3.3.1 Legătură covalentă este o legătură cu doi centre, doi electroni, formată din cauza suprapunerii norilor de electroni care poartă electroni nepereche cu spini antiparaleli. De regulă, se formează între atomii unui element chimic.

Se caracterizează cantitativ prin valență. Valența elementului - aceasta este capacitatea sa de a forma un anumit număr de legături chimice datorită electronilor liberi aflați în banda de valență atomică.

O legătură covalentă este formată doar de o pereche de electroni situată între atomi. Se numește pereche divizată. Perechile de electroni rămase sunt numite perechi singure. Ele umplu cojile și nu participă la legare. Legătura dintre atomi poate fi realizată nu numai de unul, ci și de două și chiar trei perechi divizate. Se numesc astfel de conexiuni dubla etc roi - conexiuni multiple.

3.3.1.1 Legătură nepolară covalentă. O legătură realizată prin formarea de perechi de electroni care aparțin în mod egal ambilor atomi se numește covalent nepolar. Are loc între atomi cu electronegativitate practic egală (0,4 > ΔEO > 0) și, prin urmare, o distribuție uniformă a densității electronice între nucleele atomilor din moleculele homonucleare. De exemplu, H2, O2, N2, Cl2 etc. Momentul dipolar al unor astfel de legături este zero. Legătura CH în hidrocarburile saturate (de exemplu, în CH 4) este considerată practic nepolară, deoarece AEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.

3.3.1.2 Legătură polară covalentă. Dacă o moleculă este formată din doi atomi diferiți, atunci zona de suprapunere a norilor de electroni (orbitali) se deplasează către unul dintre atomi și o astfel de legătură se numește polar . Cu o astfel de legătură, probabilitatea de a găsi electroni în apropierea nucleului unuia dintre atomi este mai mare. De exemplu, HCI, H2S, PH3.

Legătură covalentă polară (nesimetrică). - legătura între atomi cu electronegativitate diferită (2 > ΔEO > 0,4) și distribuția asimetrică a perechii de electroni comuni. De obicei, se formează între două nemetale.

Densitatea de electroni a unei astfel de legături este deplasată către un atom mai electronegativ, ceea ce duce la apariția unei sarcini negative parțiale (delta minus) pe acesta, iar o sarcină parțială pozitivă (delta plus) pe cea mai mică. atom electronegativ.

C   Cl   C   O   C  N   O  H  C   .

Direcția deplasării electronilor este, de asemenea, indicată printr-o săgeată:

CCl, CO, CN, OH, CMg.

Cu cât diferența de electronegativitate a atomilor legați este mai mare, cu atât polaritatea legăturii este mai mare și momentul dipol al acesteia este mai mare. Forțe de atracție suplimentare acționează între sarcinile parțiale de semn opus. Prin urmare, cu cât legătura este mai polară, cu atât este mai puternică.

Cu exceptia polarizabilitate legătură covalentă are proprietatea saturare – capacitatea unui atom de a forma atâtea legături covalente câte orbitali atomici dispune energetic. A treia proprietate a unei legături covalente este ea direcţie.

3.3.2 Legături ionice. Forța motrice din spatele formării sale este aceeași dorință a atomilor pentru învelișul octet. Dar, în unele cazuri, un astfel de înveliș „octet” poate apărea numai atunci când electronii sunt transferați de la un atom la altul. Prin urmare, de regulă, se formează o legătură ionică între un metal și un nemetal.

Luați în considerare, ca exemplu, reacția dintre atomii de sodiu (3s 1) și fluor (2s 2 3s 5). Diferența de electronegativitate în compusul NaF

EO = 4,0 - 0,93 = 3,07

Sodiul, după ce a dat electronul său 3s 1 fluorului, devine un ion Na + și rămâne cu o înveliș umplută 2s 2 2p 6, care corespunde configurației electronice a atomului de neon. Fluorul capătă exact aceeași configurație electronică acceptând un electron donat de sodiu. Ca rezultat, forțele electrostatice de atracție apar între ionii încărcați opus.

Legătură ionică - un caz extrem de legătură covalentă polară, bazat pe atracția electrostatică a ionilor. O astfel de legătură apare atunci când există o mare diferență în electronegativitatea atomilor legați (EO > 2), când un atom mai puțin electronegativ renunță aproape complet la electronii de valență și se transformă într-un cation, iar un alt atom, mai electronegativ, se atașează aceşti electroni şi devine un anion. Interacțiunea ionilor de semn opus nu depinde de direcție, iar forțele Coulomb nu au proprietatea de saturație. Din cauza asta legătură ionică nu are spatial se concentreze Și saturare , deoarece fiecare ion este asociat cu un anumit număr de contraioni (număr de coordonare ionică). Prin urmare, compușii legați cu legături ionice nu au o structură moleculară și sunt substanțe solide care formează rețele cristaline ionice, cu puncte de topire și fierbere ridicate, sunt foarte polari, adesea asemănătoare sărurilor și conductoare electric în soluții apoase. De exemplu, MgS, NaCI, A2O3. Practic nu există compuși cu legături pur ionice, deoarece o anumită cantitate de covalență rămâne întotdeauna datorită faptului că nu se observă un transfer complet al unui electron la alt atom; în cele mai „ionice” substanțe, proporția ionicității legăturilor nu depășește 90%. De exemplu, în NaF polarizarea legăturii este de aproximativ 80%.

În compușii organici, legăturile ionice sunt destul de rare, deoarece Un atom de carbon nu tinde nici să piardă, nici să câștige electroni pentru a forma ioni.

Valenţă elementele din compușii cu legături ionice sunt foarte des caracterizate starea de oxidare , care, la rândul său, corespunde valorii de încărcare a ionului elementului dintr-un compus dat.

Stare de oxidare - aceasta este o sarcină convențională pe care un atom o dobândește ca urmare a redistribuirii densității electronilor. Cantitativ, se caracterizează prin numărul de electroni deplasați de la un element mai puțin electronegativ la unul mai electronegativ. Din elementul care a cedat electronii se formează un ion încărcat pozitiv, iar din elementul care a acceptat acești electroni se formează un ion negativ.

Elementul situat în cea mai mare stare de oxidare (pozitiv maxim), a renunțat deja la toți electronii de valență aflați în AVZ. Și deoarece numărul lor este determinat de numărul grupului în care se află elementul, atunci cea mai mare stare de oxidare pentru majoritatea elementelor și vor fi egale număr de grup . Cu privire la cea mai scăzută stare de oxidare (maximum negativ), atunci apare în timpul formării unei învelișuri de opt electroni, adică în cazul în care AVZ este complet umplut. Pentru nemetale se calculează prin formula Numărul grupului - 8 . Pentru metale egal cu zero , deoarece nu pot accepta electroni.

De exemplu, AVZ a sulfului are forma: 3s 2 3p 4. Dacă un atom renunță la toți electronii săi (șase), va câștiga cel mai înalt grad oxidare +6 , egal cu numărul grupului VI , dacă sunt necesare cele două necesare pentru a finaliza învelișul stabil, acesta va dobândi cea mai scăzută stare de oxidare –2 , egal cu Numărul grupului – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3 Legături metalice. Majoritatea metalelor au o serie de proprietăți care au caracter generalși diferite de proprietățile altor substanțe. Astfel de proprietăți sunt temperaturi de topire relativ ridicate, capacitatea de a reflecta lumina și conductivitate termică și electrică ridicată. Aceste caracteristici se explică prin existența unui tip special de interacțiune în metale – conexiune metalica.

În conformitate cu poziția lor în tabelul periodic, atomii de metal au un număr mic de electroni de valență, care sunt destul de slab legați de nucleele lor și pot fi ușor detașați de ei. Ca urmare, în rețeaua cristalină a metalului apar ioni încărcați pozitiv, localizați în anumite poziții ale rețelei cristaline, și un număr mare de electroni delocalizați (liberi), mișcându-se relativ liber în câmpul centrilor pozitivi și comunicând între toate metalele. atomi datorita atractiei electrostatice.

Aceasta este o diferență importantă între legăturile metalice și legăturile covalente, care au o orientare strictă în spațiu. Forțele de legătură în metale nu sunt localizate sau direcționate, iar electronii liberi care formează un „gaz de electroni” provoacă o conductivitate termică și electrică ridicată. Prin urmare, în acest caz, este imposibil să vorbim despre direcția legăturilor, deoarece electronii de valență sunt distribuiți aproape uniform în întregul cristal. Acesta este ceea ce explică, de exemplu, plasticitatea metalelor, adică posibilitatea deplasării ionilor și atomilor în orice direcție.

3.3.4 Legătura donor-acceptor. Pe lângă mecanismul de formare a legăturilor covalente, conform căruia o pereche de electroni partajată apare din interacțiunea a doi electroni, există și o mecanism donor-acceptor . Constă în faptul că o legătură covalentă se formează ca urmare a tranziției unei perechi de electroni (singurate) deja existente. donator (furnizor de electroni) pentru uzul comun al donatorului și acceptor (furnizor de orbital atomic liber).

Odată format, nu este diferit de covalent. Mecanismul donor-acceptor este bine ilustrat de schema de formare a unui ion de amoniu (Figura 9) (asteriscurile indică electronii nivelului exterior al atomului de azot):

Figura 9 - Schema de formare a ionului de amoniu

Formula electronică a ABZ a atomului de azot este 2s 2 2p 3, adică are trei electroni neperechi care intră într-o legătură covalentă cu trei atomi de hidrogen (1s 1), fiecare având câte un electron de valență. În acest caz, se formează o moleculă de amoniac NH 3, în care perechea de electroni singuri de azot este reținută. Dacă un proton de hidrogen (1s 0), care nu are electroni, se apropie de această moleculă, atunci azotul își va transfera perechea de electroni (donator) către acest orbital atomic de hidrogen (acceptor), rezultând formarea unui ion de amoniu. În acesta, fiecare atom de hidrogen este conectat la un atom de azot printr-o pereche de electroni comună, dintre care unul este implementat printr-un mecanism donor-acceptor. Este important de menționat că legăturile H-N formate prin mecanisme diferite nu au nicio diferență în proprietăți. Acest fenomen se datorează faptului că, în momentul formării legăturii, orbitalii electronilor 2s și 2p ai atomului de azot își schimbă forma. Ca urmare, apar patru orbitali de exact aceeași formă.

Atomi cu o cantitate mare electroni, dar având un număr mic de electroni nepereche. Pentru elementele din perioada II, pe lângă atomul de azot, o astfel de posibilitate este disponibilă pentru oxigen (două perechi singure) și fluor (trei perechi singure). De exemplu, ionul de hidrogen H + din soluțiile apoase nu este niciodată în stare liberă, deoarece ionul de hidroniu H 3 O + este întotdeauna format din moleculele de apă H 2 O și ionul H +. Ionul de hidroniu este prezent în toate soluțiile apoase. , deși pentru ușurința scrierii se păstrează simbolul H+.

3.3.5 Legătura de hidrogen. Un atom de hidrogen asociat cu un element puternic electronegativ (azot, oxigen, fluor etc.), care „trage” o pereche de electroni comună asupra lui, suferă o lipsă de electroni și capătă o sarcină pozitivă eficientă. Prin urmare, este capabil să interacționeze cu perechea singură de electroni a altui atom electronegativ (care capătă o sarcină negativă efectivă) a aceluiași (legătură intramoleculară) sau a unei alte molecule (legătură intermoleculară). Ca urmare, există legătură de hidrogen , care este indicat grafic prin puncte:

Această legătură este mult mai slabă decât alte legături chimice (energia formării sale este 10 – 40 kJ/mol) și are în principal un caracter parțial electrostatic, parțial donor-acceptor.

Legătura de hidrogen joacă un rol extrem de important în macromoleculele biologice, cum ar fi compuși anorganici precum H2O, H2F2, NH3. De exemplu, legăturile O-H din H2O sunt vizibil polar în natură, cu un exces de sarcină negativă – pe atomul de oxigen. Atomul de hidrogen, dimpotrivă, capătă o mică sarcină pozitivă  + și poate interacționa cu perechile singure de electroni ai atomului de oxigen al unei molecule de apă învecinate.

Interacțiunea dintre moleculele de apă se dovedește a fi destul de puternică, astfel încât chiar și în vaporii de apă există dimeri și trimeri ai compoziției (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 etc. În soluții, lanțuri lungi de asociați de acest tip poate apărea:

deoarece atomul de oxigen are două perechi singure de electroni.

Prezența legăturilor de hidrogen explică temperaturile ridicate de fierbere ale apei, alcoolilor și acizilor carboxilici. Datorită legăturilor de hidrogen, apa se caracterizează prin temperaturi atât de ridicate de topire și fierbere în comparație cu H 2 E (E = S, Se, Te). Dacă nu ar exista legături de hidrogen, atunci apa s-ar topi la –100 °C și ar fierbe la –80 °C. Cazuri tipice de asociere sunt observate pentru alcooli si acizi organici.

Legăturile de hidrogen pot apărea atât între diferite molecule, cât și în interiorul unei molecule, dacă această moleculă conține grupuri cu abilități de donor și acceptor. De exemplu, legăturile de hidrogen intramoleculare joacă rolul principal în formarea lanțurilor peptidice, care determină structura proteinelor. Legăturile H afectează proprietățile fizice și chimice ale unei substanțe.

Atomii altor elemente nu formează legături de hidrogen , deoarece forțele de atracție electrostatică ale capetelor opuse ale dipolilor legăturilor polare (O-H, N-H etc.) sunt destul de slabe și acționează doar la distanțe scurte. Hidrogenul, având cea mai mică rază atomică, permite unor astfel de dipoli să se apropie atât de mult încât forțele de atractivitate devin vizibile. Niciun alt element cu o rază atomică mare nu este capabil să formeze astfel de legături.

3.3.6 Forțe de interacțiune intermoleculară (forțe van der Waals). În 1873, omul de știință olandez I. Van der Waals a sugerat că există forțe care provoacă atracție între molecule. Aceste forțe au fost mai târziu numite forțe van der Waals – cel mai universal tip de legătură intermoleculară. Energia legăturii van der Waals este mai mică decât legătura de hidrogen și se ridică la 2-20 kJ/∙mol.

În funcție de metoda de apariție, forțele sunt împărțite în:

1) orientativ (dipol-dipol sau ion-dipol) - apar între molecule polare sau între ioni și molecule polare. Când moleculele polare se apropie unele de altele, ele sunt orientate în așa fel încât Partea pozitivă un dipol a fost orientat spre partea negativă a celuilalt dipol (Figura 10).

Figura 10 - Interacțiunea de orientare

2) inducție (dipol - dipol indus sau ion - dipol indus) - apar între molecule sau ioni polari și molecule nepolare, dar capabile de polarizare. Dipolii pot afecta moleculele nepolare, transformându-le în dipoli indicați (induși). (Figura 11).

Figura 11 - Interacțiune inductivă

3) dispersive (dipol indus - dipol indus) - apar între molecule nepolare capabile de polarizare. În orice moleculă sau atom al unui gaz nobil apar fluctuații ale densității electrice, ducând la apariția unor dipoli instantanei, care la rândul lor induc dipoli instantanei în moleculele învecinate. Mișcarea dipolilor instantanei devine consistentă, apariția și dezintegrarea lor au loc sincron. Ca urmare a interacțiunii dipolilor instantanei, energia sistemului scade (Figura 12).

Figura 12 - Interacțiunea dispersiei

În primul rând, să luăm în considerare structura moleculei de amoniac NH3. După cum știți deja, la nivelul energetic exterior, atomii de azot conțin cinci electroni, dintre care trei electroni sunt nepereche. Ei sunt cei care participă la formarea a trei legături covalente cu trei atomi de hidrogen în timpul formării moleculei de amoniac NH3.

Cele trei perechi de electroni partajați sunt deplasate către atomul de azot mai electronegativ și, deoarece molecula de amoniac are forma piramidă triunghiulară(Fig. 128), apoi ca urmare a deplasării perechilor de electroni apare un dipol, adică o moleculă cu doi poli.

Orez. 128.
Structura moleculei de amoniac

Moleculele de amoniac (în amoniacul lichid) interacționează prin legături între ele:

Acest tip special de legătură intermoleculară chimică, după cum știți deja, se numește legătură de hidrogen.

amoniac - gaz incolor cu un miros înțepător, aproape de două ori mai ușor decât aerul. Amoniacul nu trebuie inhalat pentru perioade lungi de timp, deoarece este otrăvitor. Acest gaz se lichefiază cu ușurință la presiune normală și la o temperatură de -33,4 °C. Când amoniacul lichid se evaporă din mediu inconjurator Este absorbită multă căldură, motiv pentru care amoniacul este folosit în unitățile frigorifice.

Amoniacul este foarte solubil în apă: la 20 °C, aproximativ 710 volume de amoniac se dizolvă într-un volum de apă (Fig. 129). O soluție apoasă concentrată (25% în greutate) de amoniac se numește amoniac apos sau apă cu amoniac, iar o soluție de amoniac 10% folosită în medicină este cunoscută sub numele de amoniac. Într-o soluție apoasă de amoniac, se formează un compus slab - hidrat de amoniac NH 3 H 2 O.

Orez. 129.
„Fântână de amoniac” (dizolvarea amoniacului în apă)

Dacă adăugați câteva picături de fenolftaleină într-o soluție de amoniac, soluția va deveni purpurie, indicând un mediu alcalin. Reacția alcalină a soluțiilor apoase de amoniac se explică prin prezența ionilor de hidroxid OH -:

Dacă o soluție de amoniac colorată cu fenolftaleină este încălzită, culoarea va dispărea (de ce?).

Experimentul de laborator nr. 30
Studierea proprietăților amoniacului

Amoniacul reacționează cu acizii formând săruri de amoniu. Această interacțiune poate fi observată în următorul experiment: aduceți o tijă de sticlă sau sticlă umezită cu o soluție de amoniac la o altă tijă sau sticlă umezită. acid clorhidric, - va apărea un fum alb gros (Fig. 130):

Orez. 130.
„Fum fără foc”

Deci credeți după această zicală că nu există fum fără foc.

Atât o soluție apoasă de amoniac, cât și săruri de amoniu conțin un ion special - cation de amoniu NH + 4, care joacă rolul unui cation metalic. Ionul de amoniu se formează ca urmare a formării unei legături covalente între un atom de azot care are o pereche de electroni liberă (singurată) și un cation de hidrogen, care trece la amoniac din moleculele de acid sau apă:

Când se formează un ion de amoniu, donorul unei perechi de electroni liberi este atomul de azot din amoniac, iar acceptorul este cationul de hidrogen al unui acid sau al apei.

O alta proprietate chimică Puteți prezice singur amoniacul dacă acordați atenție stării de oxidare a atomilor de azot din acesta, și anume -3. Desigur, amoniacul este cel mai puternic agent reducător, adică atomii săi de azot nu pot renunța decât la electroni, dar nu îi acceptă. Astfel, amoniacul poate fi oxidat fie la azot liber (fără participarea unui catalizator):

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O,

sau la oxid de azot (II) (în prezența unui catalizator):

În industrie, amoniacul este produs prin sinteza din azot și hidrogen (Fig. 131).

Orez. 131.
Instalație industrială (a) și schema de producție industrială de amoniac (b)

În laborator, amoniacul se obține prin acțiunea varului stins Ca(OH) 2 asupra sărurilor de amoniu, cel mai adesea clorură de amoniu:

Gazul este colectat într-un vas răsturnat, și se recunoaște fie după miros, fie după albastrul hârtiei de turnesol roșu umed, fie după apariția fumului alb la introducerea unui baton umezit cu acid clorhidric.

Amoniacul și sărurile sale sunt utilizate pe scară largă în industrie și tehnologie, în agricultură, viata de zi cu zi Principalele lor domenii de aplicare sunt prezentate în Figura 132.

Orez. 132.
Aplicarea de amoniac și săruri de amoniu:
1.2 - în unități frigorifice; 3 - producerea de îngrășăminte minerale; 4 - producție acid azotic; 5 - pentru lipire; 6 - primirea explozivi; 7 - în medicină și în viața de zi cu zi (amoniac)

Cuvinte și concepte noi

1. Structura moleculei de amoniac.
2. Legătură de hidrogen.
3. Proprietățile amoniacului: interacțiunea cu apa, acizii și oxigenul.
4. Mecanism donor-acceptor pentru formarea ionului de amoniu.
5. Primirea, colectarea și recunoașterea amoniacului.

E.N.Frenkel

Tutorial de chimie

Un manual pentru cei care nu știu, dar vor să învețe și să înțeleagă chimia

Partea I. Elemente de chimie generală
(primul nivel de dificultate)

Continuare. Vedea în nr. 13, 18, 23/2007;
6/2008

Capitolul 4. Conceptul de legătură chimică

Capitolele anterioare ale acestui manual au discutat despre faptul că materia este alcătuită din molecule, iar moleculele sunt formate din atomi. Te-ai întrebat vreodată: de ce atomii care alcătuiesc o moleculă nu zboară în direcții diferite? Ce ține atomii într-o moleculă?

Le reține legătură chimică .

Pentru a înțelege natura unei legături chimice, este suficient să amintim un simplu experiment fizic. Două bile agățate una lângă alta de șiruri nu „reacționează” una la alta în niciun fel. Dar dacă îi dai unei bile o sarcină pozitivă și celeilalte o sarcină negativă, se vor atrage reciproc. Nu aceasta este forța care atrage atomii unii către alții? Într-adevăr, cercetările au arătat că legătura chimică este de natură electrică.

De unde provin încărcăturile atomilor neutri?

Acest articol a fost publicat cu sprijinul curs online pregătirea pentru Examenul Unificat de Stat „Examen”. Pe site veți găsi toate materialele necesare pentru auto-studiu pentru Examenul Unificat de Stat - elaborarea unui plan unic de pregătire pentru fiecare utilizator, urmărirea progresului pe fiecare subiect al subiectului, teoriei și sarcinilor. Toate sarcinile respectă cele mai recente modificări și completări. De asemenea, este posibilă trimiterea unor sarcini din partea scrisă a examenului unificat de stat către experți pentru a primi puncte și a analiza lucrările conform criteriilor de evaluare. Sarcini sub formă de misiuni cu acumularea de experiență, finalizarea nivelurilor, primirea de bonusuri și premii, competiții cu prietenii în Unified State Exam Arena. Pentru a începe pregătirea, urmați linkul: https://examer.ru.

Când am descris structura atomilor, s-a demonstrat că toți atomii, cu excepția atomilor de gaz nobil, tind să câștige sau să cedeze electroni. Motivul este formarea unui nivel exterior stabil de opt electroni (cum ar fi gazele nobile). Când electronii sunt primiți sau cedați, sarcini electriceși, în consecință, interacțiunea electrostatică a particulelor. Așa apare legătură ionică , adică legătura dintre ioni.

Ionii sunt particule încărcate stabile care se formează ca urmare a acceptării sau pierderii electronilor.

De exemplu, un atom dintr-un metal activ și un nemetal activ participă la o reacție:

În acest proces, un atom de metal (sodiu) cedează electroni:

a) Este o astfel de particulă stabilă?

b) Câți electroni au rămas în atomul de sodiu?

c) Va avea această particulă o sarcină?

Astfel, în acest proces s-a format o particulă stabilă (8 electroni la nivelul exterior), care are o sarcină, deoarece nucleul atomului de sodiu are încă o sarcină de +11, iar electronii rămași au o sarcină totală de –10. Prin urmare, sarcina ionului de sodiu este +1. O scurtă înregistrare a acestui proces arată astfel:

Ce se întâmplă cu atomul de sulf? Acest atom acceptă electroni până când nivelul exterior este finalizat:

Un calcul simplu arată că această particulă are o sarcină:

Ionii cu încărcare opusă se atrag unul pe altul, rezultând o legătură ionică și o „moleculă ionică”:

Există și alte modalități de formare a ionilor, care vor fi discutate în capitolul 6.

Formal, sulfura de sodiu este creditată cu exact această compoziție moleculară, deși substanța, constând din ioni, are aproximativ următoarea structură (Fig. 1):

Prin urmare, substanțele formate din ioni nu conțin molecule individuale!În acest caz, putem vorbi doar despre o „moleculă ionică” condiționată.

Sarcina 4.1. Arată cum are loc transferul de electroni atunci când are loc o legătură ionică între atomi:

a) calciu și clor;

b) aluminiu și oxigen.

TINE MINTE! Un atom de metal renunță la electroni exteriori; Atomul nemetalic preia electronii lipsă.

Concluzie. Conform mecanismului descris mai sus, se formează o legătură ionică între atomii de metale active și nemetale active.

Cercetările arată însă că transferul complet al electronilor de la un atom la altul nu are loc întotdeauna. Foarte des, o legătură chimică se formează nu prin darea și primirea de electroni, ci ca urmare a formării perechilor de electroni comuni*. Această conexiune se numește covalent .

O legătură covalentă are loc datorită formării perechilor de electroni partajate. Acest tip de legătură se formează, de exemplu, între atomi nemetalici. Astfel, se știe că o moleculă de azot este formată din doi atomi - N2. Cum apare o legătură covalentă între acești atomi? Pentru a răspunde la această întrebare, este necesar să luăm în considerare structura atomului de azot:

Întrebare. Câți electroni lipsesc înainte ca nivelul exterior să fie finalizat?

RĂSPUNS: Lipsesc trei electroni. Prin urmare, notând fiecare electron al nivelului exterior cu un punct, obținem:

Întrebare. De ce sunt reprezentați trei electroni prin puncte unice?

RĂSPUNS: Ideea este că vrem să arătăm formarea perechilor comune de electroni. O pereche este doi electroni. O astfel de pereche apare, în special, dacă fiecare atom furnizează un electron pentru a forma o pereche. Atomul de azot este cu trei electroni mai puțin de a finaliza nivelul exterior. Aceasta înseamnă că trebuie să „pregătească” trei electroni unici pentru a forma perechi viitoare (Fig. 2).

Primit formula electronică a moleculei azot, care arată că fiecare atom de azot are acum opt electroni (șase dintre ei sunt încercuiți într-un oval plus 2 electroni ai lor); între atomi au apărut trei perechi comune de electroni (intersecția cercurilor).

Fiecare pereche de electroni corespunde unei legături covalente. Câte legături covalente s-au format? Trei. Arătăm fiecare legătură (fiecare pereche de electroni partajată) folosind o liniuță (cursă de valență):

Toate aceste formule nu dau însă un răspuns la întrebarea: ce leagă atomii atunci când se formează o legătură covalentă? Formula electronică arată că între atomi se află o pereche comună de electroni. O sarcină negativă în exces apare în această regiune a spațiului. Și nucleele atomilor, după cum se știe, au o sarcină pozitivă. Astfel, nucleii ambilor atomi sunt atrași de o sarcină negativă comună, care a apărut din cauza perechilor de electroni comune (mai precis, intersecția norilor de electroni) (Fig. 3).

Poate să apară o astfel de legătură între diferiți atomi? Pot fi. Lăsați un atom de azot să interacționeze cu atomii de hidrogen:

Structura atomului de hidrogen arată că atomul are un electron. Câți dintre acești atomi trebuie luați pentru ca atomul de azot să „obțină ceea ce vrea” - trei electroni? Evident, trei atomi de hidrogen
(Fig. 4):

Crucea din fig. 4 indică electronii atomului de hidrogen. Formula electronică a moleculei de amoniac arată că atomul de azot are acum opt electroni, iar fiecare atom de hidrogen are acum doi electroni (și nu pot fi mai mulți la primul nivel de energie).

Formula grafică arată că atomul de azot are valența trei (trei liniuțe sau trei linii de valență), iar fiecare atom de hidrogen are valența unu (o liniuță).

Deși ambele molecule de N 2 și NH 3 conțin același atom de azot, legăturile chimice dintre atomi sunt diferite unele de altele. În molecula de azot N2 se formează legături chimice atomi identici, deci perechile comune de electroni sunt situate la mijloc între atomi. Atomii rămân neutri. Această legătură chimică se numește nepolar .

În molecula de amoniac NH 3 se formează o legătură chimică atomi diferiți. Prin urmare, unul dintre atomi (în acest caz, atomul de azot) atrage mai puternic perechea comună de electroni. Perechile obișnuite de electroni sunt deplasate către atomul de azot, iar pe acesta apare o mică sarcină negativă, iar una pozitivă pe atomul de hidrogen, au apărut poli de electricitate - o legătură polar (Fig. 5).

Majoritatea substanțelor construite folosind legături covalente constau din molecule individuale (Fig. 6).

Din fig. Figura 6 arată că există legături chimice între atomi, dar între molecule acestea sunt absente sau nesemnificative.

Tipul de legătură chimică afectează proprietățile unei substanțe și comportamentul acesteia în soluții. Deci, cu cât este mai mare atracția dintre particule, cu atât este mai dificil să le smulgi una de cealaltă și cu atât mai dificilă este să transformi un solid într-o stare gazoasă sau lichidă. Încercați să determinați în diagrama de mai jos care particule au forțe de interacțiune mai mari și ce legătură chimică se formează (Fig. 7).

Dacă citiți cu atenție capitolul, răspunsul dumneavoastră va fi următorul: interacțiunea maximă între particule are loc în cazul I (legatură ionică). Prin urmare, toate aceste substanțe sunt solide. Cea mai mică interacțiune între particulele neîncărcate (cazul III - legătură covalentă nepolară). Astfel de substanțe sunt cel mai adesea gaze.

Sarcina 4.2. Stabiliți ce legătură chimică are loc între atomi din substanțele: NaCl, HCl, Cl 2, AlCl 3, H 2 O. Dați explicații.

Sarcina 4.3. Realizați formule electronice și grafice pentru acele substanțe din sarcina 4.2 în care ați determinat prezența unei legături covalente. Pentru legături ionice, desenați diagrame de transfer de electroni.

Capitolul 5. Soluții

Nu există persoană pe Pământ care să nu fi văzut soluții. Și ce e?

O soluție este un amestec omogen de două sau mai multe componente (componente sau substanțe).

Ce este un amestec omogen? Omogenitatea unui amestec presupune că între substanțele sale constitutive lipsește interfața. În acest caz, este imposibil, cel puțin vizual, să se determine câte substanțe au format un anumit amestec. De exemplu, privind apa de la robinet într-un pahar, este greu de ghicit ce este în ea, cu excepția molecule de apă, conține încă o duzină bună de ioni și molecule (O 2, CO 2, Ca 2+ etc.). Și niciun microscop nu vă va ajuta să vedeți aceste particule.

Însă absența unei interfețe nu este singurul semn de omogenitate. Într-un amestec omogen compoziția amestecului este aceeași în orice punct. Prin urmare, pentru a obține o soluție, trebuie să amestecați bine componentele (substanțele) care o formează.

Soluțiile pot avea diferite stări de agregare:

Soluții gazoase (de exemplu, aer - un amestec de gaze O 2, N 2, CO 2, Ar);

Soluții lichide (de exemplu, colonie, sirop, saramură);

Soluții solide (de exemplu, aliaje).

Una dintre substanțele care formează o soluție se numește solvent. Solventul are aceeași stare de agregare ca soluția. Deci, pentru soluțiile lichide este un lichid: apă, ulei, benzină etc. Cel mai adesea, în practică, se folosesc soluții apoase. Acestea vor fi discutate în continuare (cu excepția cazului în care se face o rezervare corespunzătoare).

Ce se întâmplă când diferite substanțe se dizolvă în apă? De ce unele substanțe se dizolvă bine în apă, în timp ce altele se dizolvă prost? Ce determină solubilitatea - capacitatea unei substanțe de a se dizolva în apă?

Să ne imaginăm că o bucată de zahăr este pusă într-un pahar cu apă caldă. A rămas acolo, s-a micșorat și... a dispărut. Unde? Este încălcată legea conservării materiei (masa ei, energia)? Nu. Luați o înghițitură din soluția rezultată și vă veți convinge că apa este dulce și zahărul nu a dispărut. Dar de ce nu este vizibil?

Faptul este că în timpul dizolvării are loc zdrobirea (măcinarea) substanței. În acest caz, o bucată de zahăr s-a descompus în molecule, dar nu le putem vedea. Da, dar de ce zahărul care se află pe masă nu se descompune în molecule? De ce nici o bucată de margarină scufundată în apă nu dispare? Dar pentru că fragmentarea substanței solubile are loc sub influența unui solvent, de exemplu a apei. Dar solventul va putea „trage” cristalul, substanța solidă, în molecule dacă reușește să „prindă” aceste particule. Cu alte cuvinte, atunci când o substanță se dizolvă trebuie să existe interacțiunea dintre substanță și solvent.

Când este posibilă o astfel de interacțiune? Numai în cazul în care structura substanțelor (atât cea solubilă, cât și cea a solventului) este similară. Regula alchimiștilor este cunoscută de mult timp: „asemenea se dizolvă în asemănător”. În exemplele noastre, moleculele de zahăr sunt polare și există anumite forțe de interacțiune între ele și moleculele polare de apă. Nu există astfel de forțe între moleculele de grăsime nepolare și moleculele polare de apă. Prin urmare, grăsimile nu se dizolvă în apă. Prin urmare, solubilitatea depinde de natura solutului și a solventului.

Ca rezultat al interacțiunii dintre solut și apă, se formează compuși - hidratează. Acestea pot fi conexiuni foarte puternice:

Astfel de compuși există ca substanțe individuale: baze, acizi care conțin oxigen. Desigur, în timpul formării acestor compuși, apar legături chimice puternice și se eliberează căldură. Deci, atunci când CaO (var nestins) este dizolvat în apă, se eliberează atât de multă căldură încât amestecul fierbe.

Dar de ce, atunci când zahărul sau sarea se dizolvă în apă, soluția rezultată nu se încălzește? În primul rând, nu toți hidrații sunt la fel de puternici ca acid sulfuric sau hidroxid de calciu. Există hidrați de săruri (hidrati de cristal), care se descompun ușor la încălzire:

În al doilea rând, în timpul dizolvării, așa cum sa menționat deja, are loc un proces de zdrobire. Și aceasta consumă energie și absoarbe căldură.

Deoarece ambele procese au loc simultan, soluția se poate încălzi sau se poate răci, în funcție de procesul care predomină.

Sarcina 5.1. Determinați ce proces - zdrobire sau hidratare - predomină în fiecare caz:

a) la dizolvarea acidului sulfuric în apă, dacă soluția este încălzită;

b) când azotat de amoniu este dizolvat în apă, dacă soluția s-a răcit;

c) când sarea de masă este dizolvată în apă, dacă temperatura soluției rămâne practic neschimbată.

Deoarece temperatura soluției se modifică în timpul dizolvării, este firesc să presupunem că solubilitatea depinde de temperatură. Într-adevăr, solubilitatea majorității solidelor crește odată cu încălzirea. Solubilitatea gazelor scade la încălzire. De aceea solide de obicei dizolvate în apă caldă sau fierbinte, în timp ce băuturile carbogazoase sunt păstrate la rece.

Solubilitate(capacitatea de a dizolva) substanțe nu depinde de măcinarea substanței sau de intensitatea amestecării. Dar prin creșterea temperaturii, măcinarea substanței, amestecarea soluției finite, puteți accelera procesul de dizolvare. Prin modificarea condițiilor de obținere a soluției se pot obține soluții de diferite compoziții. Desigur, există o limită, la atingerea căreia este ușor de descoperit că substanța nu mai este solubilă în apă. Această soluție se numește bogat. Pentru substanțele foarte solubile, o soluție saturată va conține o mulțime de substanțe dizolvate. Astfel, o soluție saturată de KNO 3 la 100 °C conține 245 g de sare la 100 g de apă (în 345 g de soluție), aceasta concentrat soluţie. Soluțiile saturate de substanțe slab solubile conțin mase neglijabile de compuși dizolvați. Astfel, o soluție saturată de clorură de argint conține 0,15 mg de AgCl în 100 g de apă. Aceasta este foarte diluat soluţie.

Astfel, dacă o soluție conține multă substanță dizolvată în raport cu solventul, se numește concentrată, dacă este puțină substanță, se numește diluată. Foarte des, proprietățile sale și, prin urmare, aplicarea sa, depind de compoziția soluției.

Deci, o soluție diluată acid acetic(oțetul de masă) este folosit ca aromă, iar o soluție concentrată a acestui acid (esență acetică atunci când este luată pe cale orală) poate provoca arsuri fatale.

Pentru a reflecta compoziția cantitativă a soluțiilor, utilizați o valoare numită fracția de masă a soluției :

Unde m(v-va) – masa de dizolvat în soluție; m(r-ra) – greutate totală o soluție care conține o substanță dizolvată și un solvent.

Deci, dacă 100 g de oțet conțin 6 g de acid acetic, atunci vorbim de o soluție de 6% de acid acetic (acesta este oțet de masă). Metodele de rezolvare a problemelor folosind conceptul de fracție de masă a soluției vor fi discutate în capitolul 8.

Concluzii pentru capitolul 5. Soluțiile sunt amestecuri omogene formate din cel puțin două substanțe, dintre care una se numește solvent, cealaltă este o substanță dizolvată. Când este dizolvată, această substanță interacționează cu solventul, datorită căruia soluția este zdrobită. Compoziția unei soluții este exprimată folosind fracția de masă a soluției din soluție.

* Aceste perechi de electroni apar la intersecția norilor de electroni.

Va urma

Ca urmare a studierii acestui subiect, veți învăța: De ce molecula de apă este polară? dioxid de carbon- Nu. Care este valența maximă a azotului în compuși. De ce apa are puncte de topire și de fierbere anormal de ridicate? Ca urmare a studierii acestui subiect, veți învăța: Determinați natura legăturii chimice (polar și nepolar covalent, ionic, hidrogen, metalic) în diverși compuși. Determinați forma geometrică a moleculelor pe baza unei analize a structurii lor electronice folosind idei despre hibridizarea orbitalilor atomici. Preziceți proprietățile substanțelor pe baza informațiilor despre natura legăturilor chimice și tipurile de rețele cristaline. Întrebări de studiu:

5.1. Legătură covalentă

O legătură chimică se formează atunci când doi sau mai mulți atomi se unesc dacă, ca urmare a interacțiunii lor, are loc o scădere energie totală sisteme. Cele mai stabile configurații electronice ale învelișurilor de electroni exterioare ale atomilor sunt cele ale atomilor de gaz nobil, constând din doi sau opt electroni. Învelișurile de electroni exterioare ale atomilor altor elemente conțin de la unu până la șapte electroni, adică sunt neterminate. Când se formează o moleculă, atomii tind să dobândească o înveliș stabilă de doi sau opt electroni. Electronii de valență ai atomilor participă la formarea unei legături chimice.

Covalenta este o legătură chimică între doi atomi, care este formată din perechi de electroni care aparțin simultan acestor doi atomi.

Există două mecanisme de formare a legăturilor covalente: schimbul și donor-acceptor.

5.1.1. Mecanismul de schimb al formării legăturilor covalente

Mecanism de schimb Formarea unei legături covalente se realizează datorită suprapunerii norilor de electroni de electroni aparținând diferiților atomi. De exemplu, când doi atomi de hidrogen se apropie unul de celălalt, orbitalii electronilor 1s se suprapun. Ca urmare, apare o pereche comună de electroni, aparținând simultan ambilor atomi. În acest caz, o legătură chimică este formată din electroni cu spin antiparalel, Fig. 5.1.

Orez. 5.1. Formarea unei molecule de hidrogen din doi atomi de H

5.1.2. Mecanism donor-acceptor pentru formarea legăturilor covalente

Cu mecanismul donor-acceptor al formării legăturilor covalente, legătura se formează și folosind perechi de electroni. Cu toate acestea, în acest caz, un atom (donator) își oferă perechea de electroni, iar celălalt atom (acceptor) participă la formarea legăturii cu orbitalul său liber. Un exemplu de implementare a unei legături donor-acceptor este formarea ionului de amoniu NH 4 + în timpul interacțiunii amoniacului NH 3 cu cationul de hidrogen H +.

În molecula de NH 3, trei perechi de electroni formează trei legături N – H, a patra pereche de electroni aparținând atomului de azot este singură. Această pereche de electroni poate forma o legătură cu un ion de hidrogen care are un orbital neocupat. Rezultatul este ionul de amoniu NH4+, Fig. 5.2.

Orez. 5.2. Apariția unei legături donor-acceptor în timpul formării ionului de amoniu

Trebuie remarcat faptul că cele patru legături covalente N–H existente în ionul NH 4 + sunt echivalente. În ionul de amoniu este imposibil să se identifice o legătură formată prin mecanismul donor-acceptor.

5.1.3. Legături covalente polare și nepolare

Dacă o legătură covalentă este formată din atomi identici, atunci perechea de electroni este situată la aceeași distanță între nucleele acestor atomi. O astfel de legătură covalentă se numește nepolară. Exemple de molecule cu o legătură covalentă nepolară sunt H2, Cl2, O2, N2 etc.

În cazul unei legături covalente polare, perechea de electroni partajată este deplasată la atomul cu electronegativitate mai mare. Acest tip de legătură se realizează în molecule formate din diferiți atomi. O legătură covalentă polară are loc în moleculele de HCl, HBr, CO, NO etc. De exemplu, formarea unei legături covalente polare într-o moleculă de HCl poate fi reprezentată printr-o diagramă, Fig. 5.3:

Orez. 5.3. Formarea unei legături polare covalente în molecula HC1

În molecula luată în considerare, perechea de electroni este deplasată la atomul de clor, deoarece electronegativitatea sa (2.83) este mai mare decât electronegativitatea atomului de hidrogen (2.1).

5.1.4. Momentul dipol și structura moleculară

O măsură a polarității unei legături este momentul ei dipol μ:

μ = e l,

Unde e- sarcina electronilor, l– distanța dintre centrele sarcinilor pozitive și negative.

Momentul dipol este o mărime vectorială. Conceptele de „moment de dipol de legătură” și „moment de dipol al moleculei” coincid numai pentru moleculele biatomice. Momentul dipol al unei molecule este egal cu suma vectorială a momentelor dipolare ale tuturor legăturilor. Astfel, momentul dipol al unei molecule poliatomice depinde de structura acesteia.

Într-o moleculă de CO 2 liniară, de exemplu, fiecare dintre legăturile C–O este polară. Totuși, molecula de CO 2 este în general nepolară, deoarece momentele dipolare ale legăturilor se anulează reciproc (Fig. 5.4). Momentul dipolar al moleculei de dioxid de carbon este m = 0.

În molecula unghiulară de H2O, legăturile polare H–O sunt situate la un unghi de 104,5 o. Suma vectorială Momentele dipolare a două legături H–O sunt exprimate prin diagonala paralelogramului (Fig. 5.4). Ca urmare, momentul dipol al moleculei de apă m nu este egal cu zero.

Orez. 5.4. Momentele dipolare ale moleculelor de CO 2 și H 2 O

5.1.5. Valența elementelor în compușii cu legături covalente

Valența atomilor este determinată de numărul de electroni nepereche care participă la formarea perechilor de electroni comuni cu electronii altor atomi. Având un electron nepereche pe stratul exterior de electroni, atomii de halogen din moleculele F2, HCl, PBr3 și CCl4 sunt monovalenți. Elementele subgrupului de oxigen conțin doi electroni nepereche în stratul exterior, prin urmare în compuși precum O2, H2O, H2S și SCl2 sunt divalenți.

Deoarece, pe lângă legăturile covalente obișnuite, o legătură poate fi formată în molecule printr-un mecanism donor-acceptor, valența atomilor depinde și de prezența perechilor de electroni singuri și a orbitalilor de electroni liberi. O măsură cantitativă a valenței este numărul de legături chimice prin care un anumit atom este conectat la alți atomi.

Valența maximă a elementelor, de regulă, nu poate depăși numărul grupului în care sunt situate. Excepție fac elementele subgrupului secundar al primului grup Cu, Ag, Au, a căror valență în compuși este mai mare de unu. Electronii de valență includ în primul rând electronii straturilor exterioare, cu toate acestea, pentru elementele subgrupurilor laterale, electronii penultimului strat (pre-exterior) participă și ei la formarea unei legături chimice.

5.1.6. Valenta elementelor in stari normale si excitate

Valenta majoritatii elemente chimice depinde dacă aceste elemente sunt în stare normală sau excitată. Configurația electronică a atomului de Li: 1s 2 2s 1. Atomul de litiu de la nivelul exterior are un electron nepereche, adică. litiul este monovalent. Este necesară o cheltuială foarte mare de energie asociată cu tranziția electronului 1s la orbitalul 2p pentru a obține litiu trivalent. Această cheltuială de energie este atât de mare încât nu este compensată de energia eliberată în timpul formării legăturilor chimice. În acest sens, nu există compuși trivalenți de litiu.

Configurația stratului electronic exterior al elementelor subgrupului de beriliu ns 2. Aceasta înseamnă că în stratul exterior de electroni al acestor elemente din orbitalul celulei ns există doi electroni cu spini opuși. Elementele subgrupului de beriliu nu conțin electroni nepereche, deci valența lor în stare normală este zero. În starea excitată, configurația electronică a elementelor subgrupului de beriliu este ns 1 nр 1, adică. elementele formează compuși în care sunt divalenți.

Posibilitățile de valență ale atomului de bor

Să luăm în considerare configurația electronică a atomului de bor în starea fundamentală: 1s 2 2s 2 2p 1. Atomul de bor în starea fundamentală conține un electron nepereche (Fig. 5.5), adică. este monovalent. Totuși, borul nu se caracterizează prin formarea de compuși în care este monovalent. Când un atom de bor este excitat, un electron 2s trece la un orbital 2p (Fig. 5.5). Un atom de bor în stare excitată are 3 electroni nepereche și poate forma compuși în care valența sa este de trei.

Orez. 5.5. Stări de valență ale atomului de bor în stări normale și excitate

Energia cheltuită pentru tranziția unui atom la o stare excitată într-un singur nivel de energie, de regulă, este mai mult decât compensată de energia eliberată în timpul formării de legături suplimentare.

Datorită prezenței unui orbital 2p liber în atomul de bor, borul din compuși poate forma o a patra legătură covalentă, acționând ca un acceptor de pereche de electroni. Figura 5.6 arată modul în care molecula BF interacționează cu ionul F –, rezultând formarea ionului –, în care borul formează patru legături covalente.

Orez. 5.6. Mecanism donor-acceptor pentru formarea celei de-a patra legături covalente la atomul de bor

Posibilitățile de valență ale atomului de azot

Sa luam in considerare structura electronica atom de azot (fig. 5.7).

Orez. 5.7. Distribuția electronilor în orbitalii atomului de azot

Din diagrama prezentată este clar că azotul are trei electroni nepereche, poate forma trei legături chimice și valența sa este de trei. Tranziția atomului de azot la o stare excitată este imposibilă, deoarece al doilea nivel de energie nu conține orbitali d. În același timp, atomul de azot poate furniza o pereche de electroni singuri de electroni exteriori 2s 2 unui atom care are un orbital liber (acceptor). Ca urmare, apare o a patra legătură chimică a atomului de azot, așa cum este cazul, de exemplu, în ionul de amoniu (Fig. 5.2). Astfel, covalența maximă (numărul de legături covalente formate) a unui atom de azot este de patru. În compușii săi, azotul, spre deosebire de alte elemente din grupa a cincea, nu poate fi pentavalent.

Posibilitățile de valență ale atomilor de fosfor, sulf și halogen

Spre deosebire de atomii de azot, oxigen si fluor, atomii de fosfor, sulf si clor situati in a treia perioada au celule 3d libere catre care se pot transfera electronii. Când un atom de fosfor este excitat (Fig. 5.8), are 5 electroni nepereche pe stratul său exterior de electroni. Ca rezultat, în compuși, atomul de fosfor poate fi nu numai tri-, ci și pentavalent.

Orez. 5.8. Distribuția electronilor de valență în orbitali pentru un atom de fosfor în stare excitată

În starea excitată, sulful, pe lângă o valență de două, prezintă și o valență de patru și șase. În acest caz, electronii 3p și 3s sunt perechi secvențial (Fig. 5.9).

Orez. 5.9. Posibilitățile de valență ale unui atom de sulf în stare excitată

În starea excitată, pentru toate elementele subgrupului principal al grupului V, cu excepția fluorului, este posibilă împerecherea secvențială a primelor perechi de electroni p- și apoi s-. Ca urmare, aceste elemente devin tri-, penta- și heptavalente (Fig. 5.10).

Orez. 5.10. Posibilitățile de valență ale atomilor de clor, brom și iod în stare excitată

5.1.7. Lungimea, energia și direcția unei legături covalente

Legăturile covalente se formează de obicei între atomi nemetalici. Principalele caracteristici ale unei legături covalente sunt lungimea, energia și direcția.

Lungimea legăturii covalente

Lungimea unei legături este distanța dintre nucleele atomilor care formează această legătură. Se determină prin metode fizice experimentale. Lungimea legăturii poate fi estimată folosind regula aditivității, conform căreia lungimea legăturii în molecula AB este aproximativ egală cu jumătate din suma lungimilor legăturilor din moleculele A 2 și B 2:

.

De sus în jos pe subgrupe tabelul periodic elementelor, lungimea legăturii chimice crește deoarece razele atomilor cresc în această direcție (Tabelul 5.1). Pe măsură ce multiplicitatea legăturilor crește, lungimea acesteia scade.

Tabelul 5.1.

Lungimea unor legături chimice

Legătură chimică	Lungimea linkului, pm	Legătură chimică	Lungimea linkului, pm
		C – C

Energia de comunicare

O măsură a rezistenței legăturii este energia legăturii. Energia de comunicare determinată de energia necesară pentru a rupe o legătură și a îndepărta atomii care formează acea legătură la o distanță infinit de mare unul de celălalt. Legătura covalentă este foarte puternică. Energia sa variază de la câteva zeci la câteva sute de kJ/mol. Pentru o moleculă IСl 3, de exemplu, Ebond este ≈40, iar pentru moleculele de N 2 și CO Ebond este ≈1000 kJ/mol.

De sus în jos, de-a lungul subgrupurilor sistemului periodic de elemente, energia unei legături chimice scade, deoarece lungimea legăturii crește în această direcție (Tabelul 5.1). Pe măsură ce multiplicitatea legăturilor crește, energia acesteia crește (Tabelul 5.2).

Tabelul 5.2.

Energiile unor legături chimice

Legătură chimică	energie de comunicare,	Legătură chimică	energie de comunicare,
		C – C

Saturația și direcționalitatea legăturilor covalente

Cele mai importante proprietăți ale unei legături covalente sunt saturația și direcționalitatea acesteia. Saturabilitatea poate fi definită ca fiind capacitatea atomilor de a forma un număr limitat de legături covalente. Astfel, un atom de carbon poate forma doar patru legături covalente, iar un atom de oxigen poate forma două. Numărul maxim de legături covalente obișnuite pe care le poate forma un atom (excluzând legăturile formate prin mecanismul donor-acceptor) este egal cu numărul de electroni nepereche.

Legăturile covalente au o orientare spațială, deoarece suprapunerea orbitalilor în timpul formării unei singure legături are loc de-a lungul liniei care leagă nucleele atomice. Aranjare spatiala Orbitii electroni ai unei molecule determină geometria acesteia. Unghiurile dintre legăturile chimice se numesc unghiuri de legătură.

Saturația și direcționalitatea unei legături covalente distinge această legătură de o legătură ionică, care, spre deosebire de o legătură covalentă, este nesaturată și nedirecțională.

Structura spațială a moleculelor de H 2 O și NH 3

Să luăm în considerare direcția unei legături covalente folosind exemplul moleculelor de H 2 O și NH 3.

Molecula de H 2 O este formată dintr-un atom de oxigen și doi atomi de hidrogen. Atomul de oxigen are doi electroni p neperechi, care ocupă doi orbitali situati în unghi drept unul față de celălalt. Atomii de hidrogen au electroni 1s nepereche. Unghiul dintre legăturile formate de electroni p ar trebui să fie apropiat de unghiul dintre orbitalii electronilor p. Cu toate acestea, experimental, s-a descoperit că unghiul dintre legăturile O–H dintr-o moleculă de apă este de 104,50. Creșterea unghiului față de unghiul de 90 o poate fi explicată prin forțele de respingere care acționează între atomii de hidrogen, Fig. 5.11. Astfel, molecula de H 2 O are o formă unghiulară.

Trei electroni p neperechi ai atomului de azot, ai căror orbitali sunt localizați în trei direcții reciproc perpendiculare, participă la formarea moleculei de NH3. Prin urmare, cele trei legături N–H ar trebui să fie situate la unghiuri una față de cealaltă aproape de 90° (Fig. 5.11). Valoarea experimentală a unghiului dintre legăturile din molecula de NH3 este 107,3°. Diferența dintre unghiurile dintre legături și valorile teoretice se datorează, ca și în cazul moleculei de apă, respingerii reciproce a atomilor de hidrogen. În plus, schemele prezentate nu iau în considerare posibilitatea participării a doi electroni în orbitalii 2s la formarea legăturilor chimice.

Orez. 5.11. Suprapunerea orbitalilor electronici în timpul formării legăturilor chimice în moleculele de H 2 O (a) și NH 3 (b)

Să luăm în considerare formarea moleculei BeC1 2. Un atom de beriliu în stare excitată are doi electroni nepereche: 2s și 2p. Se poate presupune că atomul de beriliu ar trebui să formeze două legături: o legătură formată de electronul s și o legătură formată de electronul p. Aceste legături trebuie să aibă energii diferite și lungimi diferite. În acest caz, molecula de BeCl 2 nu ar trebui să fie liniară, ci unghiulară. Totuși, experiența arată că molecula de BeCl 2 are o structură liniară și ambele legături chimice din ea sunt echivalente. O situație similară se observă atunci când se consideră structura moleculelor BCl 3 și CCl 4 - toate legăturile din aceste molecule sunt echivalente. Molecula BC1 3 are o structură plată, CC1 4 are o structură tetraedrică.

Pentru a explica structura moleculelor precum BeCl 2, BCl 3 și CCl 4, Pauling și Slater(SUA) a introdus conceptul de hibridizare a orbitalilor atomici. Ei au propus înlocuirea mai multor orbitali atomici, care nu diferă foarte mult în energia lor, cu același număr de orbitali echivalenti, numiți hibridi. Acești orbitali hibrizi sunt alcătuiți din orbitali atomici ca rezultat al combinației lor liniare.

Potrivit lui L. Pauling, atunci când legăturile chimice sunt formate de un atom având electroni de diferite tipuri într-un strat și, prin urmare, nu foarte diferiți în ceea ce privește energia lor (de exemplu, s și p), este posibilă modificarea configurației orbitalilor. de diferite tipuri, în care are loc alinierea lor în formă și energie . Ca rezultat, se formează orbitali hibrizi care au o formă asimetrică și sunt foarte alungiți pe o parte a nucleului. Este important de subliniat faptul că modelul de hibridizare este utilizat atunci când electroni de diferite tipuri, de exemplu s și p, sunt implicați în formarea legăturilor.

5.1.8.2. Diferite tipuri de hibridizare orbitală atomică

hibridizarea sp

Hibridizarea unuia s- și unul R- orbitali ( sp- hibridizare) se realizează, de exemplu, în timpul formării clorurii de beriliu. După cum se arată mai sus, într-o stare excitată, un atom Be are doi electroni nepereche, dintre care unul ocupă orbitalul 2s, iar celălalt ocupă orbitalul 2p. Când se formează o legătură chimică, acești doi orbitali diferiți sunt transformați în doi orbitali hibrizi identici, îndreptați la un unghi de 180° unul față de celălalt (Fig. 5.12). Aranjamentul liniar a doi orbitali hibrizi corespunde respingerii lor minime unul față de celălalt. Drept urmare, molecula BeCl 2 are o structură liniară - toți cei trei atomi sunt localizați pe aceeași linie.

Orez. 5.12. Diagrama suprapunerii orbitalelor electronilor în timpul formării unei molecule de BeCl2

Structura moleculei de acetilenă; legături sigma și pi

Să luăm în considerare o diagramă a suprapunerii orbitalilor electronici în timpul formării unei molecule de acetilenă. Într-o moleculă de acetilenă, fiecare atom de carbon este într-o stare sp-hibrid. Doi orbitali sp-hibrizi sunt situati la un unghi de 1800 unul fata de celalalt; ele formează o legătură σ între atomii de carbon și două legături σ cu atomii de hidrogen (Fig. 5.13).

Orez. 5.13. Schema de formare a legăturilor S într-o moleculă de acetilenă

O legătură σ este o legătură formată ca urmare a suprapunerii orbitalilor de electroni de-a lungul unei linii care leagă nucleele atomilor.

Fiecare atom de carbon din molecula de acetilenă conține încă doi electroni p, care nu participă la formarea legăturilor σ. Norii de electroni ai acestor electroni sunt localizați în planuri reciproc perpendiculare și, suprapunându-se unul pe altul, formează încă două legături π între atomii de carbon datorită suprapunerii laterale a nehibrizilor. R–nori (Fig. 5.14).

O legătură π este o legătură chimică covalentă formată ca urmare a creșterii densității electronilor de fiecare parte a liniei care leagă nucleele atomilor.

Orez. 5.14. Schema formării legăturilor σ - și π - în molecula de acetilenă.

Astfel, în molecula de acetilenă, între atomii de carbon se formează o legătură triplă, care constă dintr-o legătură σ - și două legături π -; σ -legăturile sunt mai puternice decât legăturile π.

hibridizare sp2

Structura moleculei de BCl 3 poate fi explicată în termeni de sp 2- hibridizare. Un atom de bor în stare excitată pe stratul exterior de electroni conține un electron s și doi electroni p, adică. trei electroni nepereche. Acești trei nori de electroni pot fi transformați în trei orbitali hibrizi echivalenti. Repulsia minimă a trei orbitali hibrizi unul față de celălalt corespunde locației lor în același plan la un unghi de 120 o unul față de celălalt (Fig. 5.15). Astfel, molecula de BCl 3 are o formă plată.

Orez. 5.15. Structura plată a moleculei de BCl 3

sp 3 - hibridizare

Orbitalii de valență ai atomului de carbon (s, р x, р y, р z) pot fi transformați în patru orbitali hibrizi echivalenti, care sunt localizați în spațiu la un unghi de 109,5 o unul față de celălalt și direcționați către vârfurile tetraedrului , în centrul căruia se află nucleul atomului de carbon (Fig. 5.16).

Orez. 5.16. Structura tetraedrică a moleculei de metan

5.1.8.3. Hibridarea implicând perechi de electroni singuri

Modelul de hibridizare poate fi folosit pentru a explica structura moleculelor care, pe lângă cele de legătură, conțin și perechi de electroni singuri. În moleculele de apă și amoniac, numărul total de perechi de electroni ale atomului central (O și N) este de patru. În același timp, o moleculă de apă are doi, iar o moleculă de amoniac are o singură pereche de electroni. Formarea legăturilor chimice în aceste molecule poate fi explicată presupunând că perechile singure de electroni pot umple și orbitalii hibrizi. Perechile de electroni singuri ocupă mult mai mult spațiu în spațiu decât cele de legătură. Ca urmare a repulsiei care apare între perechile de electroni singuri și de legătură, unghiurile de legătură din moleculele de apă și amoniac scad, care se dovedesc a fi mai mici de 109,5 o.

Orez. 5.17. sp 3 – hibridizare care implică perechi de electroni singuri în molecule H 2 O (A) și NH 3 (B)

5.1.8.4. Stabilirea tipului de hibridizare și determinarea structurii moleculelor

Pentru a stabili tipul de hibridizare și, în consecință, structura moleculelor, trebuie folosite următoarele reguli.

1. Tipul de hibridizare a atomului central, care nu conține perechi singure de electroni, este determinat de numărul de legături sigma. Dacă există două astfel de legături, are loc hibridizarea sp, hibridizarea trei - sp 2, hibridizarea patru - sp 3. Perechile de electroni singuri (în absența legăturilor formate prin mecanismul donor-acceptor) sunt absente în moleculele formate din atomi de beriliu, bor, carbon, siliciu, adică. în elementele principalelor subgrupe II - IV grupe.

2. Dacă atomul central conține perechi de electroni singuri, atunci numărul de orbitali hibrizi și tipul de hibridizare sunt determinate de suma numărului de legături sigma și a numărului de perechi de electroni singuri. Hibridizarea care implică perechi de electroni singuri are loc în molecule formate din atomi de azot, fosfor, oxigen, sulf, i.e. elemente ale principalelor subgrupe ale grupelor V și VI.

3. Forma geometrică a moleculelor este determinată de tipul de hibridizare a atomului central (Tabelul 5.3).

Tabelul 5.3.

Unghiuri de legătură, forma geometrică a moleculelor în funcție de numărul de orbitali hibrizi și de tipul de hibridizare a atomului central

5.2. Legătură ionică

Legătura ionică are loc prin atracție electrostatică între ionii încărcați opus. Acești ioni se formează ca urmare a transferului de electroni de la un atom la altul. O legătură ionică se formează între atomii care au diferențe mari de electronegativitate (de obicei mai mari de 1,7 pe scara Pauling), de exemplu, între atomii de metal alcalin și de halogen.

Să luăm în considerare apariția unei legături ionice folosind exemplul formării NaCl. Din formulele electronice ale atomilor Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 și Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 este clar că pentru a completa nivelul exterior, este mai ușor pentru atomul de sodiu să cedeze un electron decât să adauge șapte și este mai ușor pentru atomul de clor să adauge unul, decât să dea șapte. ÎN reacții chimice Atomul de sodiu cedează un electron, iar atomul de clor îl acceptă. Ca urmare, învelișurile electronice ale atomilor de sodiu și clor sunt transformate în învelișuri electronice stabile de gaze nobile (configurația electronică a cationului de sodiu este Na + 1s 2 2s 2 2p 6, iar configurația electronică a anionului de clor Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Interacțiunea electrostatică a ionilor duce la formarea unei molecule de NaCl.

Caracteristicile de bază ale legăturilor ionice și proprietățile compușilor ionici

1. O legătură ionică este o legătură chimică puternică. Energia acestei legături este de ordinul 300 – 700 kJ/mol.

2. Spre deosebire de o legătură covalentă, o legătură ionică este nedirectional, deoarece un ion poate atrage ionii de semn opus față de sine în orice direcție.

3. Spre deosebire de o legătură covalentă, o legătură ionică este nesaturat, deoarece interacțiunea ionilor de semn opus nu duce la compensarea reciprocă completă a câmpurilor lor de forță.

4. În timpul formării moleculelor cu o legătură ionică, transferul complet de electroni nu are loc, prin urmare, legături ionice sută la sută nu există în natură. În molecula de NaCl, legătura chimică este doar 80% ionică.

5. Compușii cu legături ionice sunt solizi substanțe cristaline, având puncte de topire și de fierbere ridicate.

6. Majoritatea compuşilor ionici sunt solubili în apă. Se efectuează soluții și topituri de compuși ionici electricitate.

5.3. Conexiune metalica

Atomii de metal la nivelul energetic exterior conțin un număr mic de electroni de valență. Deoarece energia de ionizare a atomilor de metal este scăzută, electronii de valență sunt slab reținuți în acești atomi. Ca rezultat, ionii încărcați pozitiv și electronii liberi apar în rețeaua cristalină a metalelor. În acest caz, cationii metalici sunt localizați în nodurile rețelei lor cristaline, iar electronii se mișcă liber în câmpul centrilor pozitivi formând așa-numitul „gaz de electroni”. Prezența unui electron încărcat negativ între doi cationi face ca fiecare cation să interacționeze cu acest electron. Astfel, legătura metalică este legătura dintre ionii pozitivi din cristalele metalice, care are loc prin atracția electronilor care se mișcă liber în tot cristalul.

Deoarece electronii de valență dintr-un metal sunt distribuiți uniform în întregul cristal, o legătură metalică, ca o legătură ionică, este o legătură nedirecțională. Spre deosebire de o legătură covalentă, o legătură metalică este o legătură nesaturată. Din legătura covalentă conexiune metalica Diferă și ca putere. Energia unei legături metalice este de aproximativ trei până la patru ori mai mică decât energia unei legături covalente.

Datorită mobilității mari a gazului de electroni, metalele se caracterizează printr-o conductivitate electrică și termică ridicată.

5.4. Legătură de hidrogen

În moleculele compuşilor HF, H 2 O, NH 3, există legături de hidrogen cu un element puternic electronegativ (H–F, H–O, H–N). Între moleculele unor astfel de compuși se pot forma legături intermoleculare de hidrogen. În unele molecule organice care conțin legături H-O, H-N, legături de hidrogen intramoleculare.

Mecanismul de formare a legăturii de hidrogen este parțial electrostatic, parțial de natură donor-acceptor. În acest caz, donorul perechii de electroni este un atom al unui element puternic electronegativ (F, O, N), iar acceptorul sunt atomii de hidrogen conectați la acești atomi. Ca și legăturile covalente, legăturile de hidrogen se caracterizează prin se concentrezeîn spaţiu şi saturabilitate.

Legăturile de hidrogen sunt de obicei notate cu puncte: H ··· F. Cu cât legătura de hidrogen este mai puternică, cu atât electronegativitatea atomului partener este mai mare și dimensiunea acestuia este mai mică. Este caracteristic în primul rând compușilor cu fluor, precum și oxigenului, într-o măsură mai mică azotul și, într-o măsură și mai mică, clorului și sulfului. Energia legăturii de hidrogen se modifică, de asemenea, în consecință (Tabelul 5.4).

Tabelul 5.4.

Valorile medii ale energiilor legăturilor de hidrogen

Legături de hidrogen intermoleculare și intramoleculare

Datorită legăturilor de hidrogen, moleculele se combină în dimeri și asociați mai complexi. De exemplu, formarea unui dimer de acid formic poate fi reprezentată prin următoarea diagramă (Fig. 5.18).

Orez. 5.18. Formarea legăturilor de hidrogen intermoleculare în acidul formic

În apă pot apărea lanțuri lungi de (H 2 O) n asociați (Fig. 5.19).

Orez. 5.19. Formarea unui lanț de asociați în apa lichidă datorită legăturilor de hidrogen intermoleculare

Fiecare moleculă de H2O poate forma patru legături de hidrogen, dar o moleculă de HF poate forma doar două.

Legăturile de hidrogen pot apărea atât între diferite molecule (legături de hidrogen intermoleculare), cât și în interiorul unei molecule (legături de hidrogen intramoleculare). Exemple de formare de legături intramoleculare pentru unii materie organică sunt prezentate în Fig. 5.20.

Orez. 5.20. Formarea legăturilor de hidrogen intramoleculare în molecule de diferite compusi organici

Influența legăturilor de hidrogen asupra proprietăților substanțelor

Cel mai convenabil indicator al existenței legăturilor de hidrogen intermoleculare este punctul de fierbere al unei substanțe. Punctul de fierbere mai mare al apei (100 o C în comparație cu compușii cu hidrogen ai elementelor din subgrupa oxigenului (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) se explică prin prezența legăturilor de hidrogen: trebuie cheltuită energie suplimentară pentru distrugerea intermoleculară. legături de hidrogen în apă.

Legăturile de hidrogen pot afecta semnificativ structura și proprietățile substanțelor. Existența legăturilor de hidrogen intermoleculare crește punctele de topire și de fierbere ale substanțelor. Prezența unei legături de hidrogen intramoleculară face ca molecula de acid dezoxiribonucleic (ADN) să fie pliată într-o dublă helix în apă.

Legăturile de hidrogen joacă, de asemenea, un rol important în procesele de dizolvare, deoarece solubilitatea depinde și de capacitatea unui compus de a forma legături de hidrogen cu solventul. Ca rezultat, substanțele care conțin grupe OH, cum ar fi zahăr, glucoză, alcooli, acizi carboxilici, de regulă, sunt foarte solubile în apă.

5.5. Tipuri de rețele cristaline

Solidele au de obicei o structură cristalină. Particulele care alcătuiesc cristalele (atomi, ioni sau molecule) sunt situate în puncte strict definite din spațiu, formând o rețea cristalină. Rețeaua cristalină este formată din celule elementare care păstrează caracteristicile structurale caracteristice unei rețele date. Se numesc punctele în care sunt localizate particulele nodurile rețelei cristaline. În funcție de tipul de particule situate la locurile rețelei și de natura conexiunii dintre acestea, se disting 4 tipuri de rețele cristaline.

5.5.1. Rețea cristalină atomică

La nodurile rețelelor cristaline atomice există atomi legați între ei prin legături covalente. Substanțele care au o rețea atomică includ diamantul, siliciul, carburile, siliciurile etc. În structura unui cristal atomic este imposibil să izolați molecule individuale; întregul cristal este considerat ca o moleculă gigantică. Structura diamantului este prezentată în Fig. 5.21. Diamantul este format din atomi de carbon, fiecare fiind legat de patru atomi vecini. Datorită faptului că legaturi covalente puternice, toate substanțele care au rețele atomice sunt refractare, dure și slab volatile. Sunt ușor solubile în apă.

Orez. 5.21. Rețea cristalină de diamant

5.5.2. Rețea cristalină moleculară

La nodurile rețelelor cristaline moleculare există molecule legate între ele prin forțe intermoleculare slabe. Prin urmare, substanțele cu o rețea moleculară au duritate scăzută, sunt fuzibile, caracterizate printr-o volatilitate semnificativă, sunt ușor solubile în apă, iar soluțiile lor, de regulă, nu conduc curentul electric. Sunt cunoscute o mulțime de substanțe cu o rețea cristalină moleculară. Acestea sunt hidrogen solid, clor, monoxid de carbon (IV) și alte substanțe care sunt în stare gazoasă la temperaturi obișnuite. Majoritatea compușilor organici cristalini au o rețea moleculară.

5.5.3. Rețea cristalină ionică

Se numesc rețele de cristal care conțin ioni la nodurile lor ionic. Ele sunt formate din substanțe cu legături ionice, de exemplu, halogenuri de metale alcaline. În cristalele ionice, moleculele individuale nu pot fi distinse; întregul cristal poate fi considerat ca o singură macromoleculă. Legăturile dintre ioni sunt puternice, prin urmare substanțele cu rețea ionică au volatilitate scăzută și puncte de topire și fierbere ridicate. Rețeaua cristalină a clorurii de sodiu este prezentată în Fig. 5.22.

Orez. 5.22. Rețea cristalină de clorură de sodiu

În această figură, bilele luminoase sunt ioni Na +, bilele întunecate sunt ioni Cl –. În stânga în Fig. Figura 5.22 prezintă celula unitară a NaCl.

5.5.4. Rețea cristalină metalică

Metalele în stare solidă formează rețele cristaline metalice. Locurile unor astfel de rețele conțin ioni metalici pozitivi, iar electronii de valență se mișcă liber între ele. Electronii atrag electrostatic cationii, conferind astfel stabilitate rețelei metalice. Această structură de rețea determină conductivitatea termică ridicată, conductivitatea electrică și plasticitatea metalelor - în timpul deformării mecanice nu are loc ruperea legăturilor și distrugerea cristalului, deoarece ionii care îl compun par să plutească într-un nor de gaz de electroni. În fig. Figura 5.23 prezintă rețeaua cristalină de sodiu.

Orez. 5.23. Rețea cristalină de sodiu

DEFINIȚIE

Amoniac- nitrură de hidrogen.

Formula – NH3. Masă molară– 17 g/mol.

Proprietățile fizice ale amoniacului

Amoniacul (NH 3) este un gaz incolor cu un miros înțepător (miros de „amoniac”), mai ușor decât aerul, foarte solubil în apă (un volum de apă va dizolva până la 700 de volume de amoniac). Soluția concentrată de amoniac conține 25% (masă) amoniac și are o densitate de 0,91 g/cm3.

Legăturile dintre atomii din molecula de amoniac sunt covalente. Vedere generală a moleculei AB 3. Toți orbitalii de valență ai atomului de azot intră în hibridizare, prin urmare, tipul de hibridizare a moleculei de amoniac este sp 3. Amoniacul are o structură geometrică de tip AB 3 E - o piramidă trigonală (Fig. 1).

Orez. 1. Structura moleculei de amoniac.

Proprietățile chimice ale amoniacului

Din punct de vedere chimic, amoniacul este destul de activ: reacționează cu multe substanțe. Gradul de oxidare a azotului din amoniac „-3” este minim, astfel încât amoniacul prezintă doar proprietăți reducătoare.

Când amoniacul este încălzit cu halogeni, oxizi de metale grele și oxigen, se formează azot:

2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr

2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O

4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H2O

În prezența unui catalizator, amoniacul poate fi oxidat la oxid de azot (II):

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (catalizator - platină)

Spre deosebire de compușii cu hidrogen ai nemetalelor din grupele VI și VII, amoniacul nu prezintă proprietăți acide. Cu toate acestea, atomii de hidrogen din molecula sa sunt încă capabili să fie înlocuiți cu atomi de metal. Când hidrogenul este înlocuit complet cu un metal, se formează compuși numiți nitruri, care pot fi obținuți și prin interacțiunea directă a azotului cu metalul la temperaturi ridicate.

Principalele proprietăți ale amoniacului se datorează prezenței unei perechi singure de electroni pe atomul de azot. O soluție de amoniac în apă este alcalină:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH —

Când amoniacul interacționează cu acizii, se formează săruri de amoniu, care se descompun atunci când sunt încălzite:

NH3 + HCI = NH4CI

NH 4 Cl = NH 3 + HCl (când este încălzit)

Producția de amoniac

Există metode industriale și de laborator pentru producerea amoniacului. În laborator, amoniacul se obține prin acțiunea alcalinelor asupra soluțiilor de săruri de amoniu la încălzire:

NH4CI + KOH = NH3 + KCI + H2O

NH4 + + OH- = NH3 + H2O

Această reacție este calitativă pentru ionii de amoniu.

Aplicarea amoniacului

Producția de amoniac este una dintre cele mai importante procese tehnologice la nivel mondial. Aproximativ 100 de milioane de tone de amoniac sunt produse anual în lume. Amoniacul este eliberat sub formă lichidă sau sub formă de soluție apoasă 25% - apa cu amoniac. Principalele domenii de utilizare ale amoniacului sunt producția de acid azotic (producția ulterioară de îngrășăminte minerale care conțin azot), săruri de amoniu, uree, hexamină, fibre sintetice (nailon și nailon). Amoniacul este folosit ca agent frigorific în unitățile frigorifice industriale și ca agent de înălbire în curățarea și vopsirea bumbacului, lânii și mătăsii.

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

Exercițiu	Care este masa și volumul de amoniac care va fi necesar pentru a produce 5 tone de azotat de amoniu?
Soluţie	Să scriem ecuația pentru reacția de producere a azotatului de amoniu din amoniac și acid azotic: NH3 + HNO3 = NH4NO3 Conform ecuației reacției, cantitatea de substanță azotat de amoniu este egală cu 1 mol - v(NH 4 NO 3) = 1 mol. Apoi, masa de azotat de amoniu calculată din ecuația reacției: m(NH4NO3) = v(NH4NO3) × M(NH4NO3); m(NH4NO3) = 1×80 = 80 t Conform ecuației reacției, cantitatea de substanță amoniac este, de asemenea, egală cu 1 mol - v(NH 3) = 1 mol. Apoi, masa de amoniac calculată prin ecuația: m(NH3) = v(NH3)×M(NH3); m(NH3) = 1×17 = 17 t Să facem o proporție și să găsim masa de amoniac (practic): x g NH 3 – 5 t NH 4 NO 3 17 t NH 3 – 80 t NH 4 NO 3 x = 17×5/80 = 1,06 m(NH3) = 1,06 t Să facem o proporție similară pentru a găsi volumul de amoniac: 1,06 g NH 3 – x l NH 3 17 t NH 3 – 22,4×10 3 m 3 NH 3 x = 22,4×10 3 ×1,06 /17 = 1,4×10 3 V(NH 3) = 1,4 × 10 3 m 3
Răspuns	Masa de amoniac - 1,06 t, volum de amoniac - 1,4×10 m