Alkaen 3. Määritä kemiallisten yhdisteiden ja ionien hapettumisaste:

HNO 3, HClO 4, K 2 SO 3, KMnO 4, CH 3 F, MgOHCl 2, ClO 3 -, CrO 4 2-, NH 4 +

Samanlaisia ​​tietoja.

4. Kemiallisten sidosten luonne ja tyypit. kovalenttisidos

Sovellus. Molekyylien spatiaalinen rakenne

Jokaisella molekyylillä (esimerkiksi CO 2, H 2 O, NH 3) tai molekyyli-ionilla (esimerkiksi CO 3 2 -, H 3 O +, NH 4 +) on tietty laadullinen ja määrällinen koostumus sekä rakenne (geometria). Molekyyligeometria muodostuu atomien kiinteän keskinäisen järjestelyn ja sidoskulmien arvojen vuoksi.

Sidoskulma on kulma kemiallisesti sitoutuneiden atomien ytimien läpi kulkevien kuvitteellisten suorien viivojen välillä. Voit myös sanoa, että tämä on kulma kahden sidosviivan välillä, joilla on yhteinen atomi.

Sidosviiva on linja, joka yhdistää kahden kemiallisesti sitoutuneen atomin ytimet.

Vain kaksiatomisten molekyylien (H 2 , Cl 2 jne.) tapauksessa kysymystä niiden geometriasta ei esiinny - ne ovat aina lineaarisia, ts. atomien ytimet sijaitsevat yhdellä suoralla. Monimutkaisempien molekyylien rakenne voi olla erilainen geometrisia kuvioita, Esimerkiksi:

• AX 2 -tyypin triatomiset molekyylit ja ionit (H 2 O, CO 2, BeCl 2)

• neliatomiset molekyylit ja ionit, kuten AX 3 (NH 3, BF 3, PCl 3, H 3 O +, SO 3) tai A 4 (P 4, As 4)

• AX 4 -tyypin viisiatomiset molekyylit ja ionit (CH 4, XeF 4, GeCl 4)

On hiukkasia ja enemmän monimutkainen rakenne(oktaedri, trigonaalinen bipyramidi, tasainen säännöllinen kuusikulmio). Lisäksi molekyyleillä ja ioneilla voi olla vääristyneen tetraedrin, epäsäännöllisen kolmion muoto; kulmarakenteen molekyyleissä α:n arvot voivat olla erilaisia ​​(90°, 109°, 120°).

Molekyylien rakenne selvitetään luotettavasti kokeellisesti erilaisilla fysikaalisilla menetelmillä. Erilaisia ​​teoreettisia malleja on kehitetty selittämään tietyn rakenteen muodostumisen syitä ja ennustamaan molekyylien geometriaa. Helpoimmin ymmärrettäviä ovat valenssielektroniparien hylkimismalli (OVEP-malli) ja valenssiatomiorbitaalien hybridisaatiomalli (GVAO-malli).

Kaikkien (mukaan lukien kaksi mainittua) molekyylien rakennetta selittävien teoreettisten mallien perustana on seuraava väite: molekyylin (ionin) stabiili tila vastaa sellaista atomiytimien avaruudellista järjestystä, jossa atomiytimien keskinäinen hylkiminen tapahtuu. valenssikerroksen elektronien määrä on minimaalinen.

Tämä ottaa huomioon elektronien hylkimisen, jotka sekä osallistuvat kemiallisen sidoksen muodostumiseen (sidoselektronit) että eivät osallistu (yksinäiset elektroniparit). On otettu huomioon, että sidoselektroniparin kiertorata on tiiviisti keskittynyt kahden atomin väliin ja vie siten vähemmän tilaa kuin yksinäisen elektroniparin kiertorata. Tästä syystä sitoutumattoman (yksinäisen) elektroniparin hylkivä vaikutus ja sen vaikutus sidoskulmiin ovat voimakkaampia kuin sitoutuvan parin.

OVEP malli. Tämä teoria perustuu seuraaviin pääsäännöksiin (joka on esitetty yksinkertaistetulla tavalla):

• molekyylin geometrian määräävät vain σ-sidokset (mutta ei π-);
• sidosten väliset kulmat riippuvat keskusatomissa olevien yksinäisten elektroniparien lukumäärästä.

Näitä säännöksiä tulisi harkita yhdessä, koska sekä kemialliset sidoselektronit että yksittäiset elektroniparit hylkivät toisiaan, mikä lopulta johtaa sellaisen molekyylirakenteen muodostumiseen, jossa tämä hylkiminen on minimaalista.

Tarkastellaanpa joidenkin molekyylien ja ionien geometriaa ECEP-menetelmän näkökulmasta; σ-sidoselektroneja merkitään kahdella pisteellä (:), yksittäisiä elektronipareja - tavanomaisella symbolilla ( tai ) tai viivalla.

Aloitetaan viiden atomin metaani CH 4 -molekyylistä. Tässä tapauksessa keskusatomi (tämä hiili) on käyttänyt sen kokonaan valenssimahdollisuudet eikä sisällä jakamattomia valenssielektronipareja, ts. kaikki neljä valenssielektronia muodostavat neljä σ-sidosta. Miten σ-sidoselektronien tulisi sijaita suhteessa toisiinsa, jotta niiden välinen hylkäys olisi minimaalinen? Ilmeisesti 109° kulmassa, ts. viivoja pitkin, jotka on suunnattu kuvitteellisen tetraedrin huipulle, jonka keskellä on hiiliatomi. Tässä tapauksessa sidoksen muodostukseen osallistuvat elektronit ovat mahdollisimman kaukana toisistaan ​​(neliömäisessä konfiguraatiossa näiden sidoselektronien välinen etäisyys on suurempi ja elektronien välinen hylkäys pienempi). Tästä syystä metaanimolekyylillä, samoin kuin CCl4-, CBr4- ja CF4-molekyyleillä, on säännöllisen tetraedrin muoto (niillä sanotaan olevan tetraedrirakenne):

Ammoniumkationilla NH + 4 ja anionilla BF 4 − on sama rakenne, koska typpi- ja booriatomit muodostavat kumpikin neljä σ-sidosta, eikä niissä ole yksittäisiä elektronipareja.

Harkitse neliatomisen ammoniakki NH 3 -molekyylin rakennetta. Ammoniakkimolekyylissä on kolme paria sitoutuvia elektroneja ja yksi yksittäinen elektronipari typpiatomissa, ts. myös neljä paria elektroneja. Pysyykö sidoskulma kuitenkin 109°:ssa? Ei, koska yksinäisellä elektroniparilla, joka vie enemmän tilaa avaruudessa, on voimakas hylkivä vaikutus σ-sidoselektroneihin, mikä johtaa jonkin verran sidoskulman pienenemiseen, tässä tapauksessa tämä kulma on noin 107 °. Ammoniakkimolekyylillä on trigonaalisen pyramidin muoto (pyramidirakenne):

Tetraatomisella hydroksoniumionilla H 3 O + on myös pyramidirakenne: happiatomi muodostaa kolme σ-sidosta ja sisältää yhden yksinäisen elektroniparin.

Neliatomiisessa BF 3 -molekyylissä σ-sidoksia on myös kolme, mutta booriatomilla ei ole yksittäisiä elektronipareja. Ilmeisesti elektronien välinen hylkiminen on minimaalinen, jos BF 3 -molekyyli on muodoltaan säännöllinen litteä kolmio, jonka sidoskulma on 120°:

Molekyyleillä BCl3, BH3, AlH3, AlF3, AlCl3, SO 3 on sama rakenne ja samoista syistä.

Mikä on vesimolekyylin rakenne?

Triatomisessa vesimolekyylissä on neljä elektroniparia, mutta vain kaksi niistä on σ-sidoselektroneja, loput kaksi ovat happiatomin yksinäisiä elektronipareja. Kahden yksinäisen elektroniparin hylkivä vaikutus H 2 O -molekyylissä on vahvempi kuin ammoniakkimolekyylissä, jossa on yksi pari, joten H–O–H-sidoskulma on pienempi kuin H–N–H-kulma ammoniakkimolekyylissä : vesimolekyylissä sidoskulma on noin 105°:

CO 2 -molekyylissä (O=C=O) on myös kaksi paria sidoselektroneja (otamme huomioon vain σ-sidokset), mutta toisin kuin vesimolekyylissä, hiiliatomissa ei ole yksittäisiä elektronipareja. Ilmeisesti elektroniparien välinen hylkäys on tässä tapauksessa minimaalinen, jos ne sijaitsevat 180° kulmassa, ts. CO 2 -molekyylin lineaarisella muodolla:

Molekyyleillä BeH 2 , BeF 2 , BeCl 2 on samanlainen rakenne ja samoista syistä. Kolmiatomisessa SO 2 -molekyylissä keskusatomi (rikkiatomi) muodostaa myös kaksi σ-sidosta, mutta sillä on jakamaton elektronipari, joten rikki(IV)oksidimolekyylillä on kulmarakenne, mutta sidoskulma siinä on suurempi kuin vesimolekyylissä (happiatomissa kaksi yksinäistä elektroniparia, kun taas rikkiatomissa on vain yksi):

Joillakin ABC-koostumuksen kolmiatomisilla molekyyleillä on myös lineaarinen rakenne (esim. H–C≡N, Br–C≡N, S=C=Te, S=C=O), jossa keskusatomilla ei ole jakamattomia pareja. elektroneista. Mutta HClO-molekyylillä on kulmarakenne (α ≈ 103°), koska keskusatomi, happiatomi, sisältää kaksi yksinäistä elektroniparia.

OVEP-mallin avulla voidaan myös ennustaa molekyylien rakennetta eloperäinen aine. Esimerkiksi C2H2-asetyleenimolekyylissä jokainen hiiliatomi muodostaa kaksi σ-sidosta, eikä hiiliatomeilla ole yksinäisiä elektronipareja; siksi molekyylin rakenne on lineaarinen H–C≡C–H.

C 2 H 4 -eteenimolekyylissä jokainen hiiliatomi muodostaa kolme σ-sidosta, jotka yksittäisten elektroniparien puuttuessa hiiliatomeissa johtavat atomien kolmiomaiseen järjestelyyn kunkin hiiliatomin ympärillä:

Taulukossa. 4.2 tiivistää joitakin tietoja molekyylien ja ionien rakenteesta.

Taulukko 4.2

Molekyylien (ionien) rakenteen ja lukumäärän välinen suhde σ -keskusatomin sidokset ja yksittäiset elektroniparit

GUAO malli. Tämän mallin pääkohta on, että kovalenttisten sidosten muodostumiseen eivät osallistu "puhtaat" valenssis-, p- ja d-orbitaalit, vaan ns. hybridiradat. Lisäksi hybridisaatiota tarkastellaan vain 2p- ja 2s-AO:n osallistuessa.

Hybridisaatio on ilmiö, jossa valenssiorbitaalit sekoittuvat, minkä seurauksena ne ovat kohdakkain muodoltaan ja energialtaan.

Hybridisaation käsitettä käytetään aina, kun kemiallisten sidosten muodostumiseen osallistuu eri energia-alatasojen elektroneja, jotka eivät ole kovin erilaisia ​​energialtaan: 2s ja 2p, 4s, 4p ja 3d jne.

Hybridiorbitaali ei ole muodoltaan samanlainen kuin alkuperäinen 2p- ja 2s-AO. Se on muodoltaan epäsäännöllinen tilavuus kahdeksan:

Kuten voidaan nähdä, hybridi-AO:t ovat pitkänomaisempia, joten ne voivat mennä paremmin päällekkäin ja muodostaa vahvempia kovalenttisia sidoksia. Kun hybridiorbitaalit menevät päällekkäin, muodostuu vain σ-sidoksia; hybridi-AO:t eivät osallistu π-sidosten muodostukseen spesifisen muotonsa vuoksi (π-sidokset muodostavat vain ei-hybridi-AO:ita). Hybridiorbitaalien lukumäärä on aina yhtä suuri kuin hybridisaatioon osallistuvien alkuperäisten AO:iden lukumäärä. Hybridiorbitaalit tulee suunnata avaruuteen siten, että niiden suurin etäisyys toisistaan ​​on taattu. Tässä tapauksessa niissä olevien elektronien hylkiminen (sitoutuminen ja sitoutumaton) on minimaalinen; koko molekyylin energia on myös minimaalinen.

HLAO-mallissa oletetaan, että hybridisaatioon osallistuvat kiertoradat, joilla on läheiset energiaarvot (eli valenssiorbitaalit) ja riittävän korkea elektronitiheys. Orbitaalin elektronitiheys pienenee sen koon kasvaessa, joten rooli hybridisaatiossa on erityisen merkittävä pienten jaksojen alkuaineiden molekyyleille.

On muistettava, että GVAO ei ole todellinen fyysinen ilmiö, mutta kätevä konsepti (matemaattinen malli), joka mahdollistaa joidenkin molekyylien rakenteen kuvaamisen. Hybridi-AO:n muodostumista ei ole vahvistettu millään fysikaalisilla menetelmillä. Siitä huolimatta hybridisaatioteorialla on fyysinen perustelu.

Harkitse metaanimolekyylin rakennetta. Tiedetään, että СН4-molekyyli on muodoltaan säännöllinen tetraedri, jonka keskellä on hiiliatomi; kaikki neljä СН-sidosta muodostuvat vaihtomekanismista ja niillä on sama energia ja pituus, ts. ovat samanarvoisia. On melko yksinkertaista selittää neljän parittoman elektronin läsnäolo hiiliatomissa olettaen, että se siirtyy virittyneeseen tilaan:

Tämä prosessi ei kuitenkaan selitä kaikkien neljän C–H-sidoksen vastaavuutta, koska yllä olevan kaavion mukaan niistä kolme muodostuu hiiliatomin 2p-AO:n osallistuessa, yksi muodostuu 2s-AO ja 2p- ja 2s-AO:n muoto ja energia ovat erilaisia.

Tämän ja muiden vastaavien tosiasioiden selittämiseksi L. Pauling kehitti GVAO:n käsitteen. Oletetaan, että orbitaalien sekoittuminen tapahtuu kemiallisten sidosten muodostumishetkellä. Tämä prosessi vaatii energiankulutusta elektronien pariutumista varten, jota kuitenkin kompensoi energian vapautuminen hybridi-AO:iden muodostaessa vahvempia (ei-hybridisidoksia).

Hybridisaatioon osallistuvien AO:iden luonteen ja lukumäärän perusteella erotetaan useita hybridisaatiotyyppejä.

Sp 3 -hybridisaation tapauksessa yksi s- ja kolme p-orbitaalia sekoitetaan (tästä syystä hybridisaatiotyypin nimi). Hiiliatomin osalta prosessi voidaan esittää seuraavasti:

1 s 2 2 s 2 2 p x 1 2 p y 1 → elektronin siirtyminen 1 s 2 2 s 1 2 p x 1 2 p y 1 2 p z 1 → hybridisaatio 1 s 2 2 (s p 3) 4

tai sähköisten asetusten kautta:

Neljä sp 3 -hybridi-AO:ta ovat energialtaan välissä 2p - ja 2s -AO:n välillä.

Sp 3 -hybridisaation kaavio voidaan esittää käyttämällä kuvia hiiliatomin AO:n muodosta:

Näin ollen sp 3 -hybridisaation tuloksena muodostuu neljä hybridiorbitaalia, joista jokainen sisältää parittoman elektronin. Nämä kiertoradat avaruudessa sijaitsevat 109°28' kulmassa, mikä varmistaa niillä olevien elektronien minimaalisen hylkimisen. Jos yhdistät hybridiorbitaalien kärjet, saat kolmiulotteisen hahmon - tetraedrin. Tästä syystä koostumuksen АХ4 (CH4, SiH4, CCl4 jne.) molekyylit, joissa tämän tyyppinen hybridisaatio tapahtuu, ovat tetraedrin muotoisia.

AO:n sp 3 -hybridisaation käsite selittää myös hyvin H20- ja NH3-molekyylien rakenteen. Oletetaan, että typpi- ja happiatomien 2s ja 2p AO:t osallistuvat hybridisaatioon. Näissä atomeissa valenssielektronien lukumäärä (5 ja 6, vastaavasti) ylittää sp 3 -hybridi-AO:iden määrän (4), joten osa hybridi-AO:ista sisältää parittomia elektroneja ja osa yksittäisiä elektronipareja:

Näemme, että typpiatomissa yksittäinen elektronipari sijaitsee yhdessä hybridi-AO:ssa ja happiatomissa kahdessa. Vain parittomia elektroneja sisältävät AO:t osallistuvat sidosten muodostumiseen vetyatomien kanssa, ja yksinäisillä elektronipareilla on hylkivä vaikutus (kuva 4.5) toisiinsa (hapen tapauksessa) ja sitoviin elektroneihin (hapen ja typen osalta). ).

Riisi. 4.5. Kaavio ammoniakin (a) ja veden (b) molekyylissä sitoutuvien ja sitoutumattomien kiertoradan hylkivästä vaikutuksesta

Voimakkaampi repulsio ilmaistaan ​​vesimolekyylin tapauksessa. Koska happiatomissa on kaksi yksinäistä elektroniparia, poikkeama sidoskulman ideaaliarvosta tämäntyyppiselle hybridisaatiolle (109°28′) vesimolekyylissä on suurempi kuin ammoniakkimolekyylissä (H 2 O:ssa ja NH:ssa 3 molekyyliä, sidoskulma on 104,5° ja 107°).

Sp 3 -hybridisaatiomallia käytetään selittämään timantin, piin, NH 4 + - ja H 3 O + -ionien, alkaanien, sykloalkaanien jne. rakennetta. Hiilen tapauksessa tämän tyyppistä hybridisaatiota käytetään aina, kun tämän atomi on elementti muodostaa vain σ-sidoksia.

Sp2-hybridisaation tapauksessa yksi s- ja kaksi p-orbitaalia sekoitetaan. Tarkastellaan tämän tyyppistä hybridisaatiota käyttämällä booriatomin esimerkkiä. Prosessi esitetään energiakaavioilla

Näin ollen booriatomin valenssiorbitaalien sp 2 -hybridisaation seurauksena muodostuu kolme hybridi-AO:ta, jotka on suunnattu 120°:n kulmaan, ja yksi 2p-orbitaaleista ei osallistu hybridisaatioon. Hybridiorbitaalit sisältävät kukin yhden parittoman elektronin, sijaitsevat samassa tasossa ja jos yhdistät niiden kärjet, saat suorakulmainen kolmio. Tästä syystä koostumuksen АХ 3 molekyyleillä, joissa on sp 2 -hybridisaatio A-atomin kiertoradoissa, on kolmion muotoinen rakenne, kuten BF 3 -molekyylille osoitetaan:

Booriatomin ei-hybridi 2p AO on vapaa (ei miehitetty) ja on suunnattu kohtisuoraan B–F-sidostasoon nähden; siksi BF3-molekyyli on elektronin vastaanottaja muodostaessaan kovalenttista sidosta luovuttaja-akseptorimekanismin avulla vuorovaikutuksessa. ammoniakkimolekyylin kanssa.

Sp 2 -hybridisaation käsitettä käytetään selittämään alkeenien hiili-hiili-kaksoissidoksen luonnetta, bentseenin ja grafiitin rakennetta, ts. tapauksissa, joissa hiiliatomi muodostaa kolme σ- ja yhden π-sidoksen.

Hiiliatomiorbitaalien tilajärjestely sp 2 -hybridisaatiossa näyttää tältä: ei-hybridi 2p-AO on suunnattu kohtisuoraan sitä tasoa vastaan, jossa hybridiorbitaalit sijaitsevat (sekä hybridi- että ei-hybridi-AO sisältävät parittoman elektronin).

Tarkastellaan kemiallisten sidosten muodostumista eteenimolekyylissä H 2 C=CH 2 . Siinä hybridi-AO:t limittyvät keskenään ja vetyatomin 1s-AO:n kanssa muodostaen viisi σ-sidosta: yhden C–C ja neljä C–H:n. Ei-hybridit 2p-AO:t limittyvät sivusuunnassa ja muodostavat π-sidoksen hiiliatomien välille (kuva 4.6).

Riisi. 4.6. Kaavio σ-sidosten (a) ja π-sidosten (b) muodostumisesta eteenimolekyylissä

Sp-hybridisaation tapauksessa yksi s- ja yksi p-orbitaali sekoitetaan. Tarkastellaan tämäntyyppistä hybridisaatiota berylliumatomin esimerkin avulla. Kuvitellaan hybridisaatioprosessia energiamallilla:

ja orbitaalien muodon kuvalla

Siten sp-hybridisaation tuloksena muodostuu kaksi hybridi-AO:ta, jotka sisältävät kumpikin yhden parittoman elektronin. Kaksi 2p-AO:ta ei osallistu hybridisaatioon ja pysyvät vapaana berylliumin tapauksessa. Hybridiorbitaalit on suunnattu 180°:n kulmaan, joten tyypin AX 2 molekyyleillä, joissa on atomin A orbitaalien sp-hybridisaatio, on lineaarinen rakenne (kuva 4.7).

Riisi. 4.7. BeCl2-molekyylin spatiaalinen rakenne

Hiiliatomiorbitaalien sp-hybridisaatiomallia käyttämällä selitetään alkyynimolekyylien kolmoissidoksen luonne. Tässä tapauksessa kaksi hybridiä ja kaksi ei-hybridiä 2p-AO:ta (näkyy vaakasuuntaisilla nuolilla →, ←) sisältävät kumpikin parittoman elektronin:

Asetyleenimolekyylissä HC≡CH muodostuu σ-sidoksia C–H ja C–C hybridi-AO:iden ansiosta:

Hybridi 2p-AO limittyy kahdessa kohtisuorassa tasossa ja muodostaa kaksi π-sidosta hiiliatomien välille (kuva 4.8).

Riisi. 4.8. Kaavioesitys π-sidoksista (a) ja π-sidosten tasoista (b) asetyleenimolekyylissä ( aaltoviiva osoittaa hiiliatomin 2p-AO:n lateraalista päällekkäisyyttä)

Hiiliatomiorbitaalien sp-hybridisaation käsite mahdollistaa kemiallisten sidosten muodostumisen selittämisen karbiini-, CO- ja CO 2 -molekyyleihin, propadieeniin (CH 2 =C=CH 2), ts. kaikissa tapauksissa, joissa hiiliatomi muodostaa kaksi σ- ja kaksi π-sidosta.

Tarkasteltavien hybridisaatiotyyppien tärkeimmät ominaisuudet ja molekyylien geometriset konfiguraatiot, jotka vastaavat tiettyjä keskusatomin A kiertoradan hybridisaatiotyyppejä (ottaen huomioon sitoutumattomien elektroniparien vaikutuksen), on esitetty taulukossa 1. 4.3 ja 4.4.

Taulukko 4.3

Pääasialliset tunnusmerkit erilaisia ​​tyyppejä hybridisaatio

Taulukon tietojen vertailu. 4.2 ja 4.4, voimme päätellä, että molemmat mallit - OVEP ja HLAO - johtavat samoihin tuloksiin koskien molekyylien rakennetta.

Taulukko 4.4

Tietyntyyppistä hybridisaatiota vastaavien molekyylien spatiaalisen konfiguraation tyypit

Kemiallinen rakenne on molekyylin atomien liittymissekvenssi ja niiden järjestys avaruudessa. Kemiallinen rakenne on kuvattu käyttämällä rakennekaavoja. Viiva edustaa kovalenttista kemiallista sidosta. Jos yhteys on moninkertainen: kaksinkertainen, kolminkertainen, he laittavat kaksi (ei pidä sekoittaa "yhtä"-merkkiin) tai kolme viivaa. Liitosten väliset kulmat on kuvattu aina kun mahdollista.

Orgaanisten aineiden rakennekaavojen muodostamiseksi oikein on muistettava, että hiiliatomit muodostavat kukin 4 sidosta.

(eli hiilen valenssi sidosten lukumäärän mukaan on neljä. Orgaanisessa kemiassa käytetään pääasiassa valenssia sidosten lukumäärän mukaan).

Metaani(setä kutsutaan myös suoksi, tulipesäksi) koostuu yhdestä hiiliatomista, joka on sitoutunut kovalenttisilla sidoksilla neljän vetyatomin kanssa. Molekyylikaava CH4. Rakennekaava:
H
l
H-C-H
l
H

Sidosten välinen kulma metaanimolekyylissä on noin 109° - elektroniparit, jotka muodostavat hiiliatomin (keskellä) kovalenttisia sidoksia vetyatomien kanssa, sijaitsevat avaruudessa suurimmalla etäisyydellä toisistaan.

Luokilla 10-11 tutkitaan, että metaanimolekyylillä on kolmion muotoinen pyramidi - tetraedri, kuten kuuluisat egyptiläiset pyramidit.

Etyleeni C2H4 sisältää kaksi hiiliatomia, jotka on yhdistetty kaksoissidoksella:

Sidosten välinen kulma on 120° (elektroniparit hylkivät toisiaan ja sijaitsevat suurimmalla etäisyydellä toisistaan). Atomit ovat samassa tasossa.

Jos emme kuvaa jokaista vetyatomia erikseen, saadaan lyhennetty rakennekaava:

Asetyleeni C 2 H 2 sisältää kolmoissidoksen:
H–C ≡ C–H

Sidosten välinen kulma on 180°, molekyylin muoto on lineaarinen.

Poltettaessa muodostuu hiilivetyjä, hiilen oksideja (IV) ja vetyä, ts. hiilidioksidi ja vettä, samalla kun vapautuu paljon lämpöä:

CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O

C 2 H 4 + 3O 2 → 2CO 2 + 2 H 2 O

2C 2 H 2 + 5O 2 → 4CO 2 + 2 H 2 O

iso käytännön arvoa Sillä on polymerointireaktio eteeni - yhdiste suuri numero molekyylit muodostamaan polymeerimakromolekyylejä - polyeteeni. Molekyylien väliset sidokset muodostuvat katkaisemalla yksi kaksoissidoksen sidoksista. SISÄÄN yleisnäkymä sen voi kirjoittaa näin:

nCH 2 \u003d CH 2 → (- CH 2 - CH 2 -) n

missä n on yhdistettyjen molekyylien lukumäärä, jota kutsutaan polymeroitumisasteeksi. Reaktio tapahtuu korotetussa paineessa ja lämpötilassa katalyytin läsnä ollessa.

Polyeteenistä valmistetaan kalvo kasvihuoneisiin, renkaat tölkkiin jne.

Bentseenin muodostumista asetyleenistä kutsutaan myös polymerointireaktioksi.

kemiallinen sidos

Kaikki vuorovaikutukset, jotka johtavat kemiallisten hiukkasten (atomien, molekyylien, ionien jne.) yhdistymiseen aineiksi, jaetaan kemiallisiin sidoksiin ja molekyylien välisiin sidoksiin (molekyylien väliset vuorovaikutukset).

kemialliset sidokset- sidoksia suoraan atomien välillä. On ionisia, kovalenttisia ja metallisia sidoksia.

Molekyylien väliset sidokset- molekyylien väliset sidokset. Nämä ovat vetysidos, ioni-dipolisidos (tämän sidoksen muodostumisen vuoksi tapahtuu esimerkiksi ionien hydraatiokuoren muodostumista), dipoli-dipolisidos (tämän sidoksen muodostumisen vuoksi molekyylit polaariset aineet yhdistetään esimerkiksi nestemäiseen asetoniin) jne.

Ionisidos- kemiallinen sidos, joka muodostuu vastakkaisesti varautuneiden ionien sähköstaattisen vetovoiman vuoksi. Binääriyhdisteissä (kahden alkuaineen yhdisteet) se muodostuu, kun sitoutuvien atomien koot eroavat suuresti toisistaan: jotkut atomit ovat suuria, toiset pieniä - eli jotkut atomit luovuttavat helposti elektroneja, kun taas toiset pyrkivät hyväksyä ne (yleensä nämä ovat alkuaineiden atomeja, jotka muodostavat tyypillisiä metalleja, ja elementtien atomeja, jotka muodostavat tyypillisiä epämetalleja); tällaisten atomien elektronegatiivisuus on myös hyvin erilainen.
Ionisidos on suuntaamaton ja tyydyttymätön.

kovalenttisidos- kemiallinen sidos, joka syntyy yhteisen elektroniparin muodostumisen vuoksi. Kovalenttinen sidos muodostuu pienten atomien välille, joilla on sama tai läheinen säde. Tarpeellinen kunto- parittomia elektroneja molemmissa sitoutuneissa atomeissa (vaihtomekanismi) tai jakamaton pari yhdessä atomissa ja vapaa orbitaali toisessa (luovuttaja-akseptorimekanismi):

Yhteisten elektroniparien lukumäärän mukaan kovalenttiset sidokset jaetaan
• yksinkertainen (yksi)- yksi pari elektroneja
• kaksinkertainen- kaksi paria elektroneja
• kolminkertaistaa- kolme paria elektroneja.

Kaksois- ja kolmoissidoksia kutsutaan monisidoksiksi.

Sitoutuneiden atomien välisen elektronitiheyden jakautumisen mukaan kovalenttinen sidos jaetaan ei-polaarinen Ja napainen. Identtisten atomien välille muodostuu ei-polaarinen sidos, erilaisten atomien välille muodostuu polaarinen sidos.

Elektronegatiivisuus- mitta aineessa olevan atomin kyvystä vetää puoleensa yhteisiä elektronipareja.
Polaaristen sidosten elektroniparit ovat vinoutuneet kohti elektronegatiivisempia elementtejä. Itse elektroniparien siirtymää kutsutaan sidospolarisaatioksi. Polarisoinnin aikana muodostuneet osittaiset (ylimääräiset) varaukset on merkitty + ja -, esimerkiksi: .

Elektronipilvien ("orbitaalien") päällekkäisyyden luonteen mukaan kovalenttinen sidos jaetaan -sidokseksi ja -sidokseksi.
-sidos muodostuu elektronipilvien suorasta päällekkäisyydestä (atomiytimiä yhdistävää suoraa linjaa pitkin), -sidos - sivusuunnassa limittymisen vuoksi (molemmilla puolilla sitä tasoa, jossa atomiytimet sijaitsevat).

Kovalenttinen sidos on suunnattu ja kyllästävä sekä polarisoituva.
Kovalenttisten sidosten keskinäisen suunnan selittämiseen ja ennustamiseen käytetään hybridisaatiomallia.

Atomiratojen ja elektronipilvien hybridisaatio- atomien kiertoradan oletettu kohdistaminen energiassa ja elektronipilvien muodot atomin kovalenttisten sidosten muodostumisen aikana.
Kolme yleisintä hybridisaatiotyyppiä ovat: sp-, sp 2 ja sp 3 - hybridisaatio. Esimerkiksi:
sp-hybridisaatio - C2H2-, BeH2-, C02-molekyyleissä (lineaarinen rakenne);
sp 2-hybridisaatio - C2H4-, C6H6-, BF3-molekyyleissä (litteä kolmion muoto);
sp 3-hybridisaatio - CCl4-, SiH4-, CH4-molekyylissä (tetraedrinen muoto); NH3 (pyramidin muotoinen); H 2 O (kulman muoto).

metallinen liitos- kemiallinen sidos, joka muodostuu metallikiteen kaikkien sitoutuneiden atomien valenssielektronien sosialisoitumisesta. Tämän seurauksena kiteen muodostuu yksi elektronipilvi, joka siirtyy helposti sähköjännitteen vaikutuksesta - tästä syystä metallien korkea sähkönjohtavuus.
Metallisidos muodostuu, kun sitoutuneet atomit ovat suuria ja siksi niillä on taipumus luovuttaa elektroneja. Yksinkertaiset aineet, joissa on metallisidos - metallit (Na, Ba, Al, Cu, Au jne.), monimutkaiset aineet - metallien väliset yhdisteet (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 jne.).
Metallisella sidoksella ei ole kyllästymissuuntaa. Se säilyy myös metallisulaissa.

vetysidos- molekyylien välinen sidos, joka muodostuu, koska vetyatomi, jolla on suuri positiivinen osavaraus, hyväksyy osittain erittäin elektronegatiivisen atomin elektroniparin. Se muodostuu, kun yhdessä molekyylissä on atomi, jossa on yksinäinen elektronipari ja korkea elektronegatiivisuus (F, O, N), ja toisessa on vetyatomi, joka on sitoutunut vahvasti polaarisella sidoksella yhteen näistä atomeista. Esimerkkejä molekyylien välisistä vetysidoksista:

H—O—H ··· OH 2, H–O–H ··· NH3, H–O–H ··· F–H, H–F ··· H–F.

Polypeptidimolekyyleissä on molekyylinsisäisiä vetysidoksia, nukleiinihapot, proteiinit jne.

Minkä tahansa sidoksen vahvuuden mitta on sidoksen energia.
Sidosenergia on energia, joka tarvitaan katkaisemaan tietty kemiallinen sidos 1 moolissa ainetta. Mittayksikkö on 1 kJ/mol.

Ioni- ja kovalenttisten sidosten energiat ovat samaa suuruusluokkaa, vetysidoksen energia on suuruusluokkaa pienempi.

Kovalenttisen sidoksen energia riippuu sitoutuneiden atomien koosta (sidoksen pituudesta) ja sidoksen moninkertaisuudesta. Mitä pienempiä atomeja on ja mitä suurempi sidoksen monikertaisuus, sitä suurempi on sen energia.

Ionisidoksen energia riippuu ionien koosta ja niiden varauksista. Mitä pienemmät ionit ovat ja mitä suurempi niiden varaus, sitä suurempi sitoutumisenergia.

Aineen rakenne

Rakennetyypin mukaan kaikki aineet jaetaan molekyylinen Ja ei-molekyylinen. Molekyyliaineet hallitsevat orgaanisten aineiden joukossa, kun taas ei-molekyyliset aineet ovat hallitsevia epäorgaanisista aineista.

Kemiallisen sidoksen tyypin mukaan aineet jaetaan aineisiin, joissa on kovalenttisia sidoksia, aineisiin, joissa on ionisia sidoksia (ionisidoksia) ja aineisiin, joissa on metallisidoksia (metallit).

Aineet, joissa on kovalenttisia sidoksia, voivat olla molekyylisiä tai ei-molekyylisiä. Tämä vaikuttaa merkittävästi niiden fysikaalisiin ominaisuuksiin.

Molekyyliaineet koostuvat molekyyleistä, jotka on yhdistetty toisiinsa heikoilla molekyylien välisillä sidoksilla, joita ovat: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 ja muut yksinkertaiset aineet; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, orgaaniset polymeerit ja monet muut aineet. Näillä aineilla ei ole suurta lujuutta matalat lämpötilat sulaminen ja kiehuminen, älä johda sähköä, jotkut niistä liukenevat veteen tai muihin liuottimiin.

Ei-molekyyliset aineet, joissa on kovalenttisia sidoksia tai atomiaineita (timantti, grafiitti, Si, SiO 2, SiC ja muut) muodostavat erittäin vahvoja kiteitä (kerrosgrafiitti on poikkeus), ne eivät liukene veteen ja muihin liuottimiin, niillä on korkea sulamis- ja kiehumispiste pisteissä, suurin osa niistä ei johda sähkövirtaa (paitsi grafiitti, jolla on sähkönjohtavuus, ja puolijohteet - pii, germanium jne.)

Kaikki ioniset aineet ovat luonnostaan ​​ei-molekyylisiä. Nämä ovat kiinteitä tulenkestäviä aineita, joiden liuokset ja sulat johtavat sähkövirtaa. Monet niistä liukenevat veteen. On huomattava, että ionisissa aineissa, joiden kiteet koostuvat monimutkaisista ioneista, on myös kovalenttisia sidoksia, esimerkiksi: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-) jne. Kompleksiset ionit muodostavat atomit ovat sitoutuneet kovalenttisilla sidoksilla.

Metallit (aineet, joissa on metallisidos) fyysisiltä ominaisuuksiltaan hyvin erilaisia. Niitä ovat nestemäiset (Hg), erittäin pehmeät (Na, K) ja erittäin kovat metallit (W, Nb).

ominaisuus fyysiset ominaisuudet metallien korkea sähkönjohtavuus (toisin kuin puolijohteet, laskee lämpötilan noustessa), korkea lämpökapasiteetti ja sitkeys (puhtaat metallit).

Kiinteässä tilassa melkein kaikki aineet koostuvat kiteistä. Rakenteen tyypin ja kemiallisen sidoksen tyypin mukaan kiteet ("kidehilat") jaetaan atomi-(ei-molekyylisten aineiden kiteitä, joissa on kovalenttinen sidos), ioninen(ionisten aineiden kiteet), molekyylinen(kovalenttisen sidoksen omaavien molekyylisten aineiden kiteet) ja metalli(metallisen sidoksen omaavien aineiden kiteet).

Tehtävät ja testit aiheesta "Aihe 10. "Kemiallinen sidos. Aineen rakenne."

• Kemiallisten sidosten tyypit - Aineen rakenne 8–9 luokka

  Oppitunnit: 2 Tehtävää: 9 Koetta: 1

• Tehtävät: 9 koetta: 1

Tämän aiheen käsittelyn jälkeen sinun tulee oppia seuraavat käsitteet: kemiallinen sidos, molekyylien välinen sidos, ionisidos, kovalenttinen sidos, metallisidos, vetysidos, yksinkertainen yhteys, kaksoissidos, kolmoissidos, monisidos, polaariton sidos, polaarinen sidos, elektronegatiivisuus, sidoksen polarisaatio, - ja -sidos, atomiorbitaalien hybridisaatio, sidoksen energia.

Sinun on tiedettävä aineiden luokitus rakenteen tyypin, kemiallisen sidoksen tyypin mukaan, yksinkertaisten ja monimutkaiset aineet kemiallisen sidoksen tyypistä ja "kidehilan" tyypistä.

Sinun pitäisi pystyä: määrittämään aineen kemiallisen sidoksen tyyppi, hybridisaation tyyppi, laatimaan sidoksen muodostusmalleja, käyttämään elektronegatiivisuuden käsitettä, useita elektronegatiivisuuksia; tietää kuinka elektronegatiivisuus muuttuu kemiallisia alkuaineita yksi jakso ja yksi ryhmä kovalenttisen sidoksen polariteetin määrittämiseksi.

Kun olet varmistanut, että kaikki tarvitsemasi on opittu, siirry tehtäviin. Toivotamme sinulle menestystä.

• O.S. Gabrielyan, G.G. Lysova. Kemia 11 solua. M., Bustard, 2002.
• G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kemia 11 solua. M., Koulutus, 2001.