Die Theorie der Elektronenpaarabstoßung. Als Ergebnis des Studiums dieses Themas werden Sie lernen. Arten von Kristallgittern

Schwefel (lat. Schwefel) ist ein nichtmetallisches Element. Das chemische Symbol ist S, die Seriennummer im Periodensystem ist 16. Die Wertigkeit von Schwefel wurde bereits vor der Untersuchung der Struktur des Atoms festgestellt. Sein Wert wurde anhand der Eigenschaft bestimmt, eine bestimmte Anzahl anderer Atome oder Gruppen zu ersetzen, anzuziehen oder zu binden. Später entdeckten Forscher die Rolle negativ geladener Teilchen (Elektronen) bei der Entstehung von

Wertigkeit von Schwefel: Welche Eigenschaften von Atomen beeinflussen seinen Wert?

Das chemische Element steht hinsichtlich der Häufigkeit auf der Erde an 16. Stelle. Es kommt in Form leuchtend gelber Kristalle oder Pulver in Gesteinen in der Nähe aktiver und erloschener Vulkane vor. Die bekanntesten Naturstoffe sind Sulfide und Sulfate.

Merkmale des Elements und der Substanz:

1. Starkes Nichtmetall.
2. In Bezug auf die Elektronegativität (EO) oder die Fähigkeit, Elektronen anzuziehen, steht Schwefel nach Fluor, Sauerstoff, Stickstoff, Chlor und Brom an zweiter Stelle.
3. Interagiert mit Metallen und Nichtmetallen, einfachen und komplexen Substanzen.

Unterschiede in den Eigenschaften hängen von der Struktur und dem Zustand des Atoms ab, Unterschiede in den EO-Werten. Lassen Sie uns herausfinden, welche Wertigkeit Schwefel in Verbindungen haben kann. Ihr chemisches Verhalten hängt von der Struktur der Energiehüllen sowie der Anzahl und Position der Außenelektronen im Atom ab.

Warum ist die Wertigkeit unterschiedlich?

Die stabilen natürlichen Schwefelisotope haben die Massenzahlen 32 (am häufigsten), 33, 34 und 36. Das Atom jedes dieser Nuklide enthält 16 positiv geladene Protonen. Im Weltraum in der Nähe des Kerns bewegen sich 16 Elektronen mit enormer Geschwindigkeit. Sie sind verschwindend klein und negativ geladen. Die 6 äußeren Partikel werden weniger vom Kern angezogen (mehr frei). Mehrere oder alle von ihnen sind an der Bildung verschiedener Arten chemischer Bindungen beteiligt. Nach modernen Vorstellungen wird die Wertigkeit von Schwefel durch die Anzahl der gebildeten gemeinsamen (bindenden) Elektronenpaare bestimmt. Typischerweise werden in Zeichnungen und Diagrammen externe Partikel, die an diesem Prozess beteiligt sind, als Punkte um das chemische Symbol herum dargestellt.

Wie hängt die Wertigkeit von der Struktur des Atoms ab?

Mithilfe eines Energiediagramms können Sie die Struktur von Ebenen und Unterebenen (s, p, d) darstellen, von denen die Formel für die Wertigkeit von Schwefel abhängt. Zwei Pfeile in verschiedene Richtungen symbolisieren gepaarte Elektronen und ein Pfeil symbolisiert ungepaarte Elektronen. Der äußere Raum eines Schwefelatoms wird durch die Orbitale von 6 Teilchen gebildet, von denen gemäß der Oktettregel 8 für die Stabilität benötigt werden. Die Konfiguration der Valenzschale wird durch die Formel 3s23p4 widergespiegelt. Die Elektronen der unvollständigen Schicht verfügen über einen großen Energievorrat, der zu einem instabilen Zustand des gesamten Atoms führt. Um Stabilität zu erreichen, benötigt das Schwefelatom zwei zusätzliche negative Teilchen. Sie können durch Bildung mit anderen Elementen oder durch Aufnahme zweier freier Elektronen gewonnen werden. In diesem Fall weist Schwefel die Wertigkeit II (-) auf. Den gleichen Wert erhält man mit der Formel: 8 - 6 = 2, wobei 6 die Nummer der Gruppe ist, in der sich das Element befindet.

Wo kommen Verbindungen vor, in denen Schwefel die Wertigkeit II (-) hat?

Ein Element zieht Elektronen von Atomen mit einem niedrigeren Elektronegativitätswert auf der Pauling-Skala an oder entzieht ihnen diese vollständig. Valenz II (-) kommt in Sulfiden von Metallen und Nichtmetallen vor. Eine große Gruppe ähnlicher Verbindungen findet sich in Verbindungen, die von großer praktischer Bedeutung sind. Dazu gehören Pyrit (FeS), Sphalerit (ZnS), Bleiglanz (PbS) und andere Stoffe. Eisensulfidkristalle haben eine schöne gelblich-braune Farbe und einen schönen Glanz. Das Mineral Pyrit wird oft als „Narrengold“ bezeichnet. Um Metalle aus Erzen zu gewinnen, werden diese geröstet oder reduziert. Schwefelwasserstoff H2S hat die gleiche elektronische Struktur wie Wasser. Herkunft von H2S:

• freigesetzt, wenn Proteine ​​​​verrotten (z. B. Hühnereier);
• bricht mit vulkanischen Gasen aus;
• reichert sich in natürlichen Gewässern, Öl an;
• in Hohlräume in der Erdkruste freigesetzt.

Warum lautet die Formel von vierwertigem Schwefeloxid SO2?

Die Dioxidformel zeigt, dass ein Schwefelatom im Molekül an zwei Sauerstoffatome gebunden ist, die jeweils zwei Elektronen pro Oktett benötigen. Die resultierende Bindung ist kovalent polarer Natur (der EO von Sauerstoff ist größer). Die Wertigkeit des Schwefels in dieser Verbindung ist IV (+), da die 4 Elektronen des Schwefelatoms in Richtung der beiden Sauerstoffatome verschoben sind. Die Formel lässt sich wie folgt schreiben: S2O4, muss aber nach den Regeln um 2 reduziert werden. Dioxid bildet beim Auflösen in Wasser Ionen schwacher schwefliger Säure. Seine Salze, Sulfite, sind starke Reduktionsmittel. Als Zwischenprodukt dient SO2-Gas

In welchen Stoffen weist Schwefel seine höchste Wertigkeit auf?

Oxid SO3 oder S2O6 ist eine farblose Flüssigkeit; bei Temperaturen unter 17°C härtet es aus. In der SO3-Verbindung ist die Wertigkeit von Sauerstoff II (-) und die Wertigkeit von Schwefel VI (+). löst sich in Wasser und bildet starke zweibasige Schwefelsäure. Aufgrund seiner großen Rolle in Produktionsprozessen wurde der Stoff als „Brot der chemischen Industrie“ bezeichnet. Eine wichtige Rolle in der Landwirtschaft und Medizin spielen Säuresalze – Sulfate. Verwendet werden Calciumkristallhydrat (Gips), Magnesium (Bitter- oder Bittersalz).

1, 2, 3, 4, 6 externe Elektronen können an der Bildung verschiedener Arten chemischer Bindungen beteiligt sein. Nennen wir die möglichen Wertigkeiten von Schwefel und berücksichtigen dabei, dass es seltene und instabile Verbindungen gibt: I (-), II (-), II (+), III (+), IV (+), VI (+). Das Element erhält in SO-Monoxid eine zweite positive Wertigkeit. Die häufigsten Werte von II (-), IV (+), VI (+) weist Schwefel als Teil einer Gruppe von Stoffen von industrieller, landwirtschaftlicher und medizinischer Bedeutung auf. Seine Verbindungen werden bei der Herstellung von Feuerwerkskörpern verwendet.

Ein großes Problem bleibt die Erfassung von Abgasen, darunter IV (+), VI (+) und Schwefelwasserstoff, die für Mensch und Umwelt schädlich sind. Es wurden Technologien entwickelt, um diese gasförmigen Abfälle zu verarbeiten und daraus Schwefelsäure und Sulfate herzustellen. Zu diesem Zweck werden Chemieanlagen neben Hüttenwerken oder im gleichen Gebiet errichtet. Dadurch verringert sich die Schadstoffmenge und es entsteht weniger „schwefelsaurer Regen“.

Als Ergebnis des Studiums dieses Themas lernen Sie: Warum ist das Wassermolekül polar, Kohlendioxid jedoch nicht? Was ist die maximale Wertigkeit von Stickstoff in Verbindungen? Warum hat Wasser ungewöhnlich hohe Schmelz- und Siedepunkte? Als Ergebnis des Studiums dieses Themas lernen Sie: Bestimmen Sie die Art der chemischen Bindung (polare und unpolare kovalente, ionische, Wasserstoff-, metallische) in verschiedenen Verbindungen. Bestimmen Sie die geometrische Form von Molekülen auf der Grundlage einer Analyse ihrer elektronischen Struktur unter Verwendung von Ideen zur Hybridisierung von Atomorbitalen. Sagen Sie die Eigenschaften von Stoffen anhand von Informationen über die Natur chemischer Bindungen und Arten von Kristallgittern voraus. Studienfragen:

5.1. Kovalente Bindung

Eine chemische Bindung entsteht, wenn zwei oder mehr Atome zusammenkommen, wenn durch ihre Wechselwirkung die Gesamtenergie des Systems abnimmt. Die stabilsten elektronischen Konfigurationen der äußeren Elektronenhüllen von Atomen sind die von Edelgasatomen, die aus zwei oder acht Elektronen bestehen. Die äußeren Elektronenhüllen von Atomen anderer Elemente enthalten ein bis sieben Elektronen, d.h. sind unvollendet. Wenn ein Molekül gebildet wird, neigen Atome dazu, eine stabile Zwei-Elektronen- oder Acht-Elektronen-Hülle anzunehmen. Die Valenzelektronen von Atomen sind an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt.

Kovalent ist eine chemische Bindung zwischen zwei Atomen, die durch Elektronenpaare entsteht, die gleichzeitig zu diesen beiden Atomen gehören.

Es gibt zwei Mechanismen für die Bildung kovalenter Bindungen: Austausch und Donor-Akzeptor.

5.1.1. Austauschmechanismus der Bildung kovalenter Bindungen

Austauschmechanismus Die Bildung einer kovalenten Bindung erfolgt durch die Überlappung von Elektronenwolken verschiedener Atome. Nähern sich beispielsweise zwei Wasserstoffatome einander, überlappen sich die 1s-Elektronorbitale. Dadurch entsteht ein gemeinsames Elektronenpaar, das gleichzeitig zu beiden Atomen gehört. In diesem Fall wird eine chemische Bindung durch Elektronen mit antiparallelen Spins gebildet, Abb. 5.1.

Reis. 5.1. Bildung eines Wasserstoffmoleküls aus zwei H-Atomen

5.1.2. Donor-Akzeptor-Mechanismus zur Bildung kovalenter Bindungen

Beim Donor-Akzeptor-Mechanismus der kovalenten Bindungsbildung erfolgt die Bindung ebenfalls über Elektronenpaare. Allerdings stellt in diesem Fall ein Atom (Donor) sein Elektronenpaar zur Verfügung und das andere Atom (Akzeptor) ist mit seinem freien Orbital an der Bindungsbildung beteiligt. Ein Beispiel für die Umsetzung einer Donor-Akzeptor-Bindung ist die Bildung des Ammoniumions NH 4 + bei der Wechselwirkung von Ammoniak NH 3 mit dem Wasserstoffkation H +.

Im NH 3 -Molekül bilden drei Elektronenpaare drei N-H-Bindungen, das vierte zum Stickstoffatom gehörende Elektronenpaar ist einsam. Dieses Elektronenpaar kann eine Bindung mit einem Wasserstoffion eingehen, das ein freies Orbital hat. Das Ergebnis ist Ammoniumion NH 4 +, Abb. 5.2.

Reis. 5.2. Die Entstehung einer Donor-Akzeptor-Bindung während der Bildung von Ammoniumionen

Es ist zu beachten, dass die vier im NH 4 + -Ion vorhandenen kovalenten N-H-Bindungen äquivalent sind. Im Ammoniumion ist es unmöglich, eine durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildete Bindung zu identifizieren.

5.1.3. Polare und unpolare kovalente Bindung

Wenn eine kovalente Bindung von identischen Atomen gebildet wird, befindet sich das Elektronenpaar im gleichen Abstand zwischen den Kernen dieser Atome. Eine solche kovalente Bindung wird als unpolar bezeichnet. Beispiele für Moleküle mit einer unpolaren kovalenten Bindung sind H2, Cl2, O2, N2 usw.

Bei einer polaren kovalenten Bindung wird das gemeinsame Elektronenpaar zum Atom mit höherer Elektronegativität verschoben. Diese Art von Bindung wird in Molekülen realisiert, die aus verschiedenen Atomen bestehen. Eine polare kovalente Bindung kommt in Molekülen von HCl, HBr, CO, NO usw. vor. Beispielsweise kann die Bildung einer polaren kovalenten Bindung in einem HCl-Molekül durch ein Diagramm dargestellt werden, Abb. 5.3:

Reis. 5.3. Bildung einer kovalenten polaren Bindung im HC1-Molekül

Im betrachteten Molekül wird das Elektronenpaar zum Chloratom verschoben, da dessen Elektronegativität (2.83) größer ist als die Elektronegativität des Wasserstoffatoms (2.1).

5.1.4. Dipolmoment und Molekülstruktur

Ein Maß für die Polarität einer Bindung ist ihr Dipolmoment μ:

μ = e·l,

Wo e– Elektronenladung, l– der Abstand zwischen den Zentren positiver und negativer Ladungen.

Das Dipolmoment ist eine Vektorgröße. Die Konzepte „Bindungsdipolmoment“ und „Moleküldipolmoment“ stimmen nur für zweiatomige Moleküle überein. Das Dipolmoment eines Moleküls ist gleich der Vektorsumme der Dipolmomente aller Bindungen. Somit hängt das Dipolmoment eines mehratomigen Moleküls von seiner Struktur ab.

In einem linearen CO 2 -Molekül beispielsweise ist jede der CO-Bindungen polar. Allerdings ist das CO 2 -Molekül im Allgemeinen unpolar, da sich die Dipolmomente der Bindungen gegenseitig aufheben (Abb. 5.4). Das Dipolmoment des Kohlendioxidmoleküls beträgt m = 0.

Im eckigen H2O-Molekül liegen die polaren H-O-Bindungen in einem Winkel von 104,5°. Die Vektorsumme der Dipolmomente zweier HO-Bindungen wird durch die Diagonale des Parallelogramms ausgedrückt (Abb. 5.4). Dadurch ist das Dipolmoment des Wassermoleküls m ungleich Null.

Reis. 5.4. Dipolmomente von CO 2- und H 2 O-Molekülen

5.1.5. Wertigkeit von Elementen in Verbindungen mit kovalenten Bindungen

Die Wertigkeit von Atomen wird durch die Anzahl ungepaarter Elektronen bestimmt, die an der Bildung gemeinsamer Elektronenpaare mit Elektronen anderer Atome beteiligt sind. Da die Halogenatome in den Molekülen F 2, HCl, PBr 3 und CCl 4 ein ungepaartes Elektron auf der äußeren Elektronenschicht haben, sind sie einwertig. Elemente der Sauerstoffuntergruppe enthalten zwei ungepaarte Elektronen in der äußeren Schicht, daher sind sie in Verbindungen wie O 2, H 2 O, H 2 S und SCl 2 zweiwertig.

Da in Molekülen zusätzlich zu gewöhnlichen kovalenten Bindungen eine Bindung durch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet werden kann, hängt die Wertigkeit von Atomen auch vom Vorhandensein freier Elektronenpaare und freier Elektronenorbitale ab. Ein quantitatives Maß für die Wertigkeit ist die Anzahl der chemischen Bindungen, über die ein bestimmtes Atom mit anderen Atomen verbunden ist.

Die maximale Wertigkeit von Elementen darf in der Regel die Anzahl der Gruppe, in der sie sich befinden, nicht überschreiten. Eine Ausnahme bilden die Elemente der sekundären Untergruppe der ersten Gruppe Cu, Ag, Au, deren Wertigkeit in Verbindungen größer als eins ist. Zu den Valenzelektronen zählen in erster Linie die Elektronen der äußeren Schichten, bei Elementen der Nebenuntergruppen sind jedoch auch die Elektronen der vorletzten (voräußeren) Schichten an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt.

5.1.6. Wertigkeit von Elementen in normalen und angeregten Zuständen

Die Wertigkeit der meisten chemischen Elemente hängt davon ab, ob sich diese Elemente in einem normalen oder angeregten Zustand befinden. Elektronische Konfiguration des Li-Atoms: 1s 2 2s 1. Das Lithiumatom auf der äußeren Ebene hat ein ungepaartes Elektron, d.h. Lithium ist einwertig. Der Übergang des 1s-Elektrons in das 2p-Orbital erfordert einen sehr hohen Energieaufwand, um dreiwertiges Lithium zu erhalten. Dieser Energieaufwand ist so groß, dass er nicht durch die bei der Bildung chemischer Bindungen freigesetzte Energie ausgeglichen werden kann. In dieser Hinsicht gibt es keine dreiwertigen Lithiumverbindungen.

Konfiguration der äußeren elektronischen Schicht von Elementen der Beryllium-Untergruppe ns 2. Das bedeutet, dass sich in der äußeren Elektronenschicht dieser Elemente im ns-Zellorbital zwei Elektronen mit entgegengesetzten Spins befinden. Elemente der Beryllium-Untergruppe enthalten keine ungepaarten Elektronen, daher ist ihre Wertigkeit im Normalzustand Null. Im angeregten Zustand beträgt die elektronische Konfiguration der Elemente der Beryllium-Untergruppe ns 1 nр 1, d.h. Elemente bilden Verbindungen, in denen sie zweiwertig sind.

Valenzmöglichkeiten des Boratoms

Betrachten wir die elektronische Konfiguration des Boratoms im Grundzustand: 1s 2 2s 2 2p 1. Das Boratom enthält im Grundzustand ein ungepaartes Elektron (Abb. 5.5), d. h. es ist monovalent. Bor zeichnet sich jedoch nicht durch die Bildung von Verbindungen aus, in denen es einwertig ist. Wenn ein Boratom angeregt wird, geht ein 2s-Elektron in ein 2p-Orbital über (Abb. 5.5). Ein Boratom im angeregten Zustand hat drei ungepaarte Elektronen und kann Verbindungen bilden, in denen seine Wertigkeit drei ist.

Reis. 5.5. Valenzzustände des Boratoms im normalen und angeregten Zustand

Die beim Übergang eines Atoms in einen angeregten Zustand innerhalb eines Energieniveaus aufgewendete Energie wird in der Regel durch die bei der Bildung zusätzlicher Bindungen freigesetzte Energie mehr als ausgeglichen.

Aufgrund des Vorhandenseins eines freien 2p-Orbitals im Boratom kann Bor in Verbindungen eine vierte kovalente Bindung bilden und als Elektronenpaarakzeptor fungieren. Abbildung 5.6 zeigt, wie das BF-Molekül mit dem F –-Ion interagiert, was zur Bildung des –-Ions führt, in dem Bor vier kovalente Bindungen bildet.

Reis. 5.6. Donor-Akzeptor-Mechanismus zur Bildung der vierten kovalenten Bindung am Boratom

Valenzmöglichkeiten des Stickstoffatoms

Betrachten wir die elektronische Struktur des Stickstoffatoms (Abb. 5.7).

Reis. 5.7. Verteilung der Elektronen in den Orbitalen des Stickstoffatoms

Aus dem dargestellten Diagramm geht hervor, dass Stickstoff drei ungepaarte Elektronen hat, drei chemische Bindungen eingehen kann und eine Wertigkeit von drei hat. Der Übergang des Stickstoffatoms in einen angeregten Zustand ist unmöglich, da das zweite Energieniveau keine d-Orbitale enthält. Gleichzeitig kann das Stickstoffatom einem Atom mit einem freien Orbital (Akzeptor) ein einzelnes Elektronenpaar äußerer Elektronen 2s 2 zur Verfügung stellen. Dadurch entsteht eine vierte chemische Bindung des Stickstoffatoms, wie sie beispielsweise beim Ammoniumion der Fall ist (Abb. 5.2). Somit beträgt die maximale Kovalenz (die Anzahl der gebildeten kovalenten Bindungen) eines Stickstoffatoms vier. Stickstoff kann in seinen Verbindungen im Gegensatz zu anderen Elementen der fünften Gruppe nicht fünfwertig sein.

Valenzmöglichkeiten von Phosphor-, Schwefel- und Halogenatomen

Im Gegensatz zu den Atomen Stickstoff, Sauerstoff und Fluor verfügen die Atome Phosphor, Schwefel und Chlor in der dritten Periode über freie 3D-Zellen, auf die Elektronen übertragen werden können. Wenn ein Phosphoratom angeregt wird (Abb. 5.8), verfügt es über 5 ungepaarte Elektronen auf seiner äußeren Elektronenschicht. Dadurch kann das Phosphoratom in Verbindungen nicht nur drei-, sondern auch fünfwertig sein.

Reis. 5.8. Verteilung der Valenzelektronen in Orbitalen für ein Phosphoratom im angeregten Zustand

Im angeregten Zustand weist Schwefel neben der Wertigkeit zwei auch die Wertigkeit vier und sechs auf. In diesem Fall werden 3p- und 3s-Elektronen nacheinander gepaart (Abb. 5.9).

Reis. 5.9. Valenzmöglichkeiten eines Schwefelatoms im angeregten Zustand

Im angeregten Zustand ist für alle Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe V, außer Fluor, eine sequentielle Paarung von ersten p- und dann s-Elektronenpaaren möglich. Dadurch werden diese Elemente drei-, fünf- und siebenwertig (Abb. 5.10).

Reis. 5.10. Valenzmöglichkeiten von Chlor-, Brom- und Jodatomen im angeregten Zustand

5.1.7. Länge, Energie und Richtung einer kovalenten Bindung

Kovalente Bindungen bilden sich typischerweise zwischen Nichtmetallatomen. Die Hauptmerkmale einer kovalenten Bindung sind Länge, Energie und Richtung.

Kovalente Bindungslänge

Die Länge einer Bindung ist der Abstand zwischen den Kernen der Atome, die diese Bindung bilden. Sie wird durch experimentelle physikalische Methoden bestimmt. Die Bindungslänge lässt sich mithilfe der Additivitätsregel abschätzen, nach der die Bindungslänge im AB-Molekül ungefähr der Hälfte der Summe der Bindungslängen im A 2- und B 2-Molekül entspricht:

.

Von oben nach unten entlang der Nebengruppen des Periodensystems der Elemente nimmt die Länge der chemischen Bindung zu, da die Radien der Atome in dieser Richtung zunehmen (Tabelle 5.1). Mit zunehmender Bindungsmultiplizität nimmt ihre Länge ab.

Tabelle 5.1.

Länge einiger chemischer Bindungen

Chemische Bindung	Linklänge, PM	Chemische Bindung	Linklänge, PM
		C – C

Kommunikationsenergie

Ein Maß für die Bindungsstärke ist die Bindungsenergie. Kommunikationsenergie wird durch die Energie bestimmt, die erforderlich ist, um eine Bindung aufzubrechen und die Atome, die diese Bindung bilden, unendlich weit voneinander zu entfernen. Die kovalente Bindung ist sehr stark. Seine Energie reicht von mehreren zehn bis mehreren hundert kJ/mol. Für ein IСl 3-Molekül beispielsweise beträgt die E-Bindung ≈40, und für N 2- und CO-Moleküle beträgt die E-Bindung ≈1000 kJ/mol.

Von oben nach unten entlang der Nebengruppen des Periodensystems der Elemente nimmt die Energie einer chemischen Bindung ab, da die Bindungslänge in dieser Richtung zunimmt (Tabelle 5.1). Mit zunehmender Bindungsmultiplizität nimmt ihre Energie zu (Tabelle 5.2).

Tabelle 5.2.

Energien einiger chemischer Bindungen

Chemische Bindung	Kommunikationsenergie,	Chemische Bindung	Kommunikationsenergie,
		C – C

Sättigung und Richtung kovalenter Bindungen

Die wichtigsten Eigenschaften einer kovalenten Bindung sind ihre Sättigung und Richtungsabhängigkeit. Sättigbarkeit kann als die Fähigkeit von Atomen definiert werden, eine begrenzte Anzahl kovalenter Bindungen zu bilden. Somit kann ein Kohlenstoffatom nur vier kovalente Bindungen eingehen, und ein Sauerstoffatom kann zwei eingehen. Die maximale Anzahl gewöhnlicher kovalenter Bindungen, die ein Atom bilden kann (mit Ausnahme der durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildeten Bindungen), ist gleich der Anzahl ungepaarter Elektronen.

Kovalente Bindungen haben eine räumliche Orientierung, da die Überlappung der Orbitale bei der Bildung einer Einfachbindung entlang der Verbindungslinie der Atomkerne erfolgt. Die räumliche Anordnung der Elektronenorbitale eines Moleküls bestimmt seine Geometrie. Die Winkel zwischen chemischen Bindungen werden Bindungswinkel genannt.

Die Sättigung und Richtungsabhängigkeit einer kovalenten Bindung unterscheidet diese Bindung von einer ionischen Bindung, die im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung ungesättigt und ungerichtet ist.

Räumliche Struktur von H 2 O- und NH 3-Molekülen

Betrachten wir die Richtung einer kovalenten Bindung am Beispiel von H 2 O- und NH 3-Molekülen.

Das H 2 O-Molekül besteht aus einem Sauerstoffatom und zwei Wasserstoffatomen. Das Sauerstoffatom verfügt über zwei ungepaarte p-Elektronen, die zwei im rechten Winkel zueinander stehende Orbitale besetzen. Wasserstoffatome haben ungepaarte 1s-Elektronen. Der Winkel zwischen den durch p-Elektronen gebildeten Bindungen sollte nahe dem Winkel zwischen den Orbitalen der p-Elektronen liegen. Experimentell wurde jedoch festgestellt, dass der Winkel zwischen den O-H-Bindungen in einem Wassermolekül 104,50 beträgt. Die Vergrößerung des Winkels gegenüber dem 90°-Winkel lässt sich durch die Abstoßungskräfte erklären, die zwischen den Wasserstoffatomen wirken, Abb. 5.11. Somit hat das H 2 O-Molekül eine eckige Form.

An der Bildung des NH 3 -Moleküls sind drei ungepaarte p-Elektronen des Stickstoffatoms beteiligt, deren Orbitale in drei zueinander senkrechten Richtungen liegen. Daher sollten die drei N-H-Bindungen in einem Winkel von etwa 90° zueinander angeordnet sein (Abb. 5.11). Der experimentelle Wert des Winkels zwischen Bindungen im NH 3 -Molekül beträgt 107,3°. Der Unterschied zwischen den Winkeln zwischen den Bindungen und den theoretischen Werten ist wie beim Wassermolekül auf die gegenseitige Abstoßung der Wasserstoffatome zurückzuführen. Darüber hinaus berücksichtigen die vorgestellten Schemata nicht die Möglichkeit der Beteiligung zweier Elektronen in den 2s-Orbitalen an der Bildung chemischer Bindungen.

Reis. 5.11. Überlappung elektronischer Orbitale während der Bildung chemischer Bindungen in H 2 O- (a) und NH 3-Molekülen (b).

Betrachten wir die Bildung des BeC1 2-Moleküls. Ein Berylliumatom im angeregten Zustand hat zwei ungepaarte Elektronen: 2s und 2p. Es kann davon ausgegangen werden, dass das Berylliumatom zwei Bindungen eingehen sollte: eine durch das s-Elektron gebildete Bindung und eine durch das p-Elektron gebildete Bindung. Diese Bindungen müssen unterschiedliche Energien und unterschiedliche Längen haben. Das BeCl 2 -Molekül sollte in diesem Fall nicht linear, sondern eckig sein. Die Erfahrung zeigt jedoch, dass das BeCl 2 -Molekül eine lineare Struktur hat und beide chemischen Bindungen darin gleichwertig sind. Eine ähnliche Situation wird beobachtet, wenn man die Struktur der BCl 3- und CCl 4-Moleküle betrachtet – alle Bindungen in diesen Molekülen sind äquivalent. Das BC1 3-Molekül hat eine flache Struktur, CC1 4 hat eine tetraedrische Struktur.

Um die Struktur von Molekülen wie BeC1 2, BCl 3 und CCl 4 zu erklären, Pauling und Slater(USA) führte das Konzept der Hybridisierung von Atomorbitalen ein. Sie schlugen vor, mehrere Atomorbitale, die sich in ihrer Energie nicht sehr unterscheiden, durch die gleiche Anzahl äquivalenter Orbitale, sogenannte Hybridorbitale, zu ersetzen. Diese Hybridorbitale setzen sich aufgrund ihrer Linearkombination aus Atomorbitalen zusammen.

Laut L. Pauling ist es möglich, die Konfiguration der Orbitale zu ändern, wenn chemische Bindungen von einem Atom gebildet werden, das Elektronen unterschiedlicher Art in einer Schicht aufweist und sich daher in ihrer Energie nicht sehr unterscheidet (z. B. s und p). unterschiedlicher Art, in denen ihre Ausrichtung in Form und Energie erfolgt. Dadurch entstehen Hybridorbitale, die eine asymmetrische Form haben und auf einer Seite des Kerns stark verlängert sind. Es ist wichtig zu betonen, dass das Hybridisierungsmodell verwendet wird, wenn Elektronen unterschiedlicher Art, beispielsweise s und p, an der Bindungsbildung beteiligt sind.

5.1.8.2. Verschiedene Arten der Atomorbitalhybridisierung

sp-Hybridisierung

Hybridisierung von einem S- und ein R- Orbitale ( sp- Hybridisierung) wird beispielsweise bei der Bildung von Berylliumchlorid realisiert. Wie oben gezeigt, verfügt ein Be-Atom im angeregten Zustand über zwei ungepaarte Elektronen, von denen eines das 2s-Orbital und das andere das 2p-Orbital besetzt. Bei der Bildung einer chemischen Bindung wandeln sich diese beiden unterschiedlichen Orbitale in zwei identische Hybridorbitale um, die in einem Winkel von 180° zueinander ausgerichtet sind (Abb. 5.12). Die lineare Anordnung zweier Hybridorbitale entspricht ihrer minimalen Abstoßung voneinander. Dadurch hat das BeCl 2 -Molekül eine lineare Struktur – alle drei Atome liegen auf derselben Linie.

Reis. 5.12. Diagramm der Überlappung der Elektronenorbitale während der Bildung eines BeCl 2 -Moleküls

Die Struktur des Acetylenmoleküls; Sigma- und Pi-Anleihen

Betrachten wir ein Diagramm der Überlappung elektronischer Orbitale während der Bildung eines Acetylenmoleküls. In einem Acetylenmolekül befindet sich jedes Kohlenstoffatom in einem sp-Hybridzustand. Die beiden sp-Hybridorbitale stehen in einem Winkel von 180° zueinander; Sie bilden eine σ-Bindung zwischen Kohlenstoffatomen und zwei σ-Bindungen mit Wasserstoffatomen (Abb. 5.13).

Reis. 5.13. Schema der Bildung von S-Bindungen in einem Acetylenmolekül

Eine σ-Bindung ist eine Bindung, die durch überlappende Elektronenorbitale entlang einer Verbindungslinie zwischen Atomkernen entsteht.

Jedes Kohlenstoffatom im Acetylenmolekül enthält zwei weitere p-Elektronen, die nicht an der Bildung von σ-Bindungen beteiligt sind. Die Elektronenwolken dieser Elektronen befinden sich in zueinander senkrechten Ebenen und bilden, einander überlappend, aufgrund der seitlichen Überlappung von Nicht-Hybriden zwei weitere π-Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen R–Wolken (Abb. 5.14).

Eine π-Bindung ist eine kovalente chemische Bindung, die durch eine Zunahme der Elektronendichte auf beiden Seiten der Verbindungslinie zwischen den Atomkernen entsteht.

Reis. 5.14. Schema der Bildung von σ- und π-Bindungen im Acetylenmolekül.

Somit entsteht im Acetylenmolekül eine Dreifachbindung zwischen den Kohlenstoffatomen, die aus einer σ-Bindung und zwei π-Bindungen besteht; σ -Bindungen sind stärker als π-Bindungen.

sp2-Hybridisierung

Die Struktur des BCl 3 -Moleküls kann anhand von erklärt werden S. 2- Hybridisierung. Ein Boratom im angeregten Zustand auf der äußeren Elektronenschicht enthält ein s-Elektron und zwei p-Elektronen, d. h. drei ungepaarte Elektronen. Diese drei Elektronenwolken können in drei äquivalente Hybridorbitale umgewandelt werden. Die minimale Abstoßung dreier Hybridorbitale voneinander entspricht ihrer Lage in derselben Ebene in einem Winkel von 120° zueinander (Abb. 5.15). Somit hat das BCl 3 -Molekül eine flache Form.

Reis. 5.15. Flache Struktur des BCl 3 -Moleküls

sp 3 - Hybridisierung

Die Valenzorbitale des Kohlenstoffatoms (s, ð x, ð y, ð z) lassen sich in vier äquivalente Hybridorbitale umwandeln, die im Raum in einem Winkel von 109,5 o zueinander stehen und auf die Ecken des Tetraeders gerichtet sind , in dessen Zentrum sich der Kern des Kohlenstoffatoms befindet (Abb. 5.16).

Reis. 5.16. Tetraederstruktur des Methanmoleküls

5.1.8.3. Hybridisierung mit einsamen Elektronenpaaren

Mit dem Hybridisierungsmodell lässt sich die Struktur von Molekülen erklären, die neben bindenden auch freie Elektronenpaare enthalten. In Wasser- und Ammoniakmolekülen beträgt die Gesamtzahl der Elektronenpaare des Zentralatoms (O und N) vier. Gleichzeitig hat ein Wassermolekül zwei und ein Ammoniakmolekül ein freies Elektronenpaar. Die Bildung chemischer Bindungen in diesen Molekülen kann durch die Annahme erklärt werden, dass einzelne Elektronenpaare auch Hybridorbitale füllen können. Einzelne Elektronenpaare nehmen im Raum viel mehr Platz ein als bindende. Durch die Abstoßung zwischen freien und bindenden Elektronenpaaren verringern sich die Bindungswinkel in Wasser- und Ammoniakmolekülen, die kleiner als 109,5° werden.

Reis. 5.17. sp 3 – Hybridisierung unter Beteiligung einzelner Elektronenpaare in H 2 O (A)- und NH 3 (B)-Molekülen

5.1.8.4. Feststellung der Art der Hybridisierung und Bestimmung der Struktur von Molekülen

Um die Art der Hybridisierung und damit die Struktur von Molekülen zu bestimmen, müssen die folgenden Regeln angewendet werden.

1. Die Art der Hybridisierung des Zentralatoms, das keine freien Elektronenpaare enthält, wird durch die Anzahl der Sigma-Bindungen bestimmt. Wenn zwei solcher Bindungen vorhanden sind, kommt es zu einer sp-Hybridisierung, drei zu einer sp 2 -Hybridisierung und vier zu einer sp 3 -Hybridisierung. Einzelne Elektronenpaare (in Abwesenheit von durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildeten Bindungen) fehlen in Molekülen, die aus Beryllium-, Bor-, Kohlenstoff- und Siliziumatomen bestehen, d. h. in Elementen der Hauptuntergruppen II - IV Gruppen.

2. Wenn das Zentralatom einzelne Elektronenpaare enthält, werden die Anzahl der Hybridorbitale und die Art der Hybridisierung durch die Summe der Anzahl der Sigma-Bindungen und der Anzahl der einzelnen Elektronenpaare bestimmt. Die Hybridisierung mit einsamen Elektronenpaaren erfolgt in Molekülen, die aus Stickstoff-, Phosphor-, Sauerstoff- und Schwefelatomen bestehen, d. h. Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen V und VI.

3. Die geometrische Form der Moleküle wird durch die Art der Hybridisierung des Zentralatoms bestimmt (Tabelle 5.3).

Tabelle 5.3.

Bindungswinkel, geometrische Form von Molekülen in Abhängigkeit von der Anzahl der Hybridorbitale und der Art der Hybridisierung des Zentralatoms

5.2. Ionenverbindung

Die Ionenbindung erfolgt durch elektrostatische Anziehung zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen. Diese Ionen entstehen durch die Übertragung von Elektronen von einem Atom auf ein anderes. Eine Ionenbindung wird zwischen Atomen gebildet, die große Unterschiede in der Elektronegativität aufweisen (normalerweise größer als 1,7 auf der Pauling-Skala), beispielsweise zwischen Alkalimetall- und Halogenatomen.

Betrachten wir das Auftreten einer Ionenbindung am Beispiel der Bildung von NaCl. Aus den elektronischen Formeln der Atome Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 und Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 geht hervor, dass es für das Natriumatom einfacher ist, ein Elektron abzugeben, um die äußere Ebene zu vervollständigen als sieben hinzuzufügen, und es ist für das Chloratom einfacher, eins hinzuzufügen, als sieben zu ergeben. Bei chemischen Reaktionen gibt das Natriumatom ein Elektron ab und das Chloratom nimmt es auf. Dadurch werden die elektronischen Hüllen von Natrium- und Chloratomen in stabile elektronische Hüllen von Edelgasen umgewandelt (die elektronische Konfiguration des Natriumkations ist Na + 1s 2 2s 2 2p 6 und die elektronische Konfiguration des Chloranions Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Die elektrostatische Wechselwirkung von Ionen führt zur Bildung eines NaCl-Moleküls.

Grundlegende Eigenschaften ionischer Bindungen und Eigenschaften ionischer Verbindungen

1. Eine Ionenbindung ist eine starke chemische Bindung. Die Energie dieser Bindung liegt in der Größenordnung von 300 – 700 kJ/mol.

2. Im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung ist dies bei einer Ionenbindung der Fall Nichtrichtungs, da ein Ion in jede Richtung Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen anziehen kann.

3. Im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung ist dies bei einer Ionenbindung der Fall ungesättigt, da die Wechselwirkung von Ionen entgegengesetzten Vorzeichens nicht zu einer vollständigen gegenseitigen Kompensation ihrer Kraftfelder führt.

4. Bei der Bildung von Molekülen mit einer Ionenbindung findet kein vollständiger Elektronentransfer statt, daher gibt es in der Natur keine hundertprozentigen Ionenbindungen. Im NaCl-Molekül ist die chemische Bindung nur zu 80 % ionisch.

5. Verbindungen mit Ionenbindungen sind kristalline Feststoffe mit hohen Schmelz- und Siedepunkten.

6. Die meisten ionischen Verbindungen sind wasserlöslich. Lösungen und Schmelzen ionischer Verbindungen leiten elektrischen Strom.

5.3. Metallverbindung

Metallatome enthalten auf dem äußeren Energieniveau eine kleine Anzahl von Valenzelektronen. Da die Ionisierungsenergie von Metallatomen niedrig ist, werden Valenzelektronen in diesen Atomen nur schwach zurückgehalten. Dadurch entstehen im Kristallgitter von Metallen positiv geladene Ionen und freie Elektronen. In diesem Fall befinden sich Metallkationen in den Knotenpunkten ihres Kristallgitters und Elektronen bewegen sich frei im Feld positiver Zentren und bilden das sogenannte „Elektronengas“. Das Vorhandensein eines negativ geladenen Elektrons zwischen zwei Kationen führt dazu, dass jedes Kation mit diesem Elektron wechselwirkt. Unter metallischer Bindung versteht man also die Bindung zwischen positiven Ionen in Metallkristallen, die durch die Anziehung von Elektronen entsteht, die sich frei durch den Kristall bewegen.

Da die Valenzelektronen in einem Metall gleichmäßig im Kristall verteilt sind, handelt es sich bei einer metallischen Bindung ebenso wie bei einer ionischen Bindung um eine ungerichtete Bindung. Im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung ist eine Metallbindung eine ungesättigte Bindung. Aus kovalenter Bindung Metallverbindung Es unterscheidet sich auch in der Stärke. Die Energie einer metallischen Bindung ist etwa drei- bis viermal geringer als die Energie einer kovalenten Bindung.

Aufgrund der hohen Beweglichkeit des Elektronengases zeichnen sich Metalle durch eine hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit aus.

5.4. Wasserstoffverbindung

In den Molekülen der Verbindungen HF, H 2 O, NH 3 gibt es Wasserstoffbrückenbindungen mit einem stark elektronegativen Element (H–F, H–O, H–N). Zwischen den Molekülen können sich solche Verbindungen bilden intermolekulare Wasserstoffbrückenbindungen. In einigen organischen Molekülen, die H-O-, H-N-Bindungen enthalten, intramolekulare Wasserstoffbrückenbindungen.

Der Mechanismus der Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen ist teilweise elektrostatischer, teilweise Donor-Akzeptor-Charakter. In diesem Fall ist der Elektronenpaardonor ein Atom eines stark elektronegativen Elements (F, O, N) und der Akzeptor sind die mit diesen Atomen verbundenen Wasserstoffatome. Wasserstoffbrückenbindungen zeichnen sich wie kovalente Bindungen aus durch Fokus im Raum und Sättigungsfähigkeit.

Wasserstoffbrückenbindungen werden normalerweise durch Punkte gekennzeichnet: H ··· F. Je stärker die Wasserstoffbindung ist, desto größer ist die Elektronegativität des Partneratoms und desto kleiner ist seine Größe. Es ist vor allem für Fluorverbindungen sowie Sauerstoff, in geringerem Maße für Stickstoff und in noch geringerem Maße für Chlor und Schwefel charakteristisch. Dementsprechend ändert sich auch die Energie der Wasserstoffbrücke (Tabelle 5.4).

Tabelle 5.4.

Durchschnittswerte der Wasserstoffbindungsenergien

Intermolekulare und intramolekulare Wasserstoffbrückenbindung

Dank Wasserstoffbrückenbindungen verbinden sich Moleküle zu Dimeren und komplexeren Assoziaten. Beispielsweise kann die Bildung eines Ameisensäuredimers durch das folgende Diagramm dargestellt werden (Abb. 5.18).

Reis. 5.18. Bildung intermolekularer Wasserstoffbrückenbindungen in Ameisensäure

In Wasser können lange Ketten von (H 2 O) n-Assoziierten auftreten (Abb. 5.19).

Reis. 5.19. Bildung einer Assoziationskette in flüssigem Wasser aufgrund intermolekularer Wasserstoffbrückenbindungen

Jedes H2O-Molekül kann vier Wasserstoffbrückenbindungen bilden, ein HF-Molekül jedoch nur zwei.

Wasserstoffbrückenbindungen können sowohl zwischen verschiedenen Molekülen (intermolekulare Wasserstoffbrückenbindung) als auch innerhalb eines Moleküls (intramolekulare Wasserstoffbrückenbindung) auftreten. Beispiele für die Bildung intramolekularer Bindungen für einige organische Substanzen sind in Abb. dargestellt. 5.20.

Reis. 5.20. Bildung intramolekularer Wasserstoffbrückenbindungen in Molekülen verschiedener organischer Verbindungen

Der Einfluss von Wasserstoffbrückenbindungen auf die Eigenschaften von Stoffen

Der bequemste Indikator für die Existenz intermolekularer Wasserstoffbrückenbindungen ist der Siedepunkt einer Substanz. Der höhere Siedepunkt von Wasser (100 o C im Vergleich zu Wasserstoffverbindungen von Elementen der Sauerstoffuntergruppe (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) erklärt sich durch das Vorhandensein von Wasserstoffbrückenbindungen: Zur Zerstörung intermolekularer Verbindungen muss zusätzliche Energie aufgewendet werden Wasserstoffbrückenbindungen im Wasser.

Wasserstoffbrückenbindungen können die Struktur und Eigenschaften von Stoffen erheblich beeinflussen. Die Existenz intermolekularer Wasserstoffbrückenbindungen erhöht den Schmelz- und Siedepunkt von Stoffen. Das Vorhandensein einer intramolekularen Wasserstoffbrücke führt dazu, dass das Desoxyribonukleinsäure (DNA)-Molekül in Wasser zu einer Doppelhelix gefaltet wird.

Wasserstoffbrückenbindungen spielen auch bei Lösungsprozessen eine wichtige Rolle, da die Löslichkeit auch von der Fähigkeit einer Verbindung abhängt, mit dem Lösungsmittel Wasserstoffbrückenbindungen zu bilden. Dadurch sind OH-Gruppen enthaltende Stoffe wie Zucker, Glucose, Alkohole und Carbonsäuren in der Regel gut wasserlöslich.

5.5. Arten von Kristallgittern

Feststoffe haben normalerweise eine kristalline Struktur. Die Teilchen, aus denen Kristalle bestehen (Atome, Ionen oder Moleküle), befinden sich an genau definierten Punkten im Raum und bilden ein Kristallgitter. Das Kristallgitter besteht aus Elementarzellen, die die für ein bestimmtes Gitter charakteristischen Strukturmerkmale beibehalten. Die Punkte, an denen sich Teilchen befinden, werden aufgerufen Kristallgitterknoten. Abhängig von der Art der an den Gitterplätzen befindlichen Teilchen und der Art der Verbindung zwischen ihnen werden 4 Arten von Kristallgittern unterschieden.

5.5.1. Atomares Kristallgitter

An den Knotenpunkten atomarer Kristallgitter befinden sich Atome, die durch kovalente Bindungen miteinander verbunden sind. Zu den Substanzen mit einem Atomgitter gehören Diamant, Silizium, Karbide, Silizide usw. In der Struktur eines Atomkristalls ist es unmöglich, einzelne Moleküle zu isolieren; der gesamte Kristall wird als ein einziges Riesenmolekül betrachtet. Die Struktur von Diamant ist in Abb. dargestellt. 5.21. Diamant besteht aus Kohlenstoffatomen, von denen jedes an vier benachbarte Atome gebunden ist. Aufgrund der starken kovalenten Bindung sind alle Stoffe mit Atomgittern feuerfest, hart und schwerflüchtig. Sie sind in Wasser schwer löslich.

Reis. 5.21. Diamantkristallgitter

5.5.2. Molekulares Kristallgitter

An den Knotenpunkten molekularer Kristallgitter befinden sich Moleküle, die durch schwache intermolekulare Kräfte miteinander verbunden sind. Daher haben Substanzen mit einem Molekülgitter eine geringe Härte, sie sind schmelzbar, zeichnen sich durch eine erhebliche Flüchtigkeit aus, sind in Wasser schwer löslich und ihre Lösungen leiten in der Regel keinen elektrischen Strom. Es sind viele Substanzen mit einem molekularen Kristallgitter bekannt. Dabei handelt es sich um festen Wasserstoff, Chlor, Kohlenmonoxid (IV) und andere Stoffe, die bei gewöhnlichen Temperaturen in gasförmigem Zustand vorliegen. Die meisten kristallinen organischen Verbindungen haben ein Molekülgitter.

5.5.3. Ionenkristallgitter

Kristallgitter, die an ihren Knoten Ionen enthalten, werden genannt ionisch. Sie werden durch Stoffe mit ionischen Bindungen gebildet, beispielsweise Alkalimetallhalogenide. In Ionenkristallen können einzelne Moleküle nicht unterschieden werden; der gesamte Kristall kann als ein Makromolekül betrachtet werden. Die Bindungen zwischen den Ionen sind stark, daher weisen Stoffe mit einem Ionengitter eine geringe Flüchtigkeit und hohe Schmelz- und Siedepunkte auf. Das Kristallgitter von Natriumchlorid ist in Abb. dargestellt. 5.22.

Reis. 5.22. Kristallgitter aus Natriumchlorid

In dieser Abbildung sind die hellen Kugeln Na + -Ionen, die dunklen Kugeln Cl – -Ionen. Links in Abb. Abbildung 5.22 zeigt die Elementarzelle von NaCl.

5.5.4. Metallkristallgitter

Metalle bilden im festen Zustand metallische Kristallgitter. Die Stellen solcher Gitter enthalten positive Metallionen und Valenzelektronen bewegen sich frei zwischen ihnen. Die Elektronen ziehen Kationen elektrostatisch an und verleihen so dem Metallgitter Stabilität. Diese Gitterstruktur bestimmt die hohe Wärmeleitfähigkeit, elektrische Leitfähigkeit und Plastizität von Metallen – bei mechanischer Verformung kommt es nicht zum Aufbrechen von Bindungen und zur Zerstörung des Kristalls, da die Ionen, aus denen er besteht, in einer Elektronengaswolke zu schweben scheinen. In Abb. Abbildung 5.23 zeigt das Natriumkristallgitter.

Reis. 5.23. Natriumkristallgitter

Variante 1.

1. Die Atome eines chemischen Elements haben eine Atomkernladung von +8:
B. Sauerstoff.

2. Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare in einem Chlormolekül:
Um drei Uhr.

3. Eine kovalente polare Bindung liegt in einem Molekül einer Substanz vor, deren Formel lautet:
B. CO2.

4. Der Oxidationsgrad von Stickstoff in einer Reihe von Substanzen, deren Formeln N2-NO-NO2-HNO3 sind:
A. Erhöht sich von 0 auf +5.

5. Strukturformel der Wasserstoffverbindung des Elements E der Hauptuntergruppe der Gruppe VI des Periodensystems:
V. N-E-N.

6. Die chemische Reaktionsgleichung H2S + C12 = 2HC1 + S entspricht dem Chlorumwandlungsschema:
A.Cl0→Cl-1

7. Stoff X in der Transformationsreihe CO2→ X→Ca(HCO3)2→ CO2 hat die Formel:
B. CaCO3.

8. Das mit dem Chloridanion reagierende Kation ist:
B. Ag+.

D. H2SO4 und MgO.

10. Stickstoffmonoxid (IV) entsteht durch die Wechselwirkung von Substanzen, deren Formeln lauten:
B. HNO3(konz.) und Ag.

2P + 3Zn = Zn3P2
Zn3P2 + 3H2O + 4O2 = 3Zn(OH)2 + P2O5
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
2H3PO4 + 6Na = 2Na3PO4 + 3H2
Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓+ 3NaNO3

Zn3P2-3 + 3H2O + 4O20 = 3Zn(OH)2 + P2+5O5-2
O2 0 → 2O -2 +2 e, Oxidationsmittel
P -3 → P +5 - 8 e, Reduktionsmittel

Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3NaNO3
3Na+ + PO4 3-+ 3Ag+ + 3NO3- = Ag3PO4↓+ 3Na+ + 3NO3-
PO4 3-+ 3Ag+= Ag3PO4↓

14. Berechnen Sie die Masse (in kg) an Chlorwasserstoff, die durch die Reaktion von 4,48 m3 Chlor mit überschüssigem Wasserstoff entsteht.
n(Cl2) = 4480 dm3/22,4 dm3/mol = 200 mol
n (HCl) = 2n (Cl2) = 400 mol
m (HCl) = 400 mol * 36,5 g/mol = 14600 g = 14,6 kg

15. Nennen Sie ein chemisches Element mit einem Isotop, dessen Kern keine Neutronen hat.
Wasserstoff

Option 2.

TEIL A. Multiple-Choice-Tests

1. Die Atome des chemischen Elements haben eine Kernladung von +17:
G. Chlor.

2. Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare in einem Wasserstoffmolekül:
A. 1.

3. Eine kovalente unpolare Bindung liegt in einem Molekül einer Substanz vor, deren Formel lautet:
A. N2.

4. Der Oxidationszustand von Phosphor in einer Reihe von Substanzen, deren Formeln Ca3P2-P-P2O3-P2O5 sind:
B. Erhöht sich von -3 auf +5.

5. Strukturformel der Wasserstoffverbindung des Elements E der Hauptnebengruppe der Gruppe V des Periodensystems:
G. N-E-N.
N

6. Die chemische Reaktionsgleichung 2SO2 + O2 = 2SO3 entspricht dem Schwefelumwandlungsschema:
B. S+4→ S+6.

7. Stoff X in der Transformationsreihe N2→ NH3→ X→ NO2 hat die Formel:
B. NR.

8. Der Reaktant für Carbonatanion ist das Kation:
A. N+.

9. Eine chemische Reaktion ist zwischen Stoffen möglich, deren Formeln lauten:
B. P2O5 und NaOH.

10. Schwefel(IV)-oxid entsteht nicht bei der Wechselwirkung von Stoffen, deren Formeln lauten:
G. CaCO3 und H2SO4.

TEIL B. Fragen mit freier Beantwortung

1. Mg + S = MgS
2. 2 MgS + 3О2 = 2MgО + 2SO2,
3. 2SO2 + O2 = 2SO3
4. SO3 + Na2O = Na2SO4
5. Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓+ 2NaCl

12. Betrachten Sie Transformation 2 aus Aufgabe 11 aus Sicht der OVR.
2 MgS-2 + 3О20 = 2MgО-2 + 2S+4О2-2,
S-2 → S+4 , -6e, Reduktionsmittel
O20 → 2O-2 +2*2е, Oxidationsmittel

13. Wählen Sie aus Aufgabe 11 eine Ionenaustauschreaktion aus und schreiben Sie sie in ionischer Form.
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓+ 2NaCl
SO42- + Ba2+ = BaSO4 ↓

14. Berechnen Sie die Masse (in kg) an Ammoniak, die durch die Reaktion von 2 kmol Stickstoff mit überschüssigem Wasserstoff erhalten wird.
N2 + 3H2 = 2NH3
n(NH3) = 2n(N2) = 4kmol = 4000 mol
m(NH3) = 4000 mol * 17 g/mol = 68000 g = 68 kg.

15. Nennen Sie ein chemisches Element, das in Verbindungen niemals eine positive Oxidationsstufe aufweist.
Fluor

Option 3.

TEIL A. Multiple-Choice-Tests

1. Die Atome des chemischen Elements haben eine Atomkernladung von +14:
V. Silizium.

2. Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare in einem Brommolekül:
A. 1.

3. Eine kovalente polare Bindung liegt in einer Substanz vor, deren Formel lautet:
B. H2S.

4. Der Grad der Schwefeloxidation in einer Reihe von Stoffen, deren Formeln SO3-SO2-S-H2S sind:
D. Verringert sich von +6 auf -2.

5. Strukturformel der Wasserstoffverbindung des Elements E der Hauptnebengruppe der Gruppe VII des Periodensystems:
A.N-E.

6. Die chemische Reaktionsgleichung 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O entspricht dem Stickstoffumwandlungsschema:
B. N-3→ N+2.

7. Stoff X in der Transformationsreihe РН3→ Р2О5 → X→ Ca3(РО4)2 hat die Formel:
A. H3PO4.

8. Der kationische Reaktant für Sulfatanion ist:
B. Ba2+.

9. Eine chemische Reaktion ist zwischen Stoffen möglich, deren Formeln lauten:
A. CO2 und NaOH.

10. Kohlenmonoxid (IV) entsteht durch die Wechselwirkung von Substanzen, deren Formeln lauten:
B. CaCO3 und HC1.

TEIL B. Fragen mit freier Beantwortung

11. Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf, mit denen sich Transformationen nach dem Schema durchführen lassen:
SiH4→ SiO2 →Na2SiO3→ H2SiO3 →SiO2→ Si.
1. SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O
2. SiO2 + Na2O = Na2SiO3
3. Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
4. H2SiO3 = SiO2 + H2O
5. SiO2+2C---> Si + 2CO

12. Betrachten Sie Transformation 5 aus Aufgabe 11 aus der Sicht von OVR.
Si+4O2+2C0---> Si0 + 2C+2O
Si+4 →Si0 +4e, Oxidationsmittel
C0 →C+2 -2e, Reduktionsmittel

13. Wählen Sie aus Aufgabe 11 eine Ionenaustauschreaktion aus und schreiben Sie sie in ionischer Form.
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
SiO32- + 2H+ = H2SiO3↓

14. Berechnen Sie die Masse (in kg) an Ammoniumchlorid, die durch die Wechselwirkung von 11,2 m3 Chlorwasserstoff mit überschüssigem Ammoniak entsteht.
HCl + NH3 = NH4Cl
n(HCl) = n(NH4Cl) = 11200 dm3/ 22,4 dm3/mol = 500 mol
m(NH4Cl) = 500 mol * 56,5 g/mol = 28250 g = 28,250 kg.

15. Ordnen Sie die chemischen Elemente Phosphor, Sauerstoff, Schwefel und Chlor in der Reihenfolge zunehmender nichtmetallischer Eigenschaften an.
Phosphor, Schwefel, Sauerstoff, Chlor

Option 4.

TEIL A. Multiple-Choice-Tests

1. Die Atome eines chemischen Elements haben eine Atomkernladung von +16:
V. Schwefel.

2. Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare in einem Stickstoffmolekül:
UM 3.

3. Eine kovalente unpolare Bindung liegt in einer Substanz vor, deren Formel lautet:
B. O2.

4. Der Oxidationsgrad von Kohlenstoff in einer Reihe von Substanzen, deren Formeln CH4-C-CO-CO2 sind:
B. Erhöht sich von -4 auf +4.

5. Strukturformel der Wasserstoffverbindung des Elements E der Hauptuntergruppe der Gruppe IV des Periodensystems:
V. N-E-N

6. Die chemische Reaktionsgleichung Cu + 4HNO3 = CU(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O entspricht dem Stickstoffumwandlungsschema:
G. N+5 →N+4.

7. Stoff X in der Transformationsreihe S→ S02→ X→ Na2SO3 hat die Formel:
G. H2SO3.

8. Der Kationenreaktant für das Phosphatanion ist:
G. Ag+.

9. Eine chemische Reaktion ist zwischen Stoffen möglich, deren Formeln lauten:
B. CO2 und Ca(OH)2.

10. Kieselsäure entsteht durch die Wechselwirkung von Stoffen mit der Formel:
B. Na2SiO3 und HC1.

TEIL B. Fragen mit freier Beantwortung

11. Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf, mit denen Transformationen nach dem Schema durchgeführt werden können:
N2 →NH3 →NO→NO2→HNO3→KNO3.
1. N2 + 3H2 =2NH3
2. 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
3. 2NO + O2 = 2NO2
4. 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
5. HNO3 + KOH =KNO3 + H2O

12. Betrachten Sie Transformation 2 in Aufgabe 11 aus der Sicht von OVR.
4N-3H3 + 5O20 = 4N+2O-2 + 6H2O
N-3 ->N+2, -5e, Reduktionsmittel
O20-> 2O-2,+ 2*2e, Oxidationsmittel

13. Wählen Sie aus Aufgabe 11 eine Ionenaustauschreaktion aus und schreiben Sie sie in ionischer Form.
HNO3 + KOH =KNO3 + H2O
H+ + OH- = H2O

14. Berechnen Sie die Masse (in kg) an Schwefel(IV)-oxid, das bei der Verbrennung von 4,48 m3 Schwefelwasserstoff in überschüssigem Sauerstoff entsteht.
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
n(H2S) = n(SO2) = 44800 dm3/ 22,4 dm3/mol = 2000 mol
m(SO2) = 2000 mol *64 g/mol = 128000 g = 128 kg

15. Nennen Sie das häufigste chemische Element:
A. In der Erdkruste:
Sauerstoff
B. Im Universum:
Wasserstoff

Chemische Bindung.

Bestimmung der chemischen Bindung;

Arten chemischer Bindungen;

Valenzbindungsmethode;

grundlegende Eigenschaften kovalenter Bindungen;

Mechanismen der kovalenten Bindungsbildung;

komplexe Verbindungen;

Molekülorbitalmethode;

intermolekulare Wechselwirkungen.

DEFINITION DER CHEMISCHEN BINDUNG

Chemische Bindung bezeichnet die Wechselwirkung zwischen Atomen, die zur Bildung von Molekülen oder Ionen und zum starken Zusammenhalten von Atomen nahe beieinander führt.

Eine chemische Bindung ist elektronischer Natur, das heißt, sie entsteht durch die Wechselwirkung von Valenzelektronen. Abhängig von der Verteilung der Valenzelektronen im Molekül werden folgende Arten von Bindungen unterschieden: ionische, kovalente, metallische usw. Eine ionische Bindung kann als Extremfall einer kovalenten Bindung zwischen Atomen betrachtet werden, die sich in ihrer Natur stark unterscheiden.

ARTEN CHEMISCHER VERBINDUNGEN

Ionenverbindung.

Grundbestimmungen der modernen Theorie der Ionenbindung.

Eine Ionenbindung entsteht bei der Wechselwirkung von Elementen, die sich in ihren Eigenschaften stark voneinander unterscheiden, also zwischen Metallen und Nichtmetallen.

Die Bildung einer chemischen Bindung wird durch den Wunsch der Atome erklärt, eine stabile Acht-Elektronen-Außenhülle zu erreichen (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 P 6

Kl: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5

Cl – : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 P 6

Die resultierenden entgegengesetzt geladenen Ionen werden aufgrund der elektrostatischen Anziehung nahe beieinander gehalten.

Die Ionenbindung ist nicht gerichtet.

Es gibt keine rein ionische Bindung. Da die Ionisierungsenergie größer ist als die Elektronenaffinitätsenergie, findet auch bei einem Atompaar mit großem Elektronegativitätsunterschied kein vollständiger Elektronentransfer statt. Daher können wir über den Anteil der Ionizität der Bindung sprechen. Die höchste Ionizität der Bindung tritt in Fluoriden und Chloriden von S-Elementen auf. So beträgt er in RbCl-, KCl-, NaCl- und NaF-Kristallen 99, 98, 90 bzw. 97 %.

Kovalente Bindung.

Grundbestimmungen der modernen Theorie kovalenter Bindungen.

Zwischen Elementen mit ähnlichen Eigenschaften, also Nichtmetallen, entsteht eine kovalente Bindung.

Jedes Element stellt 1 Elektron für die Bildung von Bindungen bereit, und die Spins der Elektronen müssen antiparallel sein.

Wenn eine kovalente Bindung von Atomen desselben Elements gebildet wird, ist diese Bindung nicht polar, das heißt, das gemeinsame Elektronenpaar wird zu keinem der Atome verschoben. Wird eine kovalente Bindung von zwei unterschiedlichen Atomen gebildet, so verschiebt sich das gemeinsame Elektronenpaar zum elektronegativsten Atom, diesem polare kovalente Bindung.

Wenn eine kovalente Bindung gebildet wird, überlappen sich die Elektronenwolken der interagierenden Atome, wodurch im Raum zwischen den Atomen eine Zone erhöhter Elektronendichte entsteht, die die positiv geladenen Kerne der interagierenden Atome anzieht und sie nahe beieinander hält. Dadurch sinkt die Energie des Systems (Abb. 14). Wenn die Atome jedoch sehr nahe beieinander liegen, nimmt die Abstoßung der Kerne zu. Daher gibt es einen optimalen Abstand zwischen den Kernen ( Linklänge,l sv), bei der das System die minimale Energie hat. In diesem Zustand wird Energie freigesetzt, die sogenannte Bindungsenergie – E St.

Reis. 14. Abhängigkeit der Energie von Systemen aus zwei Wasserstoffatomen mit parallelen (1) und antiparallelen (2) Spins vom Abstand zwischen den Kernen (E ist die Energie des Systems, E ist die Bindungsenergie, r ist der Abstand zwischen den Kernen Kerne, l– Kommunikationslänge).

Zur Beschreibung einer kovalenten Bindung werden zwei Methoden verwendet: die Valenzbindungsmethode (VB) und die Molekülorbitalmethode (MMO).

VALENCE BONDS-METHODE.

Die BC-Methode basiert auf folgenden Bestimmungen:

1. Eine kovalente chemische Bindung wird durch zwei Elektronen mit entgegengesetzten Spins gebildet, und dieses Elektronenpaar gehört zu zwei Atomen. Kombinationen solcher Zwei-Elektronen-Zwei-Zentren-Bindungen, die die elektronische Struktur des Moleküls widerspiegeln, werden als bezeichnet Valenzschemata.

2. Je stärker die kovalente Bindung ist, desto stärker überlappen sich die wechselwirkenden Elektronenwolken.

Um Valenzschemata visuell darzustellen, wird üblicherweise die folgende Methode verwendet: Elektronen, die sich in der äußeren Elektronenschicht befinden, werden durch Punkte gekennzeichnet, die sich um das chemische Symbol des Atoms befinden. Die von zwei Atomen gemeinsam genutzten Elektronen werden durch Punkte zwischen ihren chemischen Symbolen angezeigt; Eine Doppel- oder Dreifachbindung wird durch zwei bzw. drei Paare gemeinsamer Punkte angezeigt:

N: 1s 2 2s 2 P 3 ;

C: 1s 2 2s 2 P 4

Aus den obigen Diagrammen geht hervor, dass jedes Elektronenpaar, das zwei Atome verbindet, einer Linie entspricht, die eine kovalente Bindung in den Strukturformeln darstellt:

Die Anzahl der gemeinsamen Elektronenpaare, die ein Atom eines bestimmten Elements mit anderen Atomen verbinden, oder mit anderen Worten die Anzahl der von einem Atom gebildeten kovalenten Bindungen, wird genannt Kovalenz nach der BC-Methode. Somit beträgt die Kovalenz von Wasserstoff 1, die von Stickstoff 3.

Nach der Methode der überlappenden Elektronenwolken gibt es zwei Arten von Verbindungen:  - Verbindung und  - Verbindung.

 - Eine Bindung entsteht, wenn sich zwei Elektronenwolken entlang der Achse überlappen, die die Atomkerne verbindet.

Reis. 15. Schema der Bildung von -Verbindungen.

 – Eine Bindung entsteht, wenn sich Elektronenwolken auf beiden Seiten der Verbindungslinie zwischen den Kernen wechselwirkender Atome überlappen.

Reis. 16. Schema der Bildung von -Verbindungen.

GRUNDLEGENDE EIGENSCHAFTEN DER KOVALENTEN BINDUNG.

1. Verbindungslänge, ℓ. Dies ist der Mindestabstand zwischen den Kernen wechselwirkender Atome, der dem stabilsten Zustand des Systems entspricht.

2. Bindungsenergie, E min – das ist die Energiemenge, die aufgewendet werden muss, um eine chemische Bindung aufzubrechen und Atome außerhalb der Wechselwirkungsgrenzen zu entfernen.

3. Dipolmoment der Verbindung, ,=qℓ. Das Dipolmoment dient als quantitatives Maß für die Polarität eines Moleküls. Für unpolare Moleküle ist das Dipolmoment 0, für unpolare Moleküle ungleich 0. Das Dipolmoment eines mehratomigen Moleküls ist gleich der Vektorsumme der Dipole einzelner Bindungen:

4. Eine kovalente Bindung zeichnet sich durch Direktionalität aus. Die Richtung einer kovalenten Bindung wird durch die Notwendigkeit einer maximalen Überlappung der Elektronenwolken wechselwirkender Atome im Raum bestimmt, was zur Bildung der stärksten Bindungen führt.

Da diese -Bindungen streng im Raum ausgerichtet sind, können sie je nach Zusammensetzung des Moleküls in einem bestimmten Winkel zueinander stehen – ein solcher Winkel wird Valenz genannt.

Zweiatomige Moleküle haben eine lineare Struktur. Mehratomige Moleküle haben eine komplexere Konfiguration. Betrachten wir die Geometrie verschiedener Moleküle am Beispiel der Hydridbildung.

1. VI-Gruppe, Hauptuntergruppe (außer Sauerstoff), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

S1s 2 2s 2 r 6 3s 2 r 4

Für Wasserstoff ist ein Elektron mit einem s-AO an der Bindungsbildung beteiligt, für Schwefel – 3p y und 3p z. Das H2S-Molekül hat eine flache Struktur mit einem Winkel zwischen den Bindungen von 90°. .

Abbildung 17. Struktur des H 2 E-Moleküls

2. Hydride von Elementen der Gruppe V, der Hauptuntergruppe: PH 3, AsH 3, SbH 3.

Р 1s 2 2s 2 ð 6 3s 2 ð 3 .

An der Bindungsbildung sind beteiligt: ​​für Wasserstoff s-AO, für Phosphor - p y, p x und p z AO.

Das PH 3-Molekül hat die Form einer trigonalen Pyramide (an der Basis befindet sich ein Dreieck).

Abbildung 18. Struktur des EN 3-Moleküls

5. Sättigungsfähigkeit Eine kovalente Bindung ist die Anzahl der kovalenten Bindungen, die ein Atom eingehen kann. Es ist begrenzt, weil Ein Element hat eine begrenzte Anzahl von Valenzelektronen. Die maximale Anzahl kovalenter Bindungen, die ein bestimmtes Atom im Grund- oder angeregten Zustand bilden kann, wird als sein bezeichnet Kovalenz.

Beispiel: Wasserstoff ist einkovalent, Sauerstoff ist zweikovalent, Stickstoff ist dreikovalent usw.

Einige Atome können ihre Kovalenz im angeregten Zustand erhöhen, indem sie gepaarte Elektronen dissoziieren.

Beispiel. Sei 0 1s 2 2s 2

Ein Berylliumatom im angeregten Zustand hat ein Valenzelektron am 2p-AO und ein Elektron am 2s-AO, d. h. Kovalenz Be 0 = 0 und Kovalenz Be* = 2. Während der Wechselwirkung kommt es zur Hybridisierung von Orbitalen.

Hybridisierung- Dies ist der Energieausgleich verschiedener AOs infolge der Vermischung vor der chemischen Wechselwirkung. Hybridisierung ist eine bedingte Technik, die es ermöglicht, die Struktur eines Moleküls mithilfe einer Kombination von AOs vorherzusagen. An der Hybridisierung können diejenigen AOs teilnehmen, deren Energien nahe beieinander liegen.

Jeder Hybridisierungsart entspricht eine bestimmte geometrische Form der Moleküle.

Bei Hydriden von Elementen der Gruppe II der Hauptuntergruppe sind zwei identische sp-Hybridorbitale an der Bindungsbildung beteiligt. Diese Art der Verbindung wird als sp-Hybridisierung bezeichnet.

Abbildung 19. Molekül BeH 2 .sp-Hybridisierung.

sp-Hybridorbitale haben eine asymmetrische Form; die verlängerten Teile des AO sind mit einem Bindungswinkel von 180 ° auf Wasserstoff gerichtet. Daher hat das BeH 2-Molekül eine lineare Struktur (Abb.).

Betrachten wir die Struktur von Molekülen von Hydriden von Elementen der Gruppe III der Hauptuntergruppe am Beispiel der Bildung des BH 3 -Moleküls.

B 0 1s 2 2s 2 P 1

Kovalenz B 0 = 1, Kovalenz B* = 3.

An der Bindungsbildung sind drei sp-Hybridorbitale beteiligt, die durch die Umverteilung der Elektronendichten von s-AO und zwei p-AO entstehen. Diese Art der Verbindung wird als sp 2 -Hybridisierung bezeichnet. Der Bindungswinkel bei der sp 2 -Hybridisierung beträgt 120 0, daher hat das BH 3-Molekül eine flache dreieckige Struktur.

Abb.20. BH 3-Molekül. sp 2 -Hybridisierung.

Betrachten wir am Beispiel der Bildung des CH 4 -Moleküls die Struktur der Moleküle von Hydriden von Elementen der Gruppe IV der Hauptuntergruppe.

C 0 1s 2 2s 2 P 2

Kovalenz C0 = 2, Kovalenz C* = 4.

In Kohlenstoff sind vier sp-Hybridorbitale an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt, die durch die Umverteilung der Elektronendichten zwischen dem s-AO und drei p-AO entsteht. Die Form des CH 4 -Moleküls ist ein Tetraeder, der Bindungswinkel beträgt 109°28`.

Reis. 21. Molekül CH 4 .sp 3 -Hybridisierung.

Ausnahmen von der allgemeinen Regel sind die Moleküle H 2 O und NH 3.

In einem Wassermolekül betragen die Winkel zwischen den Bindungen 104,5 Grad. Im Gegensatz zu Hydriden anderer Elemente dieser Gruppe hat Wasser besondere Eigenschaften: Es ist polar und diamagnetisch. All dies erklärt sich aus der Tatsache, dass der Bindungstyp in einem Wassermolekül sp 3 ist. Das heißt, vier sp-Hybridorbitale sind an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt. Zwei Orbitale enthalten jeweils ein Elektron, diese Orbitale interagieren mit Wasserstoff und die anderen beiden Orbitale enthalten ein Elektronenpaar. Das Vorhandensein dieser beiden Orbitale erklärt die einzigartigen Eigenschaften von Wasser.

Im Ammoniakmolekül betragen die Winkel zwischen den Bindungen etwa 107,3 ​​°, d. h. die Form des Ammoniakmoleküls ist ein Tetraeder, der Bindungstyp ist sp 3. An der Bindungsbildung an einem Stickstoffmolekül sind vier hybride sp 3 -Orbitale beteiligt. Drei Orbitale enthalten jeweils ein Elektron; das vierte AO enthält ein freies Elektronenpaar, das die Einzigartigkeit des Ammoniakmoleküls bestimmt.

MECHANISMEN DER KOVALENTEN BINDUNGSBILDUNG.

MBC ermöglicht die Unterscheidung von drei Mechanismen der Bildung kovalenter Bindungen: Austausch, Donor-Akzeptor und Dativ.

Austauschmechanismus. Dazu gehören die Fälle der Bildung einer chemischen Bindung, bei denen jedes der beiden gebundenen Atome ein Elektron zur gemeinsamen Nutzung bereitstellt, als ob sie diese austauschen würden. Um die Kerne zweier Atome zu verbinden, müssen sich Elektronen im Raum zwischen den Kernen befinden. Diese Region im Molekül wird als Bindungsregion bezeichnet (die Region, in der sich ein Elektronenpaar am wahrscheinlichsten im Molekül aufhält). Damit der Austausch ungepaarter Elektronen zwischen Atomen stattfinden kann, müssen sich die Atomorbitale überlappen (Abb. 10,11). Dies ist die Wirkung des Austauschmechanismus zur Bildung einer kovalenten chemischen Bindung. Atomorbitale können sich nur überlappen, wenn sie bezüglich der Kernachse die gleichen Symmetrieeigenschaften aufweisen (Abb. 10, 11, 22).

Reis. 22. Überlappung von AO, die nicht zur Bildung einer chemischen Bindung führt.

Donor-Akzeptor- und Dativ-Mechanismen.

Der Donor-Akzeptor-Mechanismus beinhaltet die Übertragung eines freien Elektronenpaares von einem Atom auf ein freies Atomorbital eines anderen Atoms. Zum Beispiel die Bildung des Ions - :

Das freie p-AO im Boratom im BF 3 -Molekül nimmt ein Elektronenpaar vom Fluoridion (Donor) auf. Im resultierenden Anion sind vier kovalente B-F-Bindungen in Länge und Energie gleich. Im ursprünglichen Molekül wurden alle drei B-F-Bindungen durch den Austauschmechanismus gebildet.

Atome, deren äußere Hülle nur aus s- oder p-Elektronen besteht, können entweder Donoren oder Akzeptoren eines freien Elektronenpaars sein. Atome, deren Valenzelektronen sich über dem d-AO befinden, können gleichzeitig als Donoren und Akzeptoren fungieren. Um zwischen diesen beiden Mechanismen zu unterscheiden, wurden die Konzepte des Dativmechanismus der Bindungsbildung eingeführt.

Das einfachste Beispiel für einen Dativmechanismus ist die Wechselwirkung zweier Chloratome.

Zwei Chloratome in einem Chlormolekül bilden durch einen Austauschmechanismus eine kovalente Bindung und kombinieren ihre ungepaarten 3p-Elektronen. Darüber hinaus überträgt das Cl-1-Atom ein freies Elektronenpaar 3р 5 - AO an das Cl-2-Atom an das freie 3d-AO, und das Cl-2-Atom überträgt dasselbe Elektronenpaar an das freie 3d-AO von Das Cl-1-Atom erfüllt gleichzeitig die Funktionen eines Akzeptors und eines Donors. Dies ist der Dativmechanismus. Die Wirkung des Dativmechanismus erhöht die Bindungsstärke, sodass das Chlormolekül stärker ist als das Fluormolekül.

KOMPLEXE VERBINDUNGEN.

Nach dem Prinzip des Donor-Akzeptor-Mechanismus entsteht eine riesige Klasse komplexer chemischer Verbindungen – komplexe Verbindungen.

Komplexe Verbindungen sind Verbindungen, die komplexe Ionen enthalten, die sowohl in kristalliner Form als auch in Lösung existieren können, einschließlich eines zentralen Ions oder Atoms, das durch kovalente Bindungen, die durch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet werden, mit negativ geladenen Ionen oder neutralen Molekülen verbunden ist.

Struktur komplexer Verbindungen nach Werner.

Komplexe Verbindungen bestehen aus einer inneren Kugel (Komplexion) und einer äußeren Kugel. Die Verbindung zwischen den Ionen der inneren Kugel erfolgt über einen Donor-Akzeptor-Mechanismus. Akzeptoren werden Komplexbildner genannt; sie können oft positive Metallionen (mit Ausnahme von Metallen der Gruppe IA) mit leeren Orbitalen sein. Die Fähigkeit zur Komplexbildung nimmt zu, wenn die Ladung des Ions zunimmt und seine Größe abnimmt.

Elektronenpaardonoren werden Liganden oder Addenden genannt. Liganden sind neutrale Moleküle oder negativ geladene Ionen. Die Anzahl der Liganden wird durch die Koordinationszahl des Komplexbildners bestimmt, die normalerweise der doppelten Wertigkeit des komplexbildenden Ions entspricht. Liganden können ein- oder mehrzähnig sein. Die Dichte eines Liganden wird durch die Anzahl der Koordinationsstellen bestimmt, die der Ligand in der Koordinationssphäre des Komplexbildners einnimmt. Beispielsweise ist F – ein einzähniger Ligand, S 2 O 3 2- ein zweizähniger Ligand. Die Ladung der inneren Kugel entspricht der algebraischen Summe der Ladungen ihrer konstituierenden Ionen. Wenn die innere Kugel eine negative Ladung hat, handelt es sich um einen anionischen Komplex; wenn sie positiv ist, handelt es sich um einen kationischen Komplex. Kationische Komplexe werden im Russischen mit dem Namen des komplexbildenden Ions bezeichnet; in anionischen Komplexen wird der Komplexbildner im Lateinischen mit dem Zusatz „-“ bezeichnet. bei. Die Verbindung zwischen der äußeren und inneren Sphäre in einer komplexen Verbindung ist ionisch.

Beispiel: K 2 – Kaliumtetrahydroxozinkat, anionischer Komplex.

2- - innere Kugel

2K+ – äußere Sphäre

Zn 2+ – Komplexbildner

OH – - Liganden

Koordinationsnummer – 4

Die Verbindung zwischen der äußeren und inneren Sphäre ist ionisch:

K 2 = 2K + + 2- .

Die Bindung zwischen dem Zn 2+-Ion und den Hydroxylgruppen ist kovalent und wird nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet: OH – Donoren, Zn 2+ – Akzeptor.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

Arten komplexer Verbindungen:

1. Ammoniakverbindungen sind Liganden des Ammoniakmoleküls.

Cl 2 – Tetraamminkupfer(II)chlorid. Ammoniakverbindungen entstehen durch die Einwirkung von Ammoniak auf Verbindungen, die einen Komplexbildner enthalten.

2. Hydroxoverbindungen – OH – Liganden.

Na – Natriumtetrahydroxyaluminat. Hydroxokomplexe werden durch Einwirkung von überschüssigem Alkali auf Metallhydroxide erhalten, die amphotere Eigenschaften haben.

3. Aquakomplexe sind Liganden von Wassermolekülen.

Cl 3 – Hexaaquachrom(III)-chlorid. Aquakomplexe werden durch Reaktion wasserfreier Salze mit Wasser gewonnen.

4. Säurekomplexe – Liganden von Säureanionen – Cl – , F – , CN – , SO 3 2- , I – , NO 2 – , C 2 O 4 – usw.

K 4 – Kaliumhexacyanoferrat (II). Hergestellt durch Reaktion eines Überschusses eines Salzes, das einen Liganden enthält, mit einem Salz, das einen Komplexbildner enthält.

METHODE DER MOLEKULARORBITALE.

MBC erklärt die Entstehung und Struktur vieler Moleküle recht gut, diese Methode ist jedoch nicht universell. Beispielsweise liefert die Valenzbindungsmethode keine zufriedenstellende Erklärung für die Existenz des Ions
, obwohl Ende des 19. Jahrhunderts die Existenz eines ziemlich starken molekularen Wasserstoffions nachgewiesen wurde
: Die Bindungsbruchenergie beträgt hier 2,65 eV. Aufgrund der Zusammensetzung des Ions kann in diesem Fall jedoch kein Elektronenpaar gebildet werden
Es ist nur ein Elektron enthalten.

Die Molekülorbitalmethode (MMO) ermöglicht die Erklärung einer Reihe von Widersprüchen, die mit der Valenzbindungsmethode nicht erklärt werden können.

Grundlegende Bestimmungen des MMO.

Wenn zwei Atomorbitale interagieren, entstehen zwei Molekülorbitale. Dementsprechend entstehen bei der Wechselwirkung von n-Atomorbitalen n-Molekülorbitale.

Die Elektronen in einem Molekül gehören gleichermaßen zu allen Kernen des Moleküls.

Von den beiden gebildeten Molekülorbitalen hat eines eine niedrigere Energie als das ursprüngliche, Dies ist das bindende Molekülorbital, der andere hat eine höhere Energie als der ursprüngliche, dieser antibindendes Molekülorbital.

MMOs verwenden Energiediagramme, die nicht maßstabsgetreu sind.

Beim Auffüllen von Energieunterniveaus mit Elektronen gelten die gleichen Regeln wie für Atomorbitale:

das Prinzip der minimalen Energie, d.h. Unterebenen mit geringerer Energie werden zuerst gefüllt;

Pauli-Prinzip: Auf jeder Energieunterebene dürfen nicht mehr als zwei Elektronen mit antiparallelen Spins vorhanden sein;

Hundsche Regel: Das Auffüllen der Energieunterniveaus erfolgt so, dass der Gesamtspin maximal ist.

Vielfalt der Kommunikation. Kommunikationsvielfalt im MMO wird durch die Formel bestimmt:

, wenn K p = 0, wird keine Bindung gebildet.

Beispiele.

1. Kann ein H2-Molekül existieren?

Reis. 23. Schema der Bildung des Wasserstoffmoleküls H2.

Fazit: Das H2-Molekül wird existieren, da die Bindungsmultiplizität Kp > 0 ist.

2. Kann ein He 2 -Molekül existieren?

Reis. 24. Schema der Bildung eines Heliummoleküls He 2.

Fazit: Das He 2-Molekül wird nicht existieren, da die Bindungsmultiplizität Kp = 0 ist.

3. Kann ein H 2 + -Teilchen existieren?

Reis. 25. Schema der Bildung eines H 2 + -Partikels.

Das H 2 + -Teilchen kann existieren, da die Bindungsmultiplizität Kp > 0 ist.

4. Kann ein O2-Molekül existieren?

Reis. 26. Schema der Bildung des O 2 -Moleküls.

Das O 2 -Molekül existiert. Aus Abb. 26 folgt, dass das Sauerstoffmolekül zwei ungepaarte Elektronen besitzt. Aufgrund dieser beiden Elektronen ist das Sauerstoffmolekül paramagnetisch.

Somit erklärt die Molekülorbitalmethode die magnetischen Eigenschaften von Molekülen.

INTERMOLEKULARE INTERAKTION.

Alle intermolekularen Wechselwirkungen lassen sich in zwei Gruppen einteilen: Universal- Und Spezifisch. Universelle kommen ausnahmslos in allen Molekülen vor. Diese Interaktionen werden oft aufgerufen Verbindung oder Van-der-Waals-Kräfte. Obwohl diese Kräfte schwach sind (die Energie überschreitet nicht acht kJ/mol), sind sie die Ursache für den Übergang der meisten Stoffe vom gasförmigen in den flüssigen Zustand, für die Adsorption von Gasen an der Oberfläche von Festkörpern und für andere Phänomene. Die Natur dieser Kräfte ist elektrostatisch.

Hauptinteraktionskräfte:

1). Dipol-Dipol-(Orientierungs-)Wechselwirkung existiert zwischen polaren Molekülen.

Je größer die Dipolmomente, desto kleiner der Abstand zwischen den Molekülen und je niedriger die Temperatur, desto größer ist die Orientierungswechselwirkung. Je größer also die Energie dieser Wechselwirkung ist, desto höher muss die Temperatur erhitzt werden, damit die Substanz siedet.

2). Induktive Interaktion wird durchgeführt, wenn es in einem Stoff zu Kontakt zwischen polaren und unpolaren Molekülen kommt. Ein Dipol wird in einem unpolaren Molekül durch Wechselwirkung mit einem polaren Molekül induziert.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Die Energie dieser Wechselwirkung steigt mit zunehmender molekularer Polarisierbarkeit, also der Fähigkeit von Molekülen, unter dem Einfluss eines elektrischen Feldes einen Dipol zu bilden. Die Energie der induktiven Wechselwirkung ist deutlich geringer als die Energie der Dipol-Dipol-Wechselwirkung.

3). Dispersionsinteraktion- Dies ist die Wechselwirkung unpolarer Moleküle aufgrund momentaner Dipole, die aufgrund von Schwankungen der Elektronendichte in Atomen entstehen.

In einer Reihe von Substanzen derselben Art nimmt die Dispersionswechselwirkung mit zunehmender Größe der Atome zu, aus denen die Moleküle dieser Substanzen bestehen.

4) Abstoßende Kräfte entstehen durch die Wechselwirkung von Elektronenwolken von Molekülen und erscheinen bei ihrer weiteren Annäherung.

Spezifische intermolekulare Wechselwirkungen umfassen alle Arten von Wechselwirkungen mit Donor-Akzeptor-Charakter, also im Zusammenhang mit der Übertragung von Elektronen von einem Molekül auf ein anderes. Die dabei gebildete intermolekulare Bindung weist alle charakteristischen Merkmale einer kovalenten Bindung auf: Sättigung und Direktionalität.

Eine chemische Bindung, die zwischen einem positiv polarisierten Wasserstoff, der Teil einer polaren Gruppe oder eines polaren Moleküls ist, und einem elektronegativen Atom eines anderen oder desselben Moleküls gebildet wird, wird als Wasserstoffbindung bezeichnet. Wassermoleküle können beispielsweise wie folgt dargestellt werden:

Durchgezogene Linien sind kovalente polare Bindungen innerhalb von Wassermolekülen zwischen Wasserstoff- und Sauerstoffatomen; Punkte zeigen Wasserstoffbrückenbindungen an. Der Grund für die Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen liegt darin, dass Wasserstoffatome praktisch keine Elektronenhüllen haben: Ihre einzigen Elektronen werden zu den Sauerstoffatomen ihrer Moleküle verlagert. Dadurch können sich Protonen im Gegensatz zu anderen Kationen den Kernen von Sauerstoffatomen benachbarter Moleküle nähern, ohne dass sie von den Elektronenhüllen der Sauerstoffatome abgestoßen werden.

Eine Wasserstoffbrücke zeichnet sich durch eine Bindungsenergie von 10 bis 40 kJ/mol aus. Diese Energie reicht jedoch aus, um zu verursachen Assoziation von Molekülen, diese. ihre Assoziation zu Dimeren oder Polymeren, die in manchen Fällen nicht nur im flüssigen Zustand des Stoffes vorliegen, sondern auch beim Übergang in Dampf erhalten bleiben.

Beispielsweise liegt Fluorwasserstoff in der Gasphase in Form eines Dimers vor.

In komplexen organischen Molekülen gibt es sowohl intermolekulare als auch intramolekulare Wasserstoffbrückenbindungen.

Moleküle mit intramolekularen Wasserstoffbrückenbindungen können keine intermolekularen Wasserstoffbrückenbindungen bilden. Daher bilden Substanzen mit solchen Bindungen keine Assoziate, sind flüchtiger und haben niedrigere Viskositäten, Schmelz- und Siedepunkte als ihre Isomere, die zur Bildung intermolekularer Wasserstoffbrückenbindungen fähig sind.

Test 4

Thema: Kovalente Bindung

Variante 1

1. Die Wertigkeit eines Atoms eines chemischen Elements in Verbindung mit kovalenten Bindungen ist gleich a) der Anzahl der Elektronen dieses Atoms, b) der Anzahl der von diesem Atom gebildeten gemeinsamen Elektronenpaare, c) der Ladung des Kerns dieses Atoms Atom d) die Nummer der Periode, in der sich dieses Element befindet

2. Die Formel des Kohlendioxidmoleküls CO 2 heißt

a) Summenformel b) grafische Formel c) elektronische Formel d) physikalische Formel

3. Wie viele Elektronen fehlen dem Chloratom, bevor die äußere Elektronenschicht vollständig ist?

a) 1 b)2 c) 3 d) 7

4. Ein Kohlenstoffatom verbindet zwei Sauerstoffatome und bildet so vier gemeinsame Elektronenpaare. Geben Sie die Wertigkeit des Kohlenstoffs in dieser Verbindung an.

a) I b) II c) III d) IV

5. Chemische Bindung im Brommolekül Br 2

a) ionisch b) metallisch

c) kovalent unpolar d) kovalent polar

6. Im Zeitraum vom Alkalimetall zum Halogen beträgt die Elektronegativität eines Atoms in der Regel

a) ändert sich nicht

c) nimmt ab

d) erhöht sich

a) Beryllium b) Natrium

c) Magnesium d) Lithium

8.In einer Reihe von Elementen ändert sich die Elektronegativität der Elemente auf die gleiche Weise (erhöht oder verringert sich).

a) ihre metallischen Eigenschaften

b) die Radien ihrer Atome

c) ihre nichtmetallischen Eigenschaften

d) die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Ebene der Atome

9. Welche Teilladung haben die Stickstoff- bzw. Sauerstoffatome im NO-Molekül?

a) N 2 b) NH 3 c) H 2 d) Cl 2

Option 2

1. Eine kovalente Bindung ist eine chemische Bindung, die a) durch die Bildung gemeinsamer Elektronenpaare entsteht

b) die Bildung einsamer Elektronenpaare

c) Anziehung von Ionen entgegengesetzter Ladung

d)) Wechselwirkung zwischen Metallionen und freien Elektronen

2. Wie lautet die elektronische Formel des Schwefelwasserstoffmoleküls?

a) H 2 S b) H – S – H

CH : : S : : H g) H : S : H

3. Wie viele Elektronen fehlen dem Phosphoratom, bevor die äußere Elektronenschicht vollständig ist?

a) 5 b) 2 c) 3 d) 4

4. Das Schwefelatom verknüpfte drei Sauerstoffatome und bildete so sechs gemeinsame Elektronenpaare. Geben Sie die Wertigkeit des Schwefels in dieser Verbindung an.

a) II b) VI c) IV d) III

5. Formel einer Substanz mit einer kovalenten unpolaren Bindung

a) SO 2 b) Br 2 c) H 2 O d) NaCl

6. In einer Gruppe, in der Hauptuntergruppe, beträgt die Elektronegativität eines Atoms von oben nach unten in der Regel

a) ändert sich nicht

b) zuerst zunimmt, dann abnimmt

c) nimmt ab

d) erhöht sich

7. Wählen Sie unter den aufgelisteten Elementen das am wenigsten elektronegative Element aus

a) Fluor b) Sauerstoff

c) Schwefel d) Chlor

8.Welche Teilladung haben die Bor- bzw. Fluoratome im Molekül?

a) positiv und negativ

b) negativ und negativ

c) positiv und positiv

d) negativ und positiv

9. Wählen Sie ein Molekül aus, das eine polare kovalente Bindung enthält

a) NH 3 b) HCl c) F 2 d) SO 3

10. Chemische Bindung im Ammoniakmolekül NH 3

a) ionisch

b) Metall

c) kovalent unpolar

d) kovalent polar

Option 3 1. In der Regel entsteht eine kovalente Bindung zwischen:

a) Atome eines typischen Metalls und Atome eines typischen Nichtmetalls

b) Metallatome

c) Atome eines typischen Metalls und Atome eines Inertgases

d) Nichtmetallatome

2. Formel des Chlormoleküls Cl : Cl heißt

a) Summenformel

b) grafische Formel

c) elektronische Formel

d) physikalische Formel

3. Wie viele Elektronen fehlen dem Sauerstoffatom, bevor die äußere Elektronenschicht vollständig ist?

a) 1 b) 2 c) 3 d) 6

4. Die Anzahl der kovalenten Bindungen, die ein Atom eines chemischen Elements bildet, ist gleich

a) die Anzahl der gemeinsamen Elektronenpaare, die dieses Atom bildet

c) die Anzahl der gepaarten Elektronen auf der äußeren Ebene des Atoms

d) die Anzahl der anderen Atome, die an dieses Atom gebunden sind

5. In einer Gruppe, in der Hauptuntergruppe, beträgt normalerweise der Radius eines Atoms von oben nach unten

6. Wählen Sie aus den aufgelisteten Elementen das Element aus, dessen Atom den größten Radius hat

a) Bor b) Silizium c) Aluminium d) Kohlenstoff

7. Im Falle einer kovalenten unpolaren Bindung ein gemeinsames Elektronenpaar

d) abwesend

8. Welche Teilladung haben die Sauerstoff- bzw. Schwefelatome im SO 2 -Molekül?

b) negativ und negativ

9. Wählen Sie ein Molekül aus, das eine unpolare kovalente Bindung enthält:

a) NH 3 b) H 2 O c) NO 2 d) H 2

10. Chemische Bindung im Bleisulfidmolekül PbS

a) kovalent unpolar b) kovalent polar

c) ionisch d) metallisch

Option 4

1. Welcher Natur sind die Kräfte, die zwei Wasserstoffatome in einem Molekül halten?

a) chemisch b) physikalisch

c) elektrisch d) nuklear

2. Die Formel eines Wassermoleküls H – O – H heißt

a) Summenformel

b) grafische Formel

c) elektronische Formel

d) physikalische Formel

3. Wie viele Elektronen fehlen einem Siliziumatom, bevor die äußere Elektronenschicht vollständig ist?

1) 1 b) 2 c) 3 d) 4

4. Die Anzahl der ungepaarten Elektronen in einem Boratom beträgt

1) 1 b) 2 c) 3 d) 4

5. Die Anzahl der gemeinsamen Paare, die ein Atom eines chemischen Elements bildet, ist gleich

a) die Gesamtzahl der Elektronen in einem Atom

b) die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene des Atoms

c) die Anzahl der ungepaarten Elektronen auf der äußeren Ebene des Atoms

d) die Anzahl der gepaarten Elektronen auf der äußeren Ebene des Atoms

6. Im Zeitraum vom Alkalimetall zum Halogen beträgt der Atomradius normalerweise

a) erhöht sich b) verringert sich

c) ändert sich nicht, d) nimmt zuerst zu, dann ab

7. Wählen Sie aus den aufgelisteten Elementen das Element aus, dessen Atom den kleinsten Radius hat:

1) Kohlenstoff b) Phosphor c) Silizium d) Stickstoff

8. Im Fall einer kovalenten polaren Bindung ein gemeinsames Elektronenpaar

a) zu einem elektronegativeren Atom verschoben

b) befindet sich in gleichem Abstand von den Atomkernen

c) gehört vollständig zu einem der Atome

d) abwesend

9. Welche Teilladung haben die Wasserstoff- und Stickstoffatome im Ammoniakmolekül NH 3?

a) positiv und positiv

b) negativ und negativ

c) positiv und negativ

d) negativ und positiv?

10. Wählen Sie ein Molekül aus, das eine polare kovalente Bindung enthält

a) H 2 O b) H 2 c) O 2 d) F 2

Kodifizierer

Möglichkeit

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