Расположите в порядке увеличения прочности химической связи вещества: 4 Расположите в порядке увеличения прочности связи вещества с формулами S2, Cl2, N2 и обоснуйте правильность своего решения. Как будет изменяться длина связи в молекулах составленного вами ряда?

Содержание

Глава 2 | Пособие по химии для подготовки к ЕГЭ

§2.1. Ионная связь

Причиной, по которой одни атомы взаимодействуют с другими, является стремление к устойчивости, а в итоге – к минимуму энергии. Атомы стремятся приобрести восьмиэлектронную оболочку благородных газов. При взаимодействии атомов металлов с атомами неметаллов происходит полная передача валентных электронов от атома металла, легко теряющего электроны, к атому неметалла, способного присоединять электроны, и образуются противоположно заряженные ионы. Например, атомы натрия и хлора имеют электронные конфигурации:

Обозначим валентные электроны точками: Электронная схема образования NaCl:

Атом металла Na отдал валентный электрон атому хлора и оба атома при этом приобрели устойчивую внешнюю электронную оболочку благородных газов неона Ne и аргона Ar:

Как известно из физики, противоположно заряженные частицы притягиваются друг к другу и оказываются связанными друг с другом. Так возникает химическая связь, называемая ионной.

Химическая связь, образованная путем электростатического притяжения катионов и анионов, называется ионной.

Ион можно упрощенно представить в виде заряженного шарика, который любой точкой своей поверхности способен притянуть ион противоположного заряда, то есть один ион может притянуть столько противоположно заряженных ионов, сколько позволит его поверхность и даже больше; может образоваться второй, третий и последующие слои противоположно заряженнных ионов. Но с расстоянием сила притяжения уменьшается, связь с дальними ионами менее прочная, чем с первым слоем ионов. Из вышесказанного следует, что ионная связь не имеет направления (ненаправлена) и ненасыщаема.

В случае образования молекулы MgCl₂, атом магния, чтобы стать устойчивым, отдает два своих валентных электрона двум атомам хлора и превращается в двухзарядный катион:

Электронная схема образования MgCl

Рассмотрим образование молекулы MgO.
Расположение валентных электронов атома O: Атому кислорода не хватает двух электронов до устойчивой восьмиэлектронной оболочки. Забирая их у атома магния, он превращается в двухзарядный анион. С магнием кислород образует ионную химичес кую связь по схеме:

Вещества NaCl, MgO и MgCl₂ построены из ионов. Катионы чередуются с анионами. Понятие «молекула» применяется к ним условно.

Таким образом, ионная связь образуется между атомами металлов и атомами неметаллов.

Задания для закрепления

84) Самостоятельно составьте электронные схемы образования Na₂O, BaBr₂, CaS, KI, Li₃N.

§2.2. Ковалентная химическая связь.

Разновидности связи, характеристика связи.
Валентность. Степень окисления

Рассмотрим, как соединяются в молекулу два атома водорода.

Электронная конфигурация атома h2s¹ или: . Такое состояние атома неустойчиво. Положительное ядро атома водорода притягивает отрицательный электрон от другого атома водорода, два атома сближаются. При этом на определенном расстоянии друг от друга начинает действовать сила взаимного отталкивания ядер, которая возрастает при дальнейшем сближении атомов. Наконец, силы отталкивания и притяжения сравняются. При этом электронные облака двух атомов перекрываются:

Область перекрывания облаков лежит точно посередине между ядрами и удерживает их друг около друга, так как эта область повышенного отрицательного заряда.

Образовалась химическая связь. Механизм образования связи – обменный (один электрон – от одного атома, второй электрон – от другого). Область повышенной электронной плотности (область перекрывания облаков) означает, что оба электрона принадлежат двум атомам и чаще всего их можно обнаружить именно в этом пространстве между ядрами. Каждый атом приобрел устойчивую внешнюю электронную оболочку благородного газа гелия He.

Электронная схема образования молекулы H₂:

Заменив общую электронную пару черточкой, получим структурную формулу молекулы H₂:

Одна общая электронная пара равносильна одной химической связи. Так как каждый атом H образовал одну химическую связь, то он одновалентен. Валентность пишется римской цифрой над атомом.

Валентность – это число химических связей, образованных атомом.

Химическая связь, образованная за счет общей электронной пары, называется ковалентной.

По способу перекрывания электронных облаков ковалентные связи подразделяются на σ- (сигма) и (пи)-связи. В молекуле H₂ реализуется σ-связь. Химическая связь, при которой область перекрывания электронных облаков лежит на линии, соединяющей два ядра, называется сигма (σ)-связью. В данном случае перекрываются два s-облака, поэтому связь σ s-s.

В образовании химической связи в молекуле Cl₂ принимает участие неспаренный p-электрон каждого атома.

Электронная конфигурация валентных электронов атома хлора:

Атом хлора имеет три пары спаренных электронов и один неспаренный, укажем их точками:

Неспаренные p-электроны двух атомов спариваются и становятся общими для двух атомов. При этом каждый атом приобретает устойчивую внешнюю восьмиэлектронную структуру инертного газа аргона Ar (3s²3p⁶).

Электронная схема образования молекулы Cl₂:

— электронная формула молекулы Cl₂ Одна общая электронная пара, следовательно, одна химическая связь. Структурная формула молекулы Cl₂: .

Каждый атом образует одну химическую связь, поэтому он одновалентен. Одна химическая связь может быть только сигма связью.

Общие электроны связи в одинаковой мере принадлежат обоим атомам, находятся точно посредине между двух ядер, так как атомы одинаковые и с одинаковой силой тянут на себя электроны.Такая связь называется ковалентной неполярной.

В молекуле Cl₂ происходит перекрывание p-облаков и образуется сигма (σ)-связь p-p:

При образовании молекулы O₂ два неспаренных валентных p-элек-трона каждого атома O образуют две пары общих электронов, т.е. две химические связи.

Электронная конфигурация атома О:

Электронная схема образования молекулы O₂:

— электронная формула молекулы О₂

Две пары общих электронов равносильны двум химическим связям.

— структурная формула молекулы О₂ Так как атом кислорода образует две химические связи, он двухвалентен. Связь двойная ковалентная неполярная, так как образована одинаковыми атомами.

Электронные облака двух неспаренных электронов атома кислорода взаимно перпендикулярны друг другу. Одно из них образует -связь p-p: Другое p-облако образует с таким же облаком второго атома кислорода (пи)-связь, в плоскости, перпендикулярной первой: (пи)- связь отличается от -связи тем, что область перекрывания электронных облаков лежит выше и ниже линии, соединяющей два ядра. (пи)-связь менее прочная, чем (сигма), так как в случае p-связи между положительно заряженными ядрами нет отрицательного заря-да, поэтому они отталкиваются друг от друга и ослабляют её, тогда как в σ-связи на пути между положительными ядрами расположена отри-цательная область перекрывания облаков, которая стягивает два ядра. Если между двумя атомами образуются две связи, то одна из них σ, а другая – -связь. В общем случае, если между двумя атомами три химические связи, то одна из них всегда , а две другие – -связи

Электронная схема образования HCl:

— электронная формула молекулы

H — Cl – структурная формула молекулы

Перекрывание электронных облаков: Общая электронная пара в молекуле HCl одна, то есть образуется одна химическая связь по обменному механизму, следовательно, атом H и атом Cl одновалентны: Общая электронная пара не находится посредине между ядрами двух атомов, а смещена к более электроотрицательному атому хлора .

Отчего на атоме хлора образуется частичный отрицательный заряд, а на атоме водорода – частичный положительный, то есть образуются полюса – положительный и отрицательный, такая связь называется ковалентной полярной.

Электроотрицательность – свойство атома притягивать общую электронную пару. Наибольшей электроотрицательностью обладает элемент с наименьшим радиусом атома – F. Его относительная электроотрицательность принята равной 4.0, а наименьшей электроотрицательностью обладает атом с наибольшим радиусом – франций Fr. Так как относительная электроотрицательность связана с радиусом атома, который изменяется периодически в зависимости от заряда ядра атома, то относительная электроотрицательность (э.о.) также изменяется периодически.

Таблица 6. Относительная электроотрицательность атомов (э.о.)

В таблице 6 даны относительные электроотрицательности атомов. В периоде слева направо э.о. возрастает, а в подгруппе А сверху вниз э.о. уменьшается. Свойство притягивать электроны – свойство неметалла и, как видим из таблицы, в периоде слева направо усиливаются неметаллические свойства и увеличивается электроотрицательность. В главных подгруппах сверху вниз неметаллические свойства веществ, образованных данными атомами, уменьшаются, и уменьшается их электроотрицательность.

Ряд электротрицательности, который необходимо запомнить:

Рис. 17. Ряд электроотрицательности неметаллов

Вернемся к молекуле . Молекула представляет из себя диполь («ди» в переводе с греческого означает «два», два полюса – положительный и отрицательный). От атома водорода к атому хлора сместился один электрон и принес отрицательный заряд, поэтому степень окисления хлора равна (-1), а от атома водорода сместился также один электрон, степень окисления водорода (+1):

Степень окисления – это число смещенных электронов, или заряд, который получит атом, если предположить, что связь ионная. В случае молекул H₂, O₂, Cl₂, когда атомы, образующие связь, одинаковы и нет смещения общей электронной пары от центра симметрии молекулы, степень окисления атома равна нулю:

В молекуле H₂O атом кислорода образует две химические связи с двумя атомами водорода за счёт своих двух неспаренных электронов. Он двухвалентен. Атом водорода всегда одновалентен, так как имеет только один электрон. Неспаренные электроны атома кислорода находятся на взаимноперпендикулярных

p-орбиталях, поэтому молекула H₂O имеет угловое строение.

Электронная схема образования молекулы H₂O:

Общие электроны связей смещены к более электроотрицательному атому кислорода. Поэтому связи ковалентные полярные:

От двух атомов водорода по двум связям смещено два электрона, которые приносят отрицательный заряд, поэтому степень окисления кислорода равна (-2). От каждого атома водорода смещено по одному электрону, они уносят с собой отрицательный заряд и оставляют положительный заряд протонов, поэтому степень окисления водорода (+1).

Молекула H₂O имеет угловое строение. Если сложить два вектора связей, результирующий вектор не равен нулю и будет направлен к кислороду. Поэтому молекула воды полярна, то есть представляет из себя диполь:

Задания для закрепления

85) Составьте электронные схемы образования молекул N₂, HI, NH₃, CH₄. Покажите, что атомы приобрели устойчивую восьмиэлектронную оболочку, запишите структурные формулы молекул и определите валентность и степень окисления каждого атома.

86) Из предложенного перечня выберите три элемента-неметалла и расположите их в порядке уменьшения их электроотрицательности:
1) N 2) Be 3) O 4) Rb 5) Cl

Ответ:
Укажите номера правильных ответов (несколько цифр).

87) Из предложенного перечня выберите три элемента-неметалла и расположите их в порядке увеличения их электроотрицательности:
1) H 2) I 3) S 4) Sc 5) Ge

Ответ:
Укажите номера правильных ответов (несколько цифр).

Характеристика химической связи

Химическая связь характеризуется длиной, прочностью, кратностью, полярностью, направленностью, насыщаемостью.

Энергия связи – это энергия, которую необходимо затратить на разрыв химической связи, измеряется в кДж/моль.

При образовании любой химической связи энергия всегда выделяется. Чем в бóльшей степени перекрываются электронные облака, тем больше энергии при этом выделяется, тем прочнее химическая связь.

Длина связи – это расстояние между ядрами двух атомов, образовавших химическую связь.

Примеры веществ:

Мерой прочности связи является энергия связи. Чем больше энергия связи, тем прочнее связь.

Тройная связь прочнее двойной, а двойная – прочнее одинарной.

Прочность связи также связана с длиной связи. Например, в ряду однотипных молекул H—F, H—Cl, H—Br, H—I увеличивается длина связи, так как увеличивается радиус атома в ряду F, Cl, Br, I:

С увеличением длины связи уменьшается притяжение ядер атомов к области перекрывания электронных облаков, следовательно, уменьшается прочность связи.

Мерой полярности химической связи является разность электроотрицательностей атомов, образующих данную связь. Чем больше эта разность, тем больше смещена общая электронная пара к одному из атомов, тем более полярна связь.

Сравним полярность связей HF и HCl, для чего рассчитаем разность электроотрицательностей (э.о.), пользуясь таблицей электроотрицательности (см. табл. 6): э.о. (H) = 2,1; э.о. (F) = 4,0; э.о. (Cl) = 3,0.

Связь HF: э.о. (F) – э.о. (H) = 4,0 – 2,1 = 1,9.

Связь HCl: э.о. (Cl) – э.о. (H) = 3,0 – 2,1 = 0,9.

1,9 > 0,9 – полярность связи HF больше, чем HCl.

Но в данном случае в двух сравниваемых молекулах имеется атом водорода и можно обойтись без расчётов. Фтор более электроотрицателен, чем хлор, поэтому молекула HF более полярна.

Ионную химическую связь можно считать крайним случаем полярности связи. Мы знаем также, что ионная связь ненаправлена и ненасыщаема. При образовании ковалентной связи область перекрывания облаков находится в определенном направлении по отношению к взаимодействующим ядрам:

Поэтому ковалентная связь обладает направленностью.

Число ковалентных связей, которые может образовать атом по обменному механизму, ограничено максимальным числом неспаренных валентных электронов в максимально возбужденном состоянии атома (см. таблицу ниже), поэтому ковалентная связь насыщаема.

Итак, ковалентную химическую связь образуют атомы неметаллов. Разные по электроотрицательности неметаллы образуют ковалентную полярную связь, а одинаковые атомы образуют ковалентную неполярную связь. Ковалентная связь направлена и насыщаема. Атомы неметаллов с металлами образуют ионную связь, которая ненаправлена и ненасыщаема.

В образовании связей участвуют валентные электроны, происходит снижение полной энергии молекулы по сравнению с суммарной энергией взаимодействующих атомов. Лишняя энергия выделяется и называется энергией связи.

Чем больше энергии выделяется, тем прочнее связь.

Задания для закрепления

88) Составьте электронные схемы образования молекул HBr, NF₃, LiF, BaO, SiCl₄, H₂Se, I₂, CO₂, K₂S. Определите тип связи. В случае ковалентной химической связи определите валентность и степень окисления атомов и нарисуйте структурную формулу молекулы и перекрывание электронных облаков.

89) В каком ряду записаны формулы веществ только с ковалентной полярной связью:
1) HCl, KCl, SF₆; 2) NH₃, ClF, HF; 3) NO₂, P₄, HBr; 4) CCl₄, I₂, H₂S.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).

90) Тремя общими электронными парами образована ковалентная связь в молекуле:
1) NH₃; 2) N₂; 3) K₃N; 4) O₂.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).

91) Ковалентная неполярная связь реализуется в соединении:
1) B₂O₃; 2) S₈; 3) CH₄; 4) HI.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).

92) Число σ-связей в молекуле CO₂:
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).

93) Ионный характер связи наиболее выражен в соединении:
1) KF; 2) HF; 3) As₂O₅; 4) NO.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).

94) Атомы химических элементов III-го периода периодической системы Д.И. Менделеева образуют соединение с наиболее выраженным ионным характером связи:
1) MgF₂; 2) SiO₂; 3) Al₂S₃; 4) NaCl.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).

95) Длина связи увеличивается в ряду:
1) NH₃, AsH₃, PH₃; 2) H₂O, H₂S, HCl; 3) H₂O, H₂S, H₂Se; 4) HCl, HI, HBr.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).

96) Число связей увеличивается в ряду:
1) CO₂, CCl₄; 2) NO₂, NH₃; 3) N₂, H₂O; 4) PCl₃, SO₂.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).

97) Прочность связи увеличивается в ряду:
1) Cl2, O₂, N₂; 2) HF, HBr, HCl; 3) O₂, N₂, Cl₂; 4) HI, HF, HCl.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).

98) Установите соответствие между формулой вещества и числом σ-связей в молекуле этого вещества:

Вещество		Число σ-связей
А) SO₃		1) 1
Б) N₂		2) 2
В) CO₂		3) 3
		4) 4
		5) 5
		6) 6

Ответ:
К каждой позиции, обозначенной буквой, выберите позицию, обозначенную цифрой. Например, в ответе нужно записать 132.

99) Ионную связь образуют:
1) Rb и Br; 2) As и Cl; 3) Si и O; 4) Te и F.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).

100) Оцените правильность суждений о химической связи:
А) При образовании химической связи энергия всегда выделяется;
Б) -связь прочнее σ-связи;
1) Верно только А; 2) Верно только Б; 3) Верны оба суждения; 4) Оба суждения неверны.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).

101) Оцените правильность суждений о химической связи:
А) При разрыве некоторых связей происходит выделение энергии;
Б) Ионная химическая связь ненаправлена и ненасыщаема;
1) Верно только А; 2) Верно только Б; 3) Верны оба суждения; 4) Оба суждения неверны.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).

102) Оцените правильность суждений о химической связи:
А) Двойная связь прочнее, чем одинарная;
Б) Чем больше энергии выделяется при образовании связи, тем прочнее связь;
1) Верно только А; 2) Верно только Б; 3) Верны оба суждения; 4) Оба суждения неверны.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).

103) Из предложенного перечня выберите два соединения с наиболее полярной связью:
1) PH₃; 2) BrCl₃; 3) SiO₂; 4) HF; 5) P₂S₃.

Укажите номера правильных ответов (две цифры).

104) Из предложенного перечня выберите три соединения с ковалентной полярной связью. Расположите их в порядке увеличения длины связи:
1) SCl₄; 2) P₄; 3) CsCl; 4) SiCl₄; 5) PCl₃.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов (три цифры).

105) Из предложенного перечня выберите три соединения с ковалентной полярной связью. Расположите их в порядке увеличения полярности связи:
1) S₈; 2) KH; 3) HI; 4) PH₃; 5) HBr.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов (три цифры).

106) Из предложенного перечня выберите три вещества с ковалентной полярной связью. Расположите их в порядке увеличения прочности связи в молекуле:
1) Cl₂O; 2) SCl₄ 3) SrCl₂; 4) Cl₂; 5) SeCl₄.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов (три цифры).
107) Из предложенного перечня веществ выберите три, в молекулах которых имеется -связь. Расположите их в порядке увеличения полярности связи:
1) O₂; 2) P₄; 3) CO₂; 4) PF₅; 5) SO₃. Ответ:
Укажите номера правильных ответов (три цифры).

§2.3. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

Ранее был рассмотрен обменный механизм образования ковалентной связи, когда каждый атом, образующий химическую связь, дает по одному электрону в общее пользование, получается общая электронная пара, связывающая ядра двух атомов. Электронную пару в общее пользование может дать один атом (донор), а другой предоставит свободную орбиталь (акцептор). Образованная таким способом химическая связь является разновидностью ковалентной связи, так как образована общей парой электронов и отличается лишь механизмом образования, который называется донорно-акцепторным механизмом.

Рассмотрим несколько случаев образования донорно-акцепторной связи:

1) В молекуле NH₃ атом азота образует три химические связи с тремя атомами водорода, у него остается одна пара валентных спаренных электронов, так как электронная конфигурация валентных электронов атома азота следующая: Электронная схема образования NH₃:

Cвободная валентная пара электронов атома азота может участвовать в образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму, а именно атом азота в молекуле :NH₃ может быть донором электронов. Акцептором электронов может быть катион водорода (протон), у которого не осталось электронов, но имеется свободная валентная орбиталь.

Электронная схема образования : Заменив общие пары электронов черточками, получим структурную формулу иона аммония:

Ион водорода принес с собой положительный заряд. В образованном ионе аммония азот четырехвалентен, так как имеет четыре химические связи. Четвёртая связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, в итоге ничем не отличается от трех других. Чтобы показать донорно-акцепторную связь, отмечаем ее стрелкой, направленной от донора к акцептору.

На рисунке справа показано смещение электронных пар. Четыре связи ковалентные полярные, общие пары электронов смещены в сторону более электроотрицательного атома азота. В четвертой химической связи атом водорода не дал ни одного электрона (изначально был ион водорода H+, не имеющий электронов), поэтому к атому азота от атомов водорода смещены только три электрона, значит, степень окисления азота равна (-3):

2) По донорно-акцепторному механизму образуется и ион H₃O⁺ (ион гидроксония) из молекулы H₂O и протона H⁺.

Конфигурация валентных электронов атома кислорода

то есть атом кислорода имеет два неспаренных электрона и две пары спаренных электронов:

В молекуле H₂O у атома кислорода остались незадействованными две пары валентных электронов, поэтому он может быть донором электронов при образовании иона H₃O⁺.

Электронная схема образования иона гидроксония:

В ионе H₃O⁺ атом кислорода образовал три химические связи, поэтому он трехвалентен. Все три связи ковалентные полярные, общие электроны связей смещены к более электроотрицательному атому кислорода. Два атома водорода дали в общее пользование каждый по одному электрону, третий атом H не имел электронов, был ионом H+, оба электрона связи были от атома кислорода, поэтому степень окисления атома кислорода (-2) – по числу смещенных электронов, степень окисления атома H – (+1).

3) Ион [BF₄]^–

Электронная конфигурация валентных электронов атома бора в основном состоянии: . В возбужденном состоянии: . Атом бора в возбужденном состоянии имеет три неспаренных электрона и одну свободную валентную орбиталь Электронная конфигурация валентных электронов атома фтора:

Электронная схема образования молекулы BF₃:

Атом бора в молекуле BF₃ не приобрел устойчивую внешнюю восьмиэлектронную оболочку благородного газа, а имеет только шесть электронов на внешнем энергетическом уровне, но у него осталась свободная валентная орбиталь и он может выступить в качестве акцептора при образовании химической связи с донором электронов ионом F^–.

Электронная схема образования иона BF₄^–:

Ион F^— принес c собой отрицательный заряд. В ионе BF₄^– атом бора приобрел устойчивую восьмиэлектронную внешнюю оболочку, образовал четыре химические связи, поэтому он четырехвалентен. Все четыре общие электронные пары смещены в сторону более электроотрицательного атома фтора, его степень окисления (-1), столько электронов смещено в сторону одного атома фтора. Степень окисления атома бора равна (+3), так как от атома бора смещено по трем связям три электрона, а четвертая связь образовалась по донорно-акцепторному механизму и бор был акцептором электронов.

4) Молекула CO. Электронная конфигурация валентных электронов:

Два неспаренных электрона атомов C и O образуют две химические связи:

Атом углерода не приобрел устойчивую восьмиэлектронную внешнюю оболочку, на внешнем энергетическом уровне у него только шесть электронов, но он может образовать еще одну химическую связь по донорно-акцепторному механизму (обозначена стрелкой), так как имеет свободную валентную орбиталь и может быть акцептором электронов, а атом кислорода имеет свободную валентную электронную пару и может быть донором электронов:

Атом углерода приобрел устойчивую восьмиэлектронную внешнюю оболочку. В молекуле CO три химические связи, поэтому атомы углерода и кислорода имеют валентность III. От атома углерода к более электроотрицательному атому кислорода по двум химическим связям смещено два электрона, а по третьей связи ни одного, так как в этой связи углерод являлся акцептором. По количеству смещенных электронов углерод имеет степень окисления (+2), а кислород – (-2):

То, что в молекуле CO три химические связи, как и в молекуле N₂, подтверждают близкие значения их энергий связи.

E_св. (CO) = 1076 кДж./моль; E_св. (N₂) = 945 кДж./моль.

Для сравнения: E_св. (O₂) = 498 кДж./моль O = O

E_св. (Cl₂) = 243 кДж./моль Cl – Cl

Самое низкое значение E_св. (Cl₂), где одинарная химическая связь, выше – значение E_св. (O₂), где двойная химическая связь, и ещё выше E_св. (N₂) ≈ E_св. (CO), где тройная химическая связь.

5) O₃

Электронная конфигурация валентных электронов атома O: или – в основном состоянии. Возбужденное состояние атома возможно не только при распаривании электронных пар, но и при спаривании неспаренных электронов: или . Два неспаренных электрона двух атомов кислорода в основном состоянии образуют две химические связи:

Затем молекула O₂ образует донорно-акцепторную связь с возбужденным атомом кислорода:

– электронная формула молекулы O₃

Заменим общие электронные пары черточками, получим структурную формулу молекулы. Донорно-акцепторную связь покажем стрелкой:

Все атомы кислорода имеют разную валентность, а степень окисления у всех равна нулю, так как связи ковалентные неполярные, смещения электронов нет.

6) Образование молекулы NO (одна из гипотез).

Электронная схема образования молекулы NO:

Получается химическая связь – не двойная, не тройная, а промежуточная между ними (порядок связи 2,5). Такая гипотеза подтверждается энергией связи E_св.(NO) = 678 кДж./моль. Это значение является промежуточным между энергией тройной связи E_св.(N₂) = 945 кДж./моль и двойной связи E_св.(O₂) = 498 кДж./моль. Молекула NO, имеющая неспаренный электрон, называется радикалом, и обладает магнитными свойствами, втягивается в магнитное поле.

7) NO₂ является, как и NO, радикалом, и также обладает магнитными свойствами. Одна из гипотез образования NO₂:

Энергии двух связей NO одинаковы и указывают на наличие не одинарной и не двойной, а полуторных связей.

8) HNO₃. Структурная формула молекулы изображается так:

Атом азота четырехвалентен. Одна из четырех связей его с кислородом – донорно-акцепторная. Донором является атом азота, так как имеет электронную пару, а акцептором – атом кислорода в возбужденном состоянии:

Степень окисления атома азота в этом соединении равна (+5), так как все пять его электронов смещены к более электроотрицательным атомам кислорода. Причем по одинарной донорно-акцепторной связи от азота к кислороду смещено 2e. По всем остальным связям от азота к кислороду по каждой связи смещено по 1e, так как эти связи образованы по обменному механизму:

Задания для закрепления

108) Самостоятельно составьте электронные схемы образования молекул и ионов, фигурирующих в тексте, и определите валентность и степень окисления элементов.

109) Из предложенного перечня выберите два, в которых имеется донорно-акцепторная связь.
1) B₂O₃; 2) NH₃; 3) O₃; 4) (NH₄)₂S; 5) (NH₂)₂CO

Ответ:
Укажите номера правильных ответов (несколько цифр).

110) Из предложенного перечня выберите три соединения с ковалентной полярной связью. Расположите их в порядке увеличения прочности связи в молекуле.
1) S₈; 2) CO; 3) CS₂; 4) CO₂; 5) Li₂S

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.

111) Из предложенного перечня выберите три соединения с наибольшим числом связей в молекуле.
1) HNO₃; 2) NCl₃; 3) SO₃; 4) PCl₅; 5) CS₂.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов. Расположите их в порядке увеличения числа -связей в молекуле.

112) Выберите две частицы, в которых валентность элемента численно не совпадает со степенью окисления этого же элемента:
1) NH₃; 2) H₃O⁺; 3) SO₃; 4) Cl₂O; 5) N₂O₅.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов(две цифры).

§2.4. Валентные возможности атомов

В §2.2. мы рассмотрели образование ковалентной связи по обменному механизму. Число химических связей, образуемых атомом, зависит в этом случае от числа неспаренных электронов. Если углерод имеет в возбужденном состоянии 4 неспаренных электрона, то может образовать четыре химические связи по обменному механизму и проявляет валентность IV.

Валентность IV, равная номеру группы – это максимальная валентность атома углерода.

У атома водорода всего 1e, поэтому он всегда одновалентен. Для водорода и других атомов-неметаллов, кроме элементов II-го периода, инертных газов He, Ne, Ar, максимальная валентность равна номеру группы:

Для элементов II-го периода B, N, O и F максимальная валентность не совпадает с номером группы. Для бора и азота их высшая валентность определяется числом валентных орбиталей и равна IV, так как бор, имея свободную валентную орбиталь, может образовать дополнительно одну ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму, являясь акцептором электронов, а атом азота может быть донором электронов за счет неподеленной валентной пары электронов и также образовать дополнительно одну ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму (см. §2.3.)

Таким образом, азот – элемент V-ой группы – не может быть пятивалентным, а бор – элемент III-ей – группы может проявлять и валентность IV. Кислород – элемент VI-ой группы – также не может быть шестивалентным, так как не имеет d-подуровня для распаривания электронных пар. Максимальная его валентность равна III. Одна из трех химических связей образуется по донорно-акцепторному механизму (см. §2.3.)

Чаще всего кислород двухвалентен: F – элемент VII-ой группы – также не может быть семивалентным:

Так как у него только один неспаренный электрон, он всегда одновалентен.

В таблице 7 показаны электронные конфигурации валентных орбиталей некоторых атомов в основном и возбужденном состояниях и их валентные состояния, а также возможные степени окисления и формулы веществ, в которых проявляюся эти валентности и степени окисления.

Инертные газы He, Ne и Ar не образуют соединений. Максимальная валентность благородных газов Xe, Rn равна VIII и проявляется в немногочисленных соединениях со фтором и кислородом: XeF₈, XeO₄.

Атомы неметаллов могут проявлять как положительные, так и отрицательные степени окисления. Их максимальная положительная степень окисления равна числу валентных электронов и, значит, равна номеру группы (кроме атомов кислорода и фтора). Рассмотрим на примере атома серы. Сера находится в 6-ой группе периодической системы, максимальная степень окисления равна (+6), например, в соединении

Атом S, находясь в маскимально возбужденном состоянии, образует 6 ковалентных связей, то есть является шестивалентным. Общие электронные пары связей смещены в сторону более электроотрицательных атомов фтора, по шести связям от атома серы смещено 6е, поэтому степень окисления серы (+6). Таким образом, валентность и степень окисления серы в молекуле SF₆ совпадают.

Низшая степень окисления элемента-неметалла определяется числом электронов, которое может принять атом от менее электроотрицательного элемента до устойчивого восьмиэлектронного состояния и вычисляется по формуле: – (8 – № группы). Для серы: – (8 – 6) = –2. Так, в молекуле H₂S, к атому серы по двум химическим связям смещено 2е. В этом соединении валентность и степень окисления также численно совпадают:

У атома серы может быть ещё одно возбужденное состояние, где 4 неспаренных электрона. В этом состоянии она проявляет валентность IV, а степень окисления +4.

Так как фтор – самый электроотрицательный элемент, то он не может иметь положительную степень окисления, а поскольку он всегда одновалентен, то его степень окисления всегда равна (-1) и только в простом веществе F₂ степень окисления равна 0.

Таблица 7. Возможные валентные состояния и степени окисления некоторых элементов

Окончание табл. 7

Атомы любых металлов могут иметь только положительные степени окисления, так как не могут принимать электроны, и их низшая степень окисления равна 0. Металлы s-элементы имеют постоянную положительную степень окисления, равную номеру группы.

d-элементы, как правило, имеют непостоянные степени окисления, их максимальная степень окисления не всегда совпадает с номером группы. Так, элемент I-ой группы Cu устойчив в степени окисления (+2).

В таблице 8 даны возможные степени окисления некоторых d-элементов.

Таблица 8. Возможные степени окисления некоторых d-элементов и электронные конфигурации валентных электронов в основном состоянии

Хорошо объяснимо, что цинк может иметь только одну степень окисления (+2). Электронная конфигурация Zn … 3s²3p⁶3d¹⁰4s². Третий энергетический уровень завершен, на нем 18 электронов, и отрыв хотя бы одного из этих электронов нарушает завершенность 3d-подуровня и 3-го уровня, нарушает устойчивость атома, следовательно, энергетически невыгоден. Валентными фактически являются 4s²-электроны, хотя Zn – d-элемент, а у d-элементов валентные электроны – это электроны последнего энергетического уровня и предпоследнего d-подуровня. Отдавая 4s²-электроны, Zn проявляет степень окисления (+2).

Задания для закрепления

113) Исходя из основного и возбужденного состояний атомов Si, As, Se, Br определите их возможные валентные состояния и степени окисления.

114) Из указанных в ряду химических элементов выберите два элемента, которые в соединениях могут проявлять степень окисления +4:
1) N; 2) O; 3) Cr; 4) S; 5) P.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.

115) Из указанных в ряду элементов выберите два элемента, которые в соединениях могут проявлять степень окисления +6:
1) O; 2) Fe; 3) Se; 4) Sn; 5) Sr.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.

116) Из указанных в ряду элементов выберите два элемента, которые в соединениях могут проявлять отрицательные степени окисления:
1) O; 2) Fe; 3) Se; 4) Sn; 5) Sr.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.

117) Из указанных в ряду элементов выберите два элемента, которые в соединениях проявляют постоянную степень окисления:
1) O; 2) Cr; 3) Zn; 4) Sn; 5) Sr.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.

118) Из указанных в ряду элементов выберите два элемента, высшая степень окисления которых не совпадает с номером группы:
1) Se; 2) Cu; 3) N; 4) Mn; 5) O.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов (две цифры).

119) Из указанных в ряду элементов выберите два элемента, высшая степень окисления которых не совпадает с номером группы:
1) F; 2) Fe; 3) B; 4) Br; 5) Ba.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов (две цифры).

120) Из числа указанных в ряду химических соединений выберите два, в которых степень окисления азота и его валентность численно не совпадают:
1) NH₃; 2) N₂; 3) NF₃; 4) HNO₃; 5) NOF.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов (две цифры).

121) Из числа указанных в ряду химических соединений выберите два, в которых степень окисления кислорода и его валентность численно не совпадают.
1) O₂; 2) H₂O; 3) OF₂; 4) CO₂; 5) H₂O₂.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов (две цифры).

§2.5. Металлическая связь

Атомы металлов, вследствие их больших радиусов, легко теряют валентные электроны. В простых веществах-металлах, а также в сплавах, часть атомов находится в виде катионов. Освободившиеся электроны легко передвигаются между атомами и ионами (они обобществлены), и как цемент связывают кирпичики-катионы между собой.

Связь между ионами металлов, осуществляемая свободнодвижущимися электронами, называется металлической.

При наложении на металл разности потенциалов относительно свободные электроны начинают двигаться от отрицательного полюса к положительному. Так объясняется электропроводность металлов. Наличием свободных электронов объясняется и теплопроводность металлов и сплавов.

Большинство металлов имеют мало валентных электронов на внешнем энергетическом уровне и много свободных валентных орбиталей. В простом веществе металле атомы и ионы настолько близко подходят друг к другу, что происходит перекрывание их валентных орбиталей, а валентные электроны могут свободно передвигаться по всем валентным орбиталям. При деформации металла (ковка, прокатка) слои атомов и ионов могут передвигаться относительно друг друга без ущерба для металлической связи. Например, из алюминия можно получить фольгу толщиной 0,01 мм, а из золота путем ковки или прокатки – фольгу толщиной 0,0001 мм.

Таким образом, физические свойства металлов – электро- и теплопроводность, ковкость, пластичность объясняются особым их строением, металлической связью между атомами и ионами.

§2.6. Межмолекулярные силы

Вещества могут находиться в трех агрегатных состояниях: твердом, жидком и газообразном. В газах расстояние между молекулами гораздо больше размеров самих молекул. В жидкостях и твердых веществах расстояние между молекулами соизмеримо с размерами самих молекул. В жидкостях молекулы могут перемещаться относительно друг друга (текучесть), в твердых веществах движение отсутствует, имеются лишь легкие колебания относительно определенного положения.

Наличие трех агрегатных состояний веществ говорит о том, что между молекулами существуют силы взаимного притяжения. В твердых веществах они самые сильные, в жидкостях – слабее, в газах – самые слабые.

Все эти силы электрического происхождения.

Если в веществе реализуется ионная связь (например, NaCl), то оно построено не из молекул, а из ионов, которые электростатически притягиваются друг к другу и сила их притяжения (по закону Кулона) пропорциональна произведению их зарядов и обратно пропорциональна квадрату расстояния между их центрами.

Если вещество построено из полярных молекул, которые представляют из себя диполи, например, HCl:
то между такими молекулами-диполями действуют постоянные межмолекулярные силы притяжения, называемые ориентационными, так как один диполь ориентирует соседний диполь определенным образом, отрицательным концом к своему положительному концу. Ясно, что ориентационные силы слабее сил электростатического притяжения полноценных ионов, так как в диполях заряд только частичный, меньше одинарного.

Если вещество построено из неполярных молекул (H₂, Cl₂), где нет ионов и диполей, между их молекулами также существуют силы притяжения. А иначе – как объяснить, что инертные газы, состоящие из неполярных одноатомных молекул, при достаточном понижении температуры переходят в жидкое или твердое состояние?

Вследствие непрерывного вращения отрицательных электронов и колебательного движения положительных ядер, в каждом из атомов всегда возможно временное смещение электронных орбит относительно ядра и обусловленное этим временное возникновение наведенных диполей:

Хотя возникающие диполи могут существовать ничтожно малое время, их возникновение повторяется практически непрерывно. Такого рода межмолекулярные силы называются дисперсионными и являются самыми слабыми. В веществах с полярными молекулами действуют и дисперсионные силы. Все виды дисперсионных сил называются «силами Ван-дер-Ваальса».

Межмолекулярные силы влияют на расстояние между частицами вещества, а, следовательно, по тому, из каких частиц построено вещество (из ионов, полярных молекул или неполярных молекул), можно предположить, каково его агрегатное состояние при комнатной температуре.

Так как в ионных соединениях существуют сильные связи между частицами вещества, то все вещества ионного строения твердые при обычной температуре. Самые слабые силы действуют между неполярными молекулами, и при комнатной температуре большинство таких веществ являются газами, где между молекулами большие расстояния: инертные газы, H₂, N₂, O₂, F₂.

Чем выше межмолекулярные силы, тем больше усилий необходимо приложить для их разрыва и перевода вещества из твердого состояния в жидкое и из жидкого в газообразное (переход этот происходит при температурах плавления (t°_пл.) и кипения (t°_кип.) соответственно), тем выше t°_пл. и t°_кип. вещества. При нагревании вещества его частицы (ионы, молекулы, атомы) получают тепловую энергию. Чем сильнее связаны между собой частицы вещества, тем больше энергии им требуется, чтобы разорвались связи между ними, следовательно, тем выше t°_пл. и t°_кип. этого вещества. У веществ ионного строения высокие t°_пл. и t°_кип., у веществ молекулярного строения они ниже.

Рассмотрим простые вещества F₂, Cl₂, Br₂, I₂. Их молекулы однотипны, неполярны, с одинарной ковалентной связью: F–F, Cl–Cl, Br–Br, I–I. В этом ряду радиусы атомов возрастают. Чем больше радиус атома (а значит, и его масса), тем слабее связаны с ядром валентные электроны, тем легче образуется из такого атома кратковременный диполь (атом поляризуется, становится полярным), тем сильнее межмолекулярные силы (дисперсионные), тем выше t°_пл. и t°_кип. вещества.

В таблице 9 даны температуры плавления и кипения галогенов и их агрегатные состояния при комнатной температуре.

Таблица 9. Физические свойства галогенов

§2.7. Водородная связь

Как видим из таблицы 9, с увеличением молекулярной массы вещества в ряду F₂, Cl₂, Br₂, I₂ увеличивается и интенсивность окраски вещества от светло-желтого до темно-филетового, так как уменьшается расстояние между молекулами вследствие увеличения сил межмолекулярного притяжения. Расстояние между молекулами брома (жидкость) меньше, чем между молекулами газов F₂ и Cl₂, а между молекулами I₂ (твердое вещество) меньше, чем в жидкости.

Среди однотипных полярных молекул HCl, HBr, HI, где имеют место и ориентационные силы, и дисперсионные, с увеличением массы вещества, так же, как и в предыдущем случае с галогенами – F₂, Cl₂, Br₂, I₂, увеличиваются дисперсионные силы.

В HCl на долю дисперсионных сил приходится 81% всего межмолекулярного взаимодействия, в HBr – 95%, а в HI – 99,5%. В связи с этим в ряду HCl, HBr, HI наблюдается закономерное увеличение t°_пл. и t°_кип., что видно из таблицы 10:

Таблица 10. Температуры плавления и кипения галогеноводородов

Из этого ряда выпадает HF. У него самая низкая молекулярная масса. Ожидаемо, что самые низкие должны быть t°_пл. и t°_кип.

HF, H₂O и NH₃ плавятся и кипят при аномально высоких температурах. Это объясняется образованием дополнительной межмолекулярной связи, называемой водородной, которая гораздо сильнее Ван-дер-Ваальсовой.

Водородная связь образуется между атомом водорода одной молекулы, соединенным с сильно электроотрицательным атомом F, O или N, и сильно электроотрицательным атомом (F, O или N) другой молекулы.

Образование достаточно прочной водородной связи объясняется тем, что связь H–F (H–O, H–N) является сильно полярной вследствие высокой электроотрицательности элементов F, O, N, и общая пара электронов сильно смещена в сторону F, O и N, повышая частичный заряд на атомах и оголяя положительное ядро атома водорода, ведь у него всего один электрон.

Благодаря водородной связи образуются димеры (удвоенные молекулы), тримеры и т.д. Объединение молекул затрудняет отрыв их друг от друга и является причиной высоких t°_пл. и t°_кип.

Как же можно объяснить, что H₂O с молекулярной массой 18 имеет t°_кип. = 100 °C, а HF с большей молекулярной массой (Mr(HF) = 20) имеет t°_кип. = 19,5 °C – гораздо ниже, ведь водородные связи имеются и в том, и в другом веществе, в HF даже более сильные водородные связи, так как связь H – F более полярная?

В молекуле H₂O – два атома водорода, связанных с кислородом, а в HF – только один атом водорода связан с электроотрицательным атомом – в результате этого каждая молекула H₂O может образовать три водородные связи с соседними молекулами, а одна молекула HF – только две водородные связи:

Все рассмотренные виды химических связей можно расположить в ряд по мере возрастания их энергии связи: Межмолекулярная Водородная Металлическая Ионная и Ковалентная.

Самые прочные связи – ионные и ковалентные.

Задания для закрепления

122) Водородная связь реализуется:
1) В молекуле H₂; 2) В молекуле H₂O; 3) Между молекулами H₂; 4) Между молекулами H₂O.

Укажите номер правильного ответа.

123) Прочность водородной связи зависит от:
1) От электроотрицательности атома элемента, связанного с водородом;
2) От величины частичного положительного заряда на атоме водорода;
3) От полярности связи водород-элемент;
4) Все перечисленные выше ответы верны.

Укажите номер правильного ответа.

124) Наиболее прочные водородные связи образуются между атомом водорода и атомом:
1) Хлора; 2) Кислорода; 3) Серы; 4) Азота.

Укажите номер правильного ответа.

125) В ряду HF – HCl происходит увеличение:
1) Длины связи; 2) Полярности связи; 3) Степени окисления галогена; 4) Температуры кипения.

Укажите номер правильного ответа.

126) Образование водородной связи между молекулами веществ не оказывает влияние на физическое свойство:
1) Температуру кипения; 2) Температуру плавления; 3) Плотность; 4) Пластичность.

Укажите номер правильного ответа.

127) Водородная связь образуется между молекулами:
1) CH₄; 2) CH₃OH; 3) H₂S; 4) H₂.

Укажите номер правильного ответа.

128) Между атомами элементов с порядковыми номерами 12 и 9 возникает связь:
1) Металлическая; 2) Ионная; 3) Ковалентная; 4) Донорно-акцепторная.

Укажите номер правильного ответа.

129) Степень окисления азота в ионе NH₄⁺:
1) +4; 2) -4; 3) +3; 4) -3.

Укажите номер правильного ответа.

130) Установите соответствие между веществом и видом связи в этом веществе:

Формула		Класс вещества
1) Zn		А) Ионная
2) NH₃		Б) Ковалентная полярная
3) O₂		В) Ковалентная неполярная
4) CaBr₂		Г) Металлическая

К каждой позиции, обозначенной цифрой, выберите позицию, обозначенную буквой. Например, в ответе нужно записать АВГБ.

131) Установите соответствие между видом связи в веществе и формулой химического вещества:

Вид связи		Формула вещества
А) Ионная		1) N₂
Б) Ковалентная полярная		2) Cu
В) Ковалентная неполярная		3) MgO
Г) Металлическая		4) N₂O

К каждой позиции, обозначенной буквой, выберите позицию, обозначенную цифрой. Например, в ответе нужно записать 1243.

132) Из предложенного перечня веществ выберите два вещества, в молекулах которых имеется ковалентная неполярная связь:
1) S₈; 2) K₂S; 3) SO₂; 4) H₂S; 5) H₂.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.

133) Из предложенного перечня веществ выберите два вещества, в молекулах которых имеется ковалентная полярная связь:
1) O₃; 2) BaS; 3) SF₆; 4) AsCl₃; 5) CsF.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.

134) Из предложенного перечня веществ выберите два вещества, в которых присутствует ионная химическая связь.
1) Cl₂O; 2) Rb₂S; 3) CS₂; 4) SiO₂; 5) CrCl₃.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.

135) Из предложенного перечня веществ выберите два вещества, в которых присутствует ионная связь.
1) B₂O₃; 2) BaS; 3) CS₂; 4) Mn₂Si; 5) SiC.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.

136) Из предложенного перечня выберите три вещества с наибольшей температурой кипения. Расположите их в порядке возрастания температур кипения.
1) N₂; 2) H₂O; 3) O₂; 4) H₂; 5) H₂S;

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.

137) Из предложенного перечня выберите три вещества с наименьшей температурой кипения. Расположите их в порядке уменьшения температур кипения:
1) H₂O; 2) Ne; 3) K₂S; 4) F₂; 5) Cl₂;

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.

138) Из предложенного перечня выберите три вещества с наибольшей температурой кипения. Расположите их в порядке увеличения температур кипения:
1) HF; 2) CO; 3) NaCl; 4) H₂; 5) HBr;

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.

139) Из предложенного перечня выберите три вещества с наибольшей температурой кипения. Расположите их в порядке увеличения температур кипения:
1) NH₃; 2) He; 3) H₂O; 4) PH₃; 5) CaO;

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.

вернуться на Главную страницу сайта

КУПИТЬ

Пробный вариант 5. ЕГЭ 2021 по химии

Чтобы поделиться, нажимайте

Скачать Пробный вариант 5. ЕГЭ 2021 по химии с ответами в формате pdf

Часть 1

Ответом к заданиям 1–26 является последовательность цифр. Ответ запишите в поле ответа в тексте работы, а затем перенесите в БЛАНК ОТВЕТОВ № 1 справа от номера соответствующего задания, начиная с первой клеточки. Последовательность цифр записывайте без пробелов, запятых и других дополнительных символов. Каждый символ пишите в отдельной клеточке в соответствии с приведёнными в бланке образцами. Цифры в ответах на задания 5, 8, 9, 11, 16, 17, 21–26 могут повторяться.

Для выполнения заданий 1–3 используйте следующий ряд химических элементов. Ответом в заданиях 1–3 является последовательность цифр, под которыми указаны химические элементы в данном ряду

1) F 2) Cr 3) Mn 4) O 5) P

Определите , атомы каких из указанных в ряду элементов в основном состоянии содержат валентные электроны на разных энергетических уровнях.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента-неметалла. Расположите выбранные элементы в порядке увеличения численного значения отношения количества нейтронов к количеству протонов в их атомах. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.
Из числа указанных в ряду элементов выберите два элемента, которые не могут проявлять валентность и степень окисления равную номеру группы, в которой они расположены.

Запишите в поле ответа номера выбранных элементов.

Из предложенного перечня выберите два вещества немолекулярного строения, которые очень тугоплавки, обладают высокой прочностью и твёрдостью.

1) карборунд

2) формиат кальция

3) этилен

4) алмаз

5) фосфорная кислота

Запишите в поле ответа номера выбранных веществ.

Усоответствие между названием вещества и классом/группой, к которому(-ой) это вещество принадлежит: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию из второго столбца, обозначенную цифрой.

НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА	КЛАСС/ГРУППА
А) ляпис	1) оксид
Б) цианид калия	2) основание
В) угарный газ	3) соль средняя
	4) соль основная

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Из предложенного перечня соединений выберите два соединения, которые в водном растворе вступают в реакцию с хлором.

1) NaClO₄

2) O₂

3) HF

4) FeCl₂

5) K₂SO₃

Запишите в поле ответа номера выбранных веществ.

Имеется две пробирки с раствором гидроксида бария. К одной из пробирок добавили раствор соли Х, а через другую пропустили газ Y. В результате в первой пробирке наблюдалось выпадение цветного осадка, а во второй – белого. Из предложенного перечня выберите вещества Х и Y, которые могут вступить в описанные реакции.

1) MgCl₂

2) NH₃

3) Fe(NO₃)₃

4) SO₂

5) KHSO₃

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Установите соответствие между формулой вещества и реагентами, с каждым из которых это вещество может взаимодействовать: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите позицию, обозначенную цифрой.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА	РЕАГЕНТЫ
А) K₂SO₃	1) O₂, H₂SO₄, K₃PO₄
Б) CO₂	2) CuCl₂ (p-p), CuO, KMnO₄ (p-p)
В) NH₃	3) CaO, K₂CO₃, HCl
Г) ZnO	4) BaCl₂, SO₂ (p-p), Pb(NO₃)₂
	5) C, KOH, Na₂[Zn(OH)₄] (p-p)

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Установите соответствие между исходными веществами, вступающими в реакцию, и продуктами в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите позицию, обозначенную цифрой.

ИСХОДНЫЕ ВЕЩЕСТВА	ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
А) Zn и NaOH (p-p)	1) цинкат натрия и водород
Б) Zn и NaOH (расплав)	2) тетрагидроксоцинкат натрия и водород
В) Zn и H₂O (нагревание)	3) оксид цинка и водород
Г) Zn и H₂SO₄ (разб.)	4) гидроксид цинка и вода
	5) сульфат цинка и водород
	6) сульфат цинка, сероводород и вода

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Задана следующая схема превращений:

Определите, какие из указанных веществ являются веществами Х и Y.

1) Fe(OH)₃

2) CO

3) FeCl₃

4) Fe₃O₄

5) Cl₂

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Установите соответствие между названием вещества и классом/группой, к которому(-ой) это вещество принадлежит: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА	КЛАСС/ГРУППА
А) амилопектин	1) углеводороды
Б) целлюлоза	2) моносахариды
В) мальтоза	3) дисахариды
	4) полисахариды

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Из предложенного перечня соединений выберите два соединения, которые изомерны гексанолу-2.

1) этиловый эфир бутановой кислоты

2) диизопропиловый эфир

3) изобутанол

4) бутилэтиловый эфир

5) 2-метилбутанол-1

Из предложенного перечня выберите два вещества, которые не реагируют с водородом.

1) пропан

2) циклопропан

3) дивинил

4) неопентан

5) аллен

Из предложенного перечня выберите два вещества, которые реагируют с этиленгликолем.

1) Br₂ (H₂O)

2) KOH

3) HNO₃ (разб.)

4) Cu(OH)₂

5) Al

Из предложенного перечня выберите два вещества, которые реагируют с метанолом, но не реагируют с метиламином.

1) O₂

2) K

3) C₂H₅OH

4) HNO₂

5) HBr

Установите соответствие между названием углеводорода и названием алкана, при дегидроциклизации которого образуется этот углеводород: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

НАЗВАНИЕ УГЛЕВОДОРОДА	НАЗВАНИЕ АЛКАНА
А) циклопентан	1) 2-метилгептан
Б) толуол	2) 2-метилпентан
В) 1,3-диметилциклопентан	3) пентан
Г) бензол	4) 2-метилгексан
	5) 2,4-диметилпентан
	6) гексан

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Установите соответствие между реагирующими веществами и углеродсодержащим продуктом, который образуется при взаимодействии этих веществ при нагревании: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА	УГЛЕРОДСОДЕРЖАЩИЙ ПРОДУКТ РЕАКЦИИ
А) этанол и оксид меди (II)	1) этаналь
Б) этанол и оксид марганца (IV)	2) ацетат меди (II)
В) этанол и уксусная кислота	3) этилацетат
Г) уксусная кислота и оксид меди (II)	4) ацетат марганца (II)
	5) углекислый газ
	6) уксусная кислота

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Задана схема превращений веществ:

C₃H₆ → X → C₃H₄ → Y → CH₃ – CH(OH) – CH₃

Определите, какие из указанных веществ являются веществами Х и Y.

1) 1,2-дихлорпропан

2) пропаналь

3) 2-бромпропан

4) пропанол-1

5) ацетон

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Из предложенного перечня выберите гетерогенные реакции.

1) этерификация метанола муравьиной кислотой

2) гидрирование жиров

3) сплавление серы с железом

4) хлорирование метана

5) нейтрализация гидроксида меди (II) азотной кислотой

Запишите номера выбранных ответов.

Из предложенного перечня выберите внешние воздействия, которые уменьшают скорость реакции растворения мрамора в разбавленной соляной кислоте.

1) понижение общего давления

2) разбавление реакционной смеси

3) добавление раствора гидроксида натрия

4) повышение температуры

5) добавление небольшого количества твёрдого хлорида кальция

Запишите номера выбранных ответов.

Установите соответствие между уравнением реакции и свойством атома галогена с более низкой электроотрицательностью: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ	СВОЙСТВО АТОМА ГАЛОГЕНА С БОЛЕЕ НИЗКОЙ ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬЮ
А) I₂ + 5Cl₂ + 6H₂O = 10HCl + 2HIO₃	1) является окислителем
Б) I₂ + 2KBrO₃ = 2KIO₃ + Br₂	2) является восстановителем
В) I₂ + 2HClO₄ = 2HIO₄ + Cl₂	3) является и окислителем, и восстановителем
	4) не изменяет степень окисления

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Установите соответствие между названием вещества и способом его получения: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА	СПОСОБ ПОЛУЧЕНИЯ
1) натрий	1) только электролиз водного раствора соли
2) магний	2) только электролиз расплава соли
3) серебро	3) только электролиз расплава оксида с криолитом
4) алюминий	4) и электролиз водного раствора соли, и электролиз расплава соли
	5) только электролиз водного раствора основания
	6) и электролиз расплава оксида с криолитом, и электролиз расплава соли

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Установите соответствие между названием соли и характером среды её водного раствора: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

НАЩВАНИЕ СОЛИ	ХАРАКТЕР СРЕДЫ
А) тетрагидроксоцинкат калия	1) кислотная
Б) хлорид хрома (II)	2) щелочная
В) сульфид цезия	3) нейтральная
Г) нитрат аммония

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Установите соответствие между уравнением химической реакции и направлением смещения химического равновесия при уменьшении давления в системе: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ	НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ
А) Br₂ (ж) + H₂ (г) ↔ 2HBr (г)	1) смещается в сторону прямой реакции
Б) H₂ (г) + Se (к)↔ H₂Se (г)	2) смещается в сторону обратной реакции
В) SO₂ (г) + Cl₂ (г) ↔ SO₂Cl₂ (ж)	3) практически не смещается
Г) NH₃ (г) + HCl (г)↔ NH₄Cl (тв)

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Установите соответствие между реагентами и реактивом, с помощью которого можно их различить (все электролиты находятся в виде разбавленных водных растворов): к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

РЕАГЕНТЫ	РЕАКТИВ
А) MgBr₂ и (CH₃COO)₂Mg	1) KCl
Б) K₂SO₃ и MgSO₄	2) AgNO₃
В) Al и Mg	3) ZnO
Г) HBr и CH₃COOH	4) KOH
	5) KNO₃

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Установите соответствие между веществом и областью его применения: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ВЕЩЕСТВО	ОБЛАСТЬ ПРИМЕНЕНИЯ
А) уголь	1) дезинфекция воды и отбеливание тканей
Б) карборунд	2) сварка и резка металлов
В) гипохлорит натрия	3) топливо
	4) консервант
	5) абразивный материал

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Ответом к заданиям 27–29 является число. Запишите это число в поле ответа в тексте работы, соблюдая при этом указанную степень точности. Затем перенесите это число в БЛАНК ОТВЕТОВ № 1 справа от номера соответствующего задания, начиная с первой клеточки. Каждый символ пишите в отдельной клеточке в соответствии с приведёнными в бланке образцами. Единицы измерения физических величин в бланке ответа указывать не нужно.

При проведении расчётов для всех элементов кроме хлора используйте значения относительных атомных масс, выраженных целыми числами (Ar(Cl) =35,5).

К 220 г раствора NaOH с массовой долей щёлочи 10% добавили 23 г натрия. Найдите массовую долю (%) щёлочи в полученном растворе. (Запишите число с точность до сотых.)
Разложение нитрата меди (II) происходит в соответствии с термохимическим уравнением

2Cu(NO₃)₂ (тв) = 2CuO (тв) + 4NO₂ (г) + O₂ (г) — 244 кДж.

Рассчитайте количество энергии (в кДж), затраченное для получения 11,2 л газовой смеси кислорода и оксида азота (IV) (н.у.) по данной реакции. (Запишите число с точностью до десятых.)

Какую массу (в граммах) оксида хрома (VI) можно растворить в 5,6 г гидроксида калия?(Запишите число с точностью до целых.)

Часть 2

Для записи ответов на задания 30–35 используйте БЛАНК ОТВЕТОВ № 2. Запишите сначала номер задания (30, 31 и т.д.), а затем его подробное решение. Ответы записывайте чётко и разборчиво.

Для выполнения заданий 30, 31 используйте следующий перечень веществ соляная кислота, гидроксид калия, азотная кислота, платина, оксид цинка, фосфорная кислота: Допустимо использование водных растворов веществ.

Из предложенного перечня выберите вещества, в результате окислительно-восстановительной реакции между которыми выделяется бесцветный газ. Причём одна структурная единица восстановителя отдаёт 4 электрона, а окислителя – принимает 3 электрона. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.
Из предложенного перечня выберите два вещества, которые вступают в реакцию ионного обмена, которое описывается кратким ионным уравнением с суммой коэффициентов равной 8. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.
Смешали растворы сульфата меди (II) и карбоната натрия. Выпавший осадок выделили, высушили и прокалили. Затем полученный твёрдый остаток смешали с нашатырём и снова прокалили. В результате чего образовалось два простых и два сложных вещества. Образовавшееся твёрдое простое вещество растворили в растворе хлорида железа (III). Напишите уравнения четырёх описанных реакций.
Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

При написании уравнений реакций указывайте преимущественно образующиеся продукты, используйте структурные формулы органических веществ.

В два последовательно соединённых электролизёра поместили по 100 г растворов: в первый 10% (по массе) раствор хлорида натрия, во второй – 20% (по массе) хлорида золота (III) и включили ток. Через некоторое время электролиз прекратили и масса раствора в первом электролизёре уменьшилась на 3,285 г. Определите массовую долю хлорида золота (III) во втором электролизёре после электролиза. В ответе запишите уравнения реакций, которые указаны в условии задачи, и приведите все необходимые вычисления (указывайте единицы измерения искомых физических величин).
Вещество А содержит 65,06% углерода, 6,02% водорода, 28,92% кислорода по массе. Известно, что вещество А окисляется до бензойной кислоты. Также известно, что вещество А при взаимодействии с бромоводородом даёт бромопроизводное Б. При воздействии на это бромопроизводное Б спиртового раствора щёлочи происходит дегидрогалогенирование и образуется соль ненасыщенной кислоты.

На основании данных условия задачи:

1) проведите необходимые вычисления (указывайте единицы измерения искомых физических величин) и установите молекулярную формулу вещества А;

2) составьте структурную формулу вещества А, которая однозначно отражает порядок связи атомов в его молекуле;

3) напишите уравнение реакции окисления вещества А перманганатом калия в присутствии серной кислоты (используйте структурные формулы органических веществ).

В случае, если вы нашли ошибку или опечатку, просьба сообщать об этом автору проекта в контакте https://vk.com/id30891697 или на электронную почту [email protected]

Ответы:

Первая часть:

23
451
14
14
331
45
34
4523
2135
24
443
24
14
34
23
3456
1132
15
235
23
222
2246
2121
1322
2442
351
25,62
24,4
5

Вторая часть:

3Pt + 4HNO₃ + 12HCl = 3PtCl₄ + 4NO↑ + 8H₂O

Pt⁰ – 4e = Pt⁺⁴ 3

N⁺⁵ + 3e = N⁺² 4

Азот в степени окисления +5 (или HNO₃) является окислителем.

Платина в степени окисления 0 (или Pt) является восстановителем.

3KOH + H₃PO₄ = K₃PO₄ + 3H₂O

3K⁺ + 3OH^— + H₃PO₄ = 3K⁺ + PO₄^3- + 3H₂O

3OH^— + H₃PO₄ = PO₄^3- + 3H₂O

1) 2CuSO₄ + 2Na₂CO₃ + H₂O = (CuOH)₂CO₃↓ + 2Na₂SO₄ + CO₂↑

2) (CuOH)₂CO₃ = 2CuO + CO₂↑ + H₂O (прокаливание)

3) 3CuO + 2NH₄Cl = 3Cu + 3H₂O↑ + 2HCl↑ + N₂↑ (прокаливание)

4) Cu + 2FeCl₃ = 2FeCl₂ + CuCl₂

Видео-объяснение смотрите на Ютуб по ссылке или ниже

35. 1. Общая формула вещества А – C_xH_yO_z

x : y : z = 65,06/12 : 6,02/1 : 28,92/16 = 5,422 : 6,02 : 1,808 = 3 : 3,33 : 1 = 9 : 10 : 3. Следовательно, молекулярная формула С₉Н₁₀О₃.

Соединение С₉Н₁₀О₃ окисляется до бензойной кислоты, значит его основу составляет бензолное кольцо. Отсюда следует, что заместитель имеет три атома углерода. Так как в конце всех превращений (описанных в задаче) образуется соль ненасыщенной кислоты, то вещество А содержит карбоксильную группу. Из трёх атомов кислорода в веществе А два входят в состав карбоксила, а третий принадлежит спиртовому гидроксилу, так как вещество А при взаимодействии с бромоводородом образует бромпроизводное Б, что невозможно в случае наличия фенольного гидроксила. При взаимодействии на это бромпроизводное спиртового раствора щёлочи происходит дегидрогалогенирование и образуется соль ненасыщенной карбоновой кислоты, следовательно, спиртовой гидроксил находится в β-положении по отношению к карбоксильной группе, так как именно β-гидроксикислоты при нагревании отщепляют воду и образуют ненасыщенные соединения.

Структурная формула:

3. Уравнение реакции:

А также вы можете получить доступ ко всем видео-урокам, заданиям реального ЕГЭ с подробными видео-объяснениями, задачам и всем материалам сайта кликнув:

Влияние полярности и прочности связи

Полярное влияние, проявляющееся в результате смещения электронов я-связи (или неподеленных пар электронов отдельных атомов), называется мезомерным эффектом. Его изображают с помощью изогнутых стрелок. Понижение энергии С—Н-связи, находящейся в аллильном положении, показывает, что мезо-мерный эффект оказывает большее влияние на прочность С—Н-связей (а следовательно, и на их реакционную способность), чем индуктивный (см. разд. 1.1.3). [c.70]
ВЛИЯНИЕ ПОЛЯРНОСТИ И ПРОЧНОСТИ СВЯЗИ [c.96]

Большое влияние на прочность связи оказывает рецептура смолы и содержание ее в пропиточном составе, соотношение резорцина и формалина, тип и количество катализатора [32, 40, 49, 50, 54]. Увеличение содержания смолы вначале приводит к резкому повышению прочности связи, которое затем прекращается (рис. УП.5), что связано, очевидно, с увеличением жесткости пленки адгезива, содержащего большое количество полярных функциональных групп, и ухудшением условий контакта на границе раздела [1, 2, 4, 55]. [c.274]

Под влиянием изменения плотности Н2О с температурой растворимость полярных веществ в перегретом паре, в частности солей, с ростом температуры должна была бы только уменьшаться. Под влиянием ослабления прочности связей в кристаллической решетке при увеличении температуры растворимость солей в перегретом паре с ростом температуры должна была бы только увеличиваться. Реальные изобары растворимости солей являются результатом действия обоих факторов. При температурах, отвечающих минимуму на изобарах растворимости, влияние этих факторов уравновешивается. При меньших температурах (левая ветвь кривой) преобладает влияние изменения плотности Н2О, при больших температурах (правая ветвь кривой) — фактор ослабления связей в кристаллической решетке. [c.124]

Координация алкилов переходных металлов с ЭД оказывает существенное влияние на прочность связи С—Mt, хотя данные на этот счет в известной мере и противоречивы (см. гл. II). Можно полагать, что при этом происходит изменение в полярности связи. В настоящей главе мы сосредоточим свое внимание на специфическом влиянии ЭД, связанном с гетерогенностью катализатора. В гл. VI при рассмотрении механизма полимеризации полярных винильных мономеров в гомогенных системах мы подробнее остановимся на роли ЭД в этих процессах, поскольку она проявляется в них более отчетливо. [c.146]

Напомним, что кислотность подобных гидридов определяется электроотрицательностью элемента X и прочностью связи Н — X, которая в свою очередь зависит от размера атома X. Аналогичные свойства оказывают влияние и на потенциал восстановления оксианионов, однако в данном случае необходимо еще принимать во внимание и другие свойства, такие, как форма и полярность молекул, а также степень окисления центрального атома. [c.370]

Полученый результат свидетельствует о существенном влиянии изменений электростатического поля лиганда при замещении на прочность связи металл — лиганд Физический смысл такой линейной зависимости достаточно ясен Поскольку в образовавшемся комплексе металл несет остаточный положительный заряд (в рассмотренных случаях заряд на атоме магния в комплексе около +1,1е), то его чисто электростатическое взаимодействие с удаленными полярными группировками вносит свой вклад в энергию связи и определяет разницу в энергиях связи металл -лиганд для лигандов-аналогов В чистом виде такое электростатическое взаимодействие проявляется на больших расстояниях между катионом и лигандом, когда еще нет электронного обмена [c.186]

Степень и эффективность ассоциации зависит от многих факторов, в том числе от особенностей протекания элементарных реакций, топографии процесса, присутствия в смеси других ингредиентов (пластификаторов, наполнителей, антиоксидантов) и т. п. [18]. Об изменении степени ассоциации можно судить по влиянию пластификаторов на физико-механические показатели резин [19]. При введении пластификаторов увеличивается относительное удлинение при разрыве и несколько уменьшается степень сшивания вулканизатов ХСПЭ с ФГМ-1 (рис. 3.1) [20]. Однако на сопротивление разрыву пластификаторы влияют по-разному. При введении неполярных вазелинового масла и дибутилфталата сопротивление разрыву возрастает и проходит через максимум при содержании пластификатора 3—7 масс. ч. В вулканизатах с полярным циклогексаноном этого эффекта не наблюдается. Поскольку степень сшивания при введении пластификатора практически остается постоянной, эти изменения прочности связаны с ассоциацией вулканизационных структур. Циклогексанон, являясь растворителем для ХСПЭ и ФГМ, проникает в эластомер и уменьшает межмолекулярное взаимодействие как между цепями полимера, так и между элементами ассоциированных вулканизационных структур и, таким образом, уменьшает прочность вулканизата. В присутствии неполярных пластификаторов ослабляется межмолекулярное взаимодействие только между неполярными участками цепей, в которых локализуются эти вещества. Происходящее при этом увеличение гибкости цепей способствует взаимодействию полярных [c.138]

Влияние полярности полимеров на их прочность. Число полярных групп определяет энергию и характер межмолекулярного взаимодействия в полимерах, а следовательно, влияет на их прочность. Разрушение полимеров в кристаллическом и стеклообразном состоянии, начиная с определенной молекулярной массы, практически -сводится к разрушению химических связей, что объясняется слишком большим межмолекулярным взаимодействием. [c.234]

Вопросы прочности расщепляющейся углерод-водородной связи и полярности образующейся связи Н—F до сих пор разбирались раздельно. В молекуле с полярным заместителе.м влияние обоих этих факторов необходимо рассматривать совместно. В случае, если заместителем является алкильная, особенно метильная группа, активирующее влияние на нее будут оказывать полярный и индукционный эффекты, а также стабилизация образующегося радикала сверхсопряжением. Если же заместителем оказывается галоген, полярный эффект будет дезактивирующим в противоположность влиянию сверхсопряжения, оказывающего активирующее влияние [c.390]

Явления ориентации полярных молекул связующего полимера у поверхности наполнителя могут сказываться на прочности связи по поверхности раздела компонентов, но их влияние на изменение свойств самих компонентов можно не учитывать, так как оно локализовано малым объемом, составляющим сотые и тысячные доли объема материала. Толщина ориентированных (структурированных) у поверхности наполнителя пленок связующего оценивается Сагалаевым [7] в пределах от 10- до 10- мкм. [c.8]

Явления ориентации полярных молекул связующего полимера у поверхности наполнителя могут сказываться частично на прочности связи по поверхности раздела компонентов, но их влияние на изменение свойств самих компонентов можно не учитывать, так как оно сосредоточено в малом объеме, составляющем сотые и тысячные доли объема материала. [c.12]

При нанесении клея кистью обычно получают слой такой ТОЛЩИНЫ, при которой крепление обладает высокой прочностью. При макании клей приходится разбавлять во избежание получения на арматуре натеков. В связи с этим Дерягиным с сотр. проверено влияние разбавления клея на крепление к металлу ненаполненных резин из семи различных каучуков неполярных, средней полярности и высокой полярности. Прочность крепления определялась ими по сопротивлению отслаиванию резины от металла. В результате оказалось, что при одной и той же толщине пленки клея разбавление клея сильнее сказывается на прочности крепления при креплении резин из неполярных каучуков (НК, БК, СКС), чем на прочности крепления резин из каучуков средней полярности (СКС-18, Наирит), и несколько меньшее влияние разбавление оказывает на крепление резин из каучуков высокой полярности (СКН-26, СКН-40). [c.213]

Если длина неполярного остатка мала (и меньше 16), волокно оказывается недостаточно удаленным от поверхности, вызывающей трение, и трение велико. Если длина неполярного остатка превышает п = 20, удельное влияние полярной части в молекулах регулятора трения становится недостаточным и прочность связи [c.267]

При выборе ПАВ и композиций на их основе немаловажную роль играет также прочность связи мономолекулярного слоя на поверхности волокна. Чем прочнее эта связь, т. е. чем больше энергия взаимодействия полярных групп ПАВ с такими же группами волокнообразующего полимера, тем труднее сдвигаются слои ПАВ на поверхности волокон и нитей при их движении и трении. При малой прочности активной пленки на поверхности волокна и ее смещении во время движения волокон и нитей равномерность распределения ПАВ ухудшается и Ац увеличивается. Однако экспериментальные данные о влиянии химического строения поверхностно-активных веществ на прочность их связи с волокном и о возрастании А л во время текстильной переработки отсутствуют. [c.44]

Вязкость этих веществ оказывает большое влияние на фрикционные свойства волокон, а их химическое строение и наличие полярных групп — на прочность связи мономолекулярного слоя ТВВ с волокном и на коэффициент компактности нитей а (см. гл. 1). [c.50]

Из хода кривых видно, что наибольшую адгезионную прочность имеют полимеры, содержащие 5 вес. ч. полисульфида на 100 вес. ч. смолы. Дальнейшее увеличение количества полисульфида вызывает ухудшение адгезии. Это, по-видимому, связано, с одной стороны, с влиянием полярных эпоксигрупп смолы, а с другой — с увеличением эластичности полимера в результате модифицирования небольшим количеством полисульфида, что приводит к увеличению релаксационной способности и способствует более равномерному распределению остаточных напряжений, возникающих при термоотверждении полимера в результате усадочных явлений. [c.57]

Существенной чертой предполагаемого строения АН-2Ф. является наличие водородных связей. Известно, что образование водородной связи происходит во всех случаях, когда имеются подходящие геометрические условия и достаточная полярность химических связей, причем вещество стремится установить максимальное число водородных связей, так как при этом уменьшается энергия системы [22]. Водородные связи имеются в исходных продуктах (формальдегиде, феноле и полиэтиленполиаминах), однако особое влияние на свойства АН-2Ф оказывают связи больщой прочности, включающие фенольный гидроксил. Энергия этих связей должна быть достаточна для того, чтобы воспрепятствовать образованию фенолятов при действии 2—4% растворов едкого натра при обычной температуре. Устойчивость водородной связи значительно повышается, если при ее установлении образуется шестичленное [c.161]

Специфика распределения межмолекулярных сил и молекулярная масса полимера оказывают заметное влияние на уровень локального накопления механической энергии на химических связях. Роль этих факторов может затушевать различия в прочности связей основной цепи. Силы межмолекулярного взаимодействия определяют когезионную прочность материала, которая в свою очередь влияет на значения температур стеклования и плавления и в значительной степени — на стабильность макромолекул при нагреве и сдвиге. Величина и эффективность вторичных сил взаимодействия зависят от средней длины цепи, полярности, симметрии и ориентации макромолекул. Эти силы являются следствием притяжения диполей одного или разных знаков (до 33,5 кДж/моль), взаимодействия постоянных и индуцированных диполей (индукционный эффект достигает 2,1 кДж/моль), временных перемещений ядер и электронов при вибрации, которые вызывают возникновение сил притяжения (дисперсионный эффект порядка 8,4— 25,2 кДж/моль). И, наконец, следует учитывать водородные связи, создающие усилия притяжения атомов водорода к атомам фтора, кислорода или азота до 42 кДж/моль [114, 236]. [c.99]

Размеры макромолекул полимерных соединений настолько превышают размеры молекул низкомолекулярных веществ, что форма макромолекулы, как и химическая структура ее элементарных звеньев, оказывают решающее влияние на физические и механические характеристики материалов. Макромолекулам линейной формы свойственна высокая гибкость, приводящая к непрерывным конформационным изменениям. Чем длиннее цепи линейного полимера и больше полярность структуры его звеньев, тем выше силы их взаимного сцепления. Внешне это проявляется в большей прочности и твердости полимера, в повышении температуры размягчения и снижении текучести при повышенной температуре. Чем меньше силы межмолекулярного сцепления, тем богаче набор различных конформаций, которые может иметь макромолекула в результате тепловых колебательных движений. Большую гибкость полимерной цепи придает связь углерод — углерод. Звенья кислорода или серы, вкрапленные в углеродные цепи в ви e простых эфирных связей, способствуют усилению колебательного движения, повышая эластичность полимера, снижая температуру стеклования и размягчения. [c.763]

По.пяррюсть химических связей и молекул оказывает заметное влияние на свойства образуемых ими веы1еств. Попышение полярности химической связи часто повышает прочность связи. [c.141]

Колебательный спектр молекулы А—В определяется не только прочностью связи между А и В на характер спектра оказывают заметное влияние также различные факторы окружения молекулы. Межмолекулярные взаимодействия влияют на различные характеристики ИК-спектров, индуцируя изменение волнового числа, интенсивности и полуширины полос поглощения. Типичным примером могут служить два участка ИК- пектра 1,1-дихлорэтена, представленные на рис. 6.8. При повышении полярности среды одна полоса поглощения [vas( h3)] смещается в сторону меньших, а другая [у(СНг)] — в сторону больших волновых чисел. Вместе с тем усиление взаимодействий растворителя с растворенным веществом сопровождается повышением интенсивности поглощения и увеличением полуширины обеих полос. Очевидно, специфическое и неспецифическое взаимодействия растворителя с растворенным веществом по-разному влияют на два типа колебаний в молекуле 1,1-дихлорэтена. [c.448]

Взгляды на состояние вещества в растворах сильных электролитов со врел 0н Аррениуса, создавшего теорию электролитической диссоциации, неоднократно менялись. Сначала предполагали, что хотя сильные электролиты и хорошо диссоциируют, но все же в их растворах имеется определенное количество недиссоциированных молекул. Позже под влиянием успехов физических теорий пришли к заключению о полной диссоцпации сильных электролитов. В статистической теории предполагается полная диссоциация. В настоящее время имеются основания для утверждения, что ионы противоположных зарядов образуют в растворах не молекулы в точном смысле слова, а некоторые ассоциаты (ионные пары, тройники и более сложные комплексы). В 1922 г. В. К. Семен-ченко и позже Бьеррум пришли к выводу, что если расстояние между ионами достигло определенной минимальной величины, то ионы образуют систему, которая движется как одно целое (ионная пара), хотя и не является молекулой. Ионы противоположного знака, связанные в такую пару , не принимают участия в переносе тока. Чем меньше диэлектрическая проницаемость растворителя, тем больше относительное количество ионных пар. Взаи.модействие ионов с растворителем приводит в общем случае к возникновению сольватных комплексов, в которых. молекулы растворителя испытывают воздействие поля иона, а электронные системы ионов в свою очередь изменяются под влиянием полярных молекул растворителя. Прочность этих сольватов варьирует в широких пределах, ю молекулы растворителя, расположенные ближе к иону, связаны с ним прочнее. Иногда эта связь приобретает характер химической связи (гидратные комплексы, образуемые ионами в водных растворах, например М2(Н20)а или АЦНгО )- часто соответствующие сольваты удается обнаружить лишь косвенным путем. Молекулы растворителя в таких комплексах сохраняют возможность движения вокруг нона и отчасти по радиусу комплекса. [c.265]

В эпоксидных смолах, как и в других полярных полимерах, вода может существовать в нескольких видах, отличающихся своей энергией связи с полимером и подвижностью молекул воды полимера, а также влиянием на подвижность цепей полимера. Одним из наиболее удобных для исследования сорбированной воды. методов является протонный магнитный резонанс (ПМР), позволяющий оценивать подвижность как молекул воды, так и полимера, В работах [75, 77] исследована подвижность молекул воды в широком интервале те.мператур и концентраций и показано, что. можно выделить две формы растворенной воды, различающиеся по прочности связи с полимером и подвижности. Можно ожидать, что зависимость коэффициента расширения при сорбции от концентрации воды будет нелинейной, причем отклонения от пря-молииейности наиболее сильно выражены в начальной части изотермы. Однако эсе измерения Она проводят, начиная с относительной влажности порядка нескольких процентов. Поэтому наиболее искривленные части изотермы находятся вне исследуемого интервала значений относительной влалдостаточной точностью считать количество поглощенной воды пропорциональным [c.79]

Для того чтобы наблюдать влияние только мостичных связей, необходимо нейтрали.човать силовое поле полярных групп, например пластификатором. На рис. 9.38 приведены кривые набухания (/), прочности 2) и деформации (5) пленок в водно-глицериновой смеси [c.228]

Установленные закономерности в ряде случаев позволяют предвидеть стабильность намеченных к синтезу новых координационных соединений. Как известно, устойчивость комплексов в обшем зависит от природы металлоиона и природы лиганда, но за этим скрывается целый ряд факторов, оказывающих влияние на прочность образующегося соединения. Так, например, большое значение имеет электроно-донорная и электроноакцепторная характеристика составных частей комплекса и связанная с ней степень полярности связи. Решающая роль принадлежит также характеру образующейся координационной связи (ионная или ковалентная связь). Известно влияние на стабильность и образование соединения циклообразования, наличия кратных связей, стерических факторов и т. д. [c.5]

Независимо от типа внутрикомплексного соединения свойства иона-комплексообразователя меняются, что связано с возникновением дополнительных связей с лигандами и упаковкой комплексо-образователя в их системе, затрудняющей его соприкосновение с окружающей средой. Чем выше прочность связей лигандов и комплексообразователя, тем в меньшей степени в растворе проявляются собственные свойства центрального иона и тем заметнее сказываются особенности комплексного иона. Координативные связи в комплексных ионах полярны. Чем выше полярность этой связи, тем больше понная составляющая в ней и тем сильнее влияние на нее полярных молекул растворителя. Поэтому комплексные ионы с высокой полярностью связи способны диссоциировать при растворении в полярных растворителях. Например, при действии концентрированной соляной кислоты на СиСЬ протекает процесс образования Н2[СиС14]. Связь между С1 и Си + в ионе [СиСиР полярна. Поэтому под влиянием воды он заметно диссоциируст по схеме [c.103]

Появление окраски в нагретых ацетоновых растворах пиромеллитового диангидрида, малеинового ангидрида и фталевого ангидрида позволяет предположить возможность существования комплексов переноса заряда, образованных не по механизму Н-связи. Изучение спектров поглощения смесей ацетон — ангидрид в этил-ацетате также подтвердило взаимодействие в этих системах и показало отклонение от аддитивности в системе с диметилфталевым ангидридом. Так как наименьшая разница между расчетным и экспериментальным спектрами оказалась в системе, содержащей малеиновый ангидрид, то эти отклонения можно трактовать как результат изменения переноса заряда между ангидридной и остальной частью молекулы под влиянием комплексной связи с ацетоном. По аналогии с известной системой [4, 5] мы считали, что образование комплексов переноса заряда происходит здесь через кислородный мостик О . .. О». Тот факт, что удалось обнаружить взаимодействие с ацетоном, хотя разница между его потенциалом ионизации (9,69 эв) и потенциалом ионизации ацетофенона (9,65 эв) равна ошибке определения, объясняется, по нашему мнению, влиянием полярности среды—1,06Д у хлороформа и 1,810 у этилацетата [16]. Для наиболее прочных комплексов переноса заряда ангидридов определен эквимолярный состав соединений и их константа прочности. Если прочность комплексного соединения с пиромеллитовым диангидридом принять за единицу, то найденные в растворе соединения можно расположить в следующий ряд ПМДА — ацетон(1,оо) МА — ацетоН о,зз) -> ФА — ацетон(о,18), т. е. в этилацетатном растворе наиболее прочный комплекс переноса заряда образует ангидрид, у которого ангидридная группа выведена из плоскости бензольного кольца, а наименее прочный — молекула фталевого ангидрида. Ясно, что введение в молекулу фталевого ангидрида двух донорных заместителей будет еще больше подавлять акцепторные свойства его ангидридной группы. Выделить эти комплексы переноса заряда в кристаллическом виде из ацетона не удалось. Возможно, что эти соединения существуют только в растворе. [c.169]

Еще один пример решающего влияния характера межфазных связей на адгезионную прочность. Подложки в виде грибков из титана подвергали [109] различным видам химической обработки травлению серной кислотой, смесью фтористоводородной и азотной кислот, анодированию, фосфатно-фторидной обработке, щелочному травлению. Оказалось, что адгезионная прочность образцов, подвергнутых щелочному травлению, почти в 2 раза выше прочности анодированных образцов, хотя шероховатость, степень пористости и химический состав поверхностного слоя (ТЮг) в обоих случаях одинаковы. У образцов, подвергнутых фосфатнофторидной обработке, адгезионная прочность также почти в 2 раза выше прочности образцов, обработанных серной кислотой, хотя и в данном случае и пористость, и степень шероховатости, н химический состав поверхностного слоя (TiH) одинаковы. Удалось установить, что причина этих различий связана с тем, что на поверхности образцов, прошедших фосфатно-фторидную обработку, присутствуют фосфатные группы, а на поверхности образцов, подвергнутых щелочному травлению, — ОН-группы. Эти группы способны взаимодействовать с полярными группами эпоксидной смолы, что и обусловливает существенное повышение адгезионной прочности. Следует добавить, что авторы этой работы наблюдали также корреляцию адгезионной прочности с энергетическими параметрами [c.34]

Влияние полярных, а также пространственных факторов замещающих групп более подробно было исследовано нами на примере взаимодействия индофеноксильного радикала (I) с рядом фенолов. В табл. 2 сведены значения констант скоростей, энергий активации и предэкспоненциальных множителей исследованных реакций радикала (I) с фенолами. Падение констант скоростей в ряду 2,6-ди-трет-бутилфенол > 2,6-ди-трет-бутил-4-ме-тилфенол > 2,6-ди-трет-бутил-4-этилфенол можно объяснить влиянием пара-алкильных групп, положительный индуктивный эффект которых, возрастающий в ряду Н прочность связи ОН. В отличие от этого, в приведенном ряду фенолов, не имеющих в орто-положениях алкильных заместителей,. нам не удалось обнаружить заметного влияния [c.342]

Прочность связи минерала с водным адсорбционным слоем высока и, по имеющимся данным, только пр 600°С удается полностью удалить БОДУ с поверхности щелочного стекла. В присутствии полярных веществ более сложной структуры водяная оболочка может быть полностью или частично заменена новым адсорбционный слоем более сложной структуры, прочность связи которого с поверхностью минерала выше. Особенно прочна связь с минеральными наполнителями таких соединений, как эпоксисоединения,которые ориентируются в сфере их влияния, создавая плотный полимолекулярный слой. В этом слое.вещество находится в псевдотвердом состоянии. Тепловые движения молекул в нем сведены к минимуму и даже реакция полимеризации по эпоксидным группам проходит только по местам случайных дефектов. [c.5]

Реакции замещения всех соединений марганца, которые были исследованы, протекают со скоростью, не зависящей от концентрации и природы реагента. Таким образом, в пределах ошибки эксперимента скорости замещения (табл. 7.11) и обмена СО (табл. 7.6) одинаковы для одного и того же соединения. Это предполагает, что как замещение, так и обмен включают одинаковый диссоциативный механизм (рис. 7.8). Как упоминалось выше (стр. 481), скорости реакции Мп(С0)5Х уменьшаются в ряду С1 > Вг > I, энергии активации увеличхрваются в том же порядке, и это согласуется с предположением об увеличении прочности связи М — С в том же порядке. Для процесса диссоциации ожидается положительная энтропия активации, когда переходное состояние менее ограничено, чем основное состояние. Влияние растворителя на скорость реакции невелико, но скорость действительно уменьшается с увеличением диэлектрической проницаемости растворителя, указывая, что переходное состояние менее полярно, чем основное. [c.489]

Разнообразная природа пищевых продуктов, обусловливающая различную прочность связи липидов с другими составными частями продукта, оказьшает выраженное влияние на эффективность экстрак- ции. Ранее предложенные методы экстракции основывались главным образом на использовании неполярных растворителей (диэтиловый эфир, тетрахлорэтилен, гексан и др.). Экстракция осуществляется в специальных приборах—экстракторах (Сокслета, Гольдфиша, Можон-нье, Фосс-лет, Сокстек и др.). При использовании указанных методов извлекаются главным образом свободные липиды. Прочно связанные липиды при этом не экстрагируются как из продуктов растительного, так и животного происхождения. В связи с этим, а также ввиду значительного окисления липидов в процессе вьщеления были предприняты поиски других, более эффективных способов экстракции. Установили, что достаточно полная экстракция липидов может быть осуществлена, если использовать смесь полярного растворителя и неполярного или слабополярного. Обычно используемый в качестве полярного компонента спирт ослабляет прочность комплекса липиды—белки, что обеспечивает полноту экстракции неполярным растворителем. Однако эффективность экстракции в значительной мере зависит от степени разрушения клеточной структуры исследуемых объектов. Для этого используют гидролиз, разрушение в кавитационной мельнице, измельчение продуктов, предварительно замороженных в жидком азоте. [c.317]

ЗФТШ Химия — Статьи — Abitu.net

Взаимодействие валентных (наименее прочно связанных с ядром) электронов атомов приводит к образованию химических связей, т. е. к объединению атомов в молекулу. Образование молекулы из атомов возможно лишь тогда, когда оно приводит к выигрышу энергии; молекулярное состояние должно обладать меньшей энергией, чем атомное состояние, и, следовательно, быть устойчивее. Таким наиболее устойчивым является состояние атома, когда число электронов на внешнем электронном уровне максимальное, которое он может вместить; такой уровень называется завершённым и характеризуется наибольшей прочностью. Таковы электронные конфигурации атомов благородных газов. Значит, образование химической связи должно приводить к завершению внешнего электронного уровня атомов.

Это взаимодействие валентных электронов, приводящее к образованию химической связи, может осуществляться по-разному. Различают три основных вида химических связей: ковалентную, ионную и металлическую.

Рассмотрим механизм возникновения ковалентной связи на примере образования молекулы водорода:

`»H»+»H»=»H»_2`; `Delta»H»=-436` кДж/моль

Реакция сопровождается высвобождением большого количества тепла, значит, она энергетически выгодна.

Ядро свободного атома водорода окружено сферически симметричным электронным облаком, образованным `1s`-электроном. При сближении атомов до определённого расстояния происходит частичное перекрывание их электронных облаков (орбиталей).

Обычно наибольшее перекрывание электронных облаков осуществляется вдоль линии, соединяющей ядра двух атомов.

Ковалентная связь, которая образуется при перекрывании орбиталей вдоль линии, связывающей центры соединяющихся атомов, называется `sigma`-связью.

Химическую связь можно изобразить:

1) в виде точек, обозначающих электроны и поставленных у химического знака элемента:

`»H»* + *»H»=»H»:»H»` где `:` означает `sigma`-связь

2) с помощью квантовых ячеек (орбиталей), как размещение двух электронов с противоположными спинами в одной молекулярной квантовой ячейке:

3) часто, особенно в органической химии, ковалентную связь изображают чёрточкой, которая символизирует пару электронов: `»H» — «H»`.

Ковалентная связь в молекуле хлора также осуществляется с помощью двух общих электронов или электронной пары:

:Cl·····+·Cl····: → :Cl····:Cl····::\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\mathrm{Cl}}}\cdot+\cdot\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\mathrm{Cl}}}:\;\rightarrow\;:\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\mathrm{Cl}}}:\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\mathrm{Cl}}}:

В каждом атоме хлора `7` валентных электронов, из них `6` в виде неподелённых пар, а `1` — неспаренный электрон. Образование химической связи происходит именно за счёт неспаренных электронов каждого атома хлора. Они связываются в общую пару (или неподелённую пару) электронов. Если считать, что общая пара принадлежит обоим атомам, то каждый из них становится обладателем `8` электронов, т. е. приобретает устойчивую конфигурацию благородного газа. Поэтому ясно, что молекула хлора энергетически выгоднее, чем отдельные атомы.

Это также `sigma`-связь, но она образована перекрыванием `p`-электронных орбиталей по оси `x`.

Если в реагирующих атомах имеется `2` или `3` неспаренных электрона, то могут образоваться не `1`, а `2` или `3` связи, т. е. общих электронных пары. Если между атомами возникла одна ковалентная связь, то она называется одинарной, если две — двойной, если три — тройной. Они обозначаются соответственно = или `-=` штрихами.

Но хотя обозначение их одинаково, они отличаются по своим свойствам от одинарной `sigma`-связи. Чтобы пояснить разницу, рассмотрим образование тройной связи в молекуле азота `»N»_2`. В ней атомы имеют три общие пары электронов:

:N···+·N··: → :N⋮⋮N::\overset\cdot{\underset\cdot{\mathrm N}}\cdot+\cdot\overset\cdot{\underset\cdot{\mathrm N}}:\;\rightarrow\;:\mathrm N\vdots\vdots\mathrm N:

Они образованы неспаренными `p`-электронами двух атомов азота:

Орбитали `2p`-электронов расположены взаимно перпендикулярно, т. е. по осям `x`, `y` и `z`. Если перекрывание по оси `x` ведёт к образованию `sigma`-связи (перекрывание вдоль линии, связывающей центры атомов), то перекрывание по осям `y` и `z` происходит по обе стороны линии, связывающей центры соединяющихся атомов. Такая

ковалентная связь, возникающая при перекрывании орбиталей по обе стороны линии, связывающей центры соединяющихся атомов, называется `pi`-связью.

Очевидно, что взаимное перекрывание орбиталей в случае `pi`-связи меньше, чем в случае `sigma`-связи, поэтому `pi`-связь всегда менее прочная, чем `sigma`-связь. Но в сумме три связи `(sigma_x+pi_y+pi_z)` придают молекуле `»N»_2` большую прочность, поэтому молекула азота при нормальных условиях нереакционноспособна.

Таким образом, если имеется одинарная связь, то это обязательно `sigma`-связь; если имеется двойная или тройная связь, то одна из составляющих её связей обязательно `sigma`-связь (как более прочная она формируется первая и разрушается последняя), а остальные — `pi`-связи. И `sigma`-, и `pi`-связи — это разновидности ковалентной связи.

В общем случае

называется химическая связь, осуществляемая электронными парами.

Различают неполярную и полярную ковалентную связь.

Все рассмотренные выше молекулы образованы атомами одного и того же элемента, при этом двухэлектронное облако связи распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов, и электронная пара в одинаковой мере принадлежит обоим атомам. Такая связь называется неполярной ковалентной связью.

Иной случай реализуется, если связь образуют два атома различных элементов с отличающимися величинами относительной электроотрицательности, например, `»HCl»`, `»H»_2″O»`, `»H»_2″S»`, `»NH»_3` и др. В этом случае электронное облако связи смещено к атому с большей относительной электроотрицательностью. Такой вид связи называется полярной ковалентной связью.

Например, полярная ковалентная связь образуется при взаимодействии атомов водорода и хлора.

H·+·Cl····: → H:Cl····:\mathrm H\cdot+\cdot\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\mathrm{Cl}}}:\;\rightarrow\;\mathrm H:\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\mathrm{Cl}}}:

Электронная пара смещена к атому хлора, так как относительная электроотрицательность хлора `(x=3)` больше, чем у водорода `(x=2,1)`.

У молекул, содержащих неполярную связь, связующее облако распределяется симметрично между ядрами обоих атомов, и ядра в равной степени тянут его к себе. Электрический момент диполя таких молекул (`»H»_2`, `»F»_2`, `»Cl»_2` и др.) равен нулю. Молекулы, содержащие полярную связь, образованы связующим электронным облаком, смещённым в сторону атома с большей относительной электроотрицательностью.

Описанные выше примеры образования ковалентной связи относятся к обменному механизму, когда каждый из соединяющихся в молекулу атомов предоставляет по электрону. Однако образование ковалентной связи может происходить и по донорно-акцепторному механизму. В этом случае химическая связь возникает за счёт двухэлектронного облака одного атома (спаренных электронов) и свободной орбитали другого атома. Атом, предоставляющий неподелённую пару, называется донором, а атом, принимающий её (т. е. предоставляющий свободную орбиталь) —акцептором.-`, несущими разноимённые заряды, возникают силы электростатического притяжения, в результате чего образуется соединение `»NaCl»`.

называется химическая связь между ионами, возникающая в результате их электростатического притяжения.

Ионные соединения образуют атомы элементов, резко отличающихся по электроотрицательности, например, атомы элементов главных подгрупп I и II групп с элементами главных подгрупп VI и VII групп.

Таким образом, между механизмами возникновения ковалентной и ионной связей нет принципиального различия. Они различаются лишь степенью поляризации (смещения) общих электронных пар. Поэтому можно рассматривать ионную связь как предельный случай полярной ковалентной связи.

Вместе с тем надо помнить о важных отличиях ионной связи от ковалентной. Ионная связь характеризуется ненаправленностью в пространстве (каждый ион может притягивать ион противоположного знака по любому направлению) и ненасыщаемостью (взаимодействие ионов не устраняет способность притягивать или отталкивать другие ионы). Вследствие ненаправленности и ненасыщаемости ионные соединения в твёрдом состоянии представляют собой ионную кристаллическую решётку, в которой каждый ион взаимодействует не с одним, а со многими ионами противоположного знака; например, в решётке хлорида натрия катион натрия окружён шестью хлорид-анионами и наоборот. Связи между ионами многочисленны и прочны, поэтому вещества с ионной решёткой тугоплавки, малолетучи и обладают сравнительно высокой твёрдостью. При плавлении ионных кристаллов прочность связи между ионами уменьшается, и расплавы их проводят электрический ток. Ионные соединения, как правило, хорошо растворяются в воде и других полярных растворителях.

В то же время ковалентная связь отличается насыщаемостью (т. е. способностью атомов образовывать ограниченное количество ковалентных связей, определяемое числом неспаренных электронов) и направленностью (определённой пространственной структурой молекул, которой мы коснёмся ниже).

Твёрдые вещества, состоящие из молекул (полярных и неполярных), образуют молекулярные кристаллические решётки. Молекулы в таких решётках соединены сравнительно слабыми межмолекулярными силами, поэтому вещества с молекулярной решёткой имеют малую твёрдость, низкие температуры плавления, они плохо растворимы в воде, а их растворы почти не проводят электрический ток. Число неорганических веществ с молекулярной кристаллической решёткой невелико: лёд, твёрдый оксид углерода (IV) («сухой лёд»), твёрдые галогеноводороды и простые вещества, но зато большинство кристаллических органических соединений имеют молекулярную решётку.

Если же в узлах решётки располагаются атомы, соединённые прочными ковалентными связями, то такие вещества имеют высокие температуры плавления, прочность и твёрдость, они практически нерастворимы в жидкостях.

Характерный пример вещества с атомной кристаллической решёткой — алмаз; она характерна также для твёрдого бора, кремния, германия и соединений некоторых элементов с углеродом и кремнием.

Особый тип решётки в твёрдом состоянии образуют металлы. В узлах такой металлической кристаллической решётки находятся катионы металлов, а между ними — отрицательно заряженный «электронный газ». Атомы металлов в решётке упакованы так тесно, что валентные орбитали соседних атомов перекрываются, и электроны получают возможность свободно перемещаться из орбиталей одного атома в орбитали других атомов, осуществляя связь между всеми атомами данного кристалла металла. Лишённые валентных электронов, атомы превращаются в катионы, а электроны, осуществляющие связь, перемещаются по всему кристаллу металла и становятся общими.

Такой тип химической связи, которая осуществляется электронами, принадлежащими всем атомам одновременно, называется металлической связью. Металлическая связь характерна для металлов в твёрдом и жидком состоянии.

Металлическая связь имеет некоторое сходство с ковалентной, поскольку и в её основе лежит обобществление валентных электронов. Однако при ковалентной связи эти электроны находятся вблизи соединённых атомов и прочно с ними связаны, тогда как при металлической связи электроны свободно перемещаются по всему кристаллу и принадлежат всем его атомам. Именно поэтому кристаллы с ковалентной связью хрупки, а с металлической — пластичны, т. е. без разрушения изменяют форму, прокатываются в листы, вытягиваются в проволоку. Наличие свободных электронов придаёт кристаллам металлов непрозрачность, высокую электрическую проводимость, теплопроводность.

Иногда в соединениях мы встречаемся с особой формой химической связи – так называемой водородной связью. Она менее прочна, чем уже рассмотренные виды, и может считаться дополнительной связью к уже существующим ковалентным. Водородная связь возникает между атомом водорода в соединении и сильно электроотрицательным элементом с малыми размерами – фтором, кислородом, азотом, реже хлором и серой. Водородную связь обозначают точками `*«*«*`, подчёркивая тем самым её сравнительную слабость (примерно в `15` — `20` раз слабее ковалентной).

Водородная связь весьма распространена и играет важную роль при ассоциации молекул, в процессах кристаллизации, растворения, образования кристаллогидратов, электролитической диссоциации и других важных физико-химических процессах.

Молекула воды может образовывать четыре водородные связи, так как имеет два атома водорода и две несвязывающие электронные пары:

Эта способность обусловливает строение и свойства воды и льда.

Вода является жидкостью, хотя более тяжелый сероводород – полный электронный аналог воды – газ. Молекулы воды образуют между собой водородные связи, что увеличивает плотность вещества в жидком состоянии и его температуру кипения. Между молекулами сероводорода подобных связей не возникает из-за большого радиуса и сравнительно малой электроотрицательности атома серы.

При замерзании количество водородных связей между молекулами воды становится максимальным. Строго ориентируясь относительно друг друга, они образуют правильные шестиугольники.-`.

Важную роль играют водородные связи в химии процессов жизнедеятельности, поскольку они распространены в молекулах белков, нуклеиновых кислот и других биологически важных соединений.

Ph4 тип химической связи и схема образования

С помочью химических реакций распознайте кину оксид и магний карбонат. Допиши предложение: металлы могут образовать связи. Каков тип химической связи в молекуле фосфина Ph4? 3. B какой из молекул — хлороводорода НСl или фтороводорода HF — ковалентная химическая связь более полярна. Второму ответчику. В молекуле Ph4 связь ковалентная неполярная. Ковалентную неполярную связь могут образовывать также элементы-неметаллы, электроотрицательность которых имеет равное значение, например в молекуле Ph4 связь является ковалентной неполярной, так как. Вместо слова «ковалентный» там должно быть слово «ковалентная». И забыла схему ВаO. определите тип химической связи Br2,Ph4,KF,CO ,Ash4,GaCI3,O2,SO2 сложите электронные и. Запишите схемы образования малекул Na2 Br2 O2 N2 каков тип химической связи в этих. 11. Ковалентная неполярная химическая связь». Каков тип химической связи в молекуле фосфина РН3? 3 В какой из молекул — хлороводорода HCl или фтороводо-рода HF —ковалентная химическая связь более полярна?. Схема образования связи будет следующей: Сера-элемент главной подгруппы VI группы. Ее атомы имеют по 6 электронов на внешней оболочке. Схема образования связи следующая: Азот — элемент главной подгруппы V группы. Вы находитесь на странице вопроса «схема образования ковалентной связи Ph4+HBr», категории «химия». Данный вопрос относится к разделу «10-11» классов. Здесь вы сможете получить ответ, а также обсудить вопрос с посетителями сайта. определить тип химической связи составить схему образования Ch5. Определить тип химической связи, кристаллической решетки; написать схему образования химической связи. Под химической связью понимают различные виды взаимодействий, обуславливающие устойчивое существование двух- и многоатомных соединений: молекул, ионов, кристаллических веществ. По своей природе химическая связь представляет собой взаимодействие между. Лови ответ. Так как значения ЭО водорода и фосфора одинаковы, то химическая связь в молекуле РН3 будет ковалентной неполярной. Электронная схема образования молекулы NaF Ковалентной и Ионной Химической связи. Для веществ с ковалентным типом связи определите тип перекрывания электронных облаков, зарисуйте механизм образования молекул при помощи электронных и структурных. Тема: Химическая связь. Электролитическая диссоциация. Урок: Схемы образования веществ с различным типом связи. Рассмотрим на конкретных примерах условия и схемы образования каждого вида химической связи: ионная связь, ковалентная полярная. Укажите тип связи в следующих соединениях: NaF, K2O, Ph4, F2, N2, K2S, h3S, HBr, CaCl2, SO2. спросил 05 Фев от цельсия в категории ЕГЭ Расположите в порядке увеличения прочности связи вещества с формулами S2, Cl2, N2 и обоснуйте правильность своего решения. Химическая связь. Кристаллические решетки. Вариант 1. 1. Определите тип химической связи в соединениях N₂, KF, HF, NH₃ и H₂S. Напишите структурные и электронные формулы соединений NH₃ и HF. 2. Изобразите электронные формулы нейтрального атома и иона лития. А Составьте схему образования химической связи между атомами в молекуле …,Б напишите структурную формулу молекулы …,В укажите валентность и степень окисления атомов каждого э. Тема: Рассчитайте обем который можно получить. вид. образование. связь. соединение. схема. Здесь легко и интересно общаться. Присоединяйся. Типы химической связи. Диссоциация хлорида натрия в воде. Для отображения атома используем структуру Льюиса — это схема строения внешнего энергетического уровня атома Прочность химической связи зависит от длины связи, полярности связи и кратности связи. Запишите схемы образования химических связей для веществ, состав которых отображают формулами КСI и С12. металлы, сплавы, твердость, металлическая химическая связь, 8 класс. Тип химической связи. Атомы водорода и фосфора имеют почти одинаковые значения. Типы химической связи — структурно-логическая схема. Источник →. Скачать схему Типы химической связи. Водородная связь между молекулами Ph4 практически не проявляется и поэтому фосфин. Его химическая активность выше, чем у 2Определите тип химической связи и запишите схему ее образования. Таблица.Типы химической связи и их основные отличительные признаки. Урок по теме Образование ионной связи. Теоретические материалы и задания Химия, 8-9 класс. Рассмотрим механизм образования ионной связи на примере взаимодействия натрия и хлора. 4. Составим схему образования ионной связи. Химическая связь. 1. Форма молекулы зависит от типа гибридизации (sp, sp2, sp3, sp2d, sp3d, sp3d2, sp3d3, sp3d4) 2. Тип гибридизации центрального атома в различных однотипных молекулах Две σ-связи A — В. Схема образования гибридных орбиталей центрального атома. мир образования. Запишите схему образования связей в этих соединениях? Для первого заданного вещества К типом химической связи будет — металлическая связь. Для второго рассматриваемого вещества KBr — ионная — здесь мы можем наблюдать чрезмерно сильную разницу. Определить тип химической связи : CO2 , Ph4 , h3 , OF2 , O2 , Cu , FeS , Br2 , h3S , KCI — Готовим домашнее задание вместе! CO2 Ph4 OF2 h3S-ковалентная полярнаяh3 O2 Br2-ковалентная неполярнаяCu- металлическаяFeS KCL-ионная. 2. Определите тип химической связи и запишите схему её образования для веществ с формулами: а) S2, K2O и h3S; б) N2, Li3N и Cl3N. решебник №1 / ГЛАВА ПЕРВАЯ. 11. Ковалентная неполярная химическая связь». Каков тип химической связи в молекуле фосфина РН3?. S2 ковалентная неполярная S-SK2O ионная 4K+O2=2K2Oh3S ионная h3+S=h3SN2 ковалентная неполярная N-NLi3N ионная 6Li+N2=2Li3NCl3N ковалентная полярная N≡Cl.

7.5 Сила ионных и ковалентных связей — Химия

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

Описать энергетику образования и разрыва ковалентных и ионных связей
Используйте цикл Борна-Габера для вычисления энергии решетки для ионных соединений
Используйте среднюю энергию ковалентной связи для оценки энтальпии реакции

Сила связи описывает, насколько прочно каждый атом связан с другим атомом, и, следовательно, сколько энергии требуется для разрыва связи между двумя атомами.В этом разделе вы узнаете о прочности ковалентных связей, а затем сравните ее с силой ионных связей, которая связана с энергией решетки соединения.

Стабильные молекулы существуют, потому что ковалентные связи удерживают атомы вместе. Мы измеряем силу ковалентной связи энергией, необходимой для ее разрыва, то есть энергией, необходимой для разделения связанных атомов. Разделение любой пары связанных атомов требует энергии (см. Рисунок 1 в главе 7.2 Ковалентная связь).\ circ = 436 \; \ text {кДж} [/ латекс]

Молекулы с тремя или более атомами имеют две или более связи. Сумма всех энергий связи в такой молекуле равна стандартному изменению энтальпии для эндотермической реакции, которая разрывает все связи в молекуле. Например, сумма четырех энергий связи C – H в CH ₄, 1660 кДж, равна стандартному изменению энтальпии реакции:

Средняя энергия связи C – H, D _{C – H}, составляет 1660/4 = 415 кДж / моль, потому что на моль реакции приходится четыре моля разорванных связей C – H.Хотя четыре связи C – H эквивалентны в исходной молекуле, каждая из них не требует одинаковой энергии для разрыва; после разрыва первой связи (для чего требуется 439 кДж / моль) оставшиеся связи легче разорвать. Значение 415 кДж / моль является средним, а не точным значением, необходимым для разрыва какой-либо одной связи.

Прочность связи между двумя атомами увеличивается по мере увеличения количества электронных пар в связи. Как правило, по мере увеличения прочности связи длина связи уменьшается. Таким образом, мы обнаруживаем, что тройные связи сильнее и короче двойных связей между теми же двумя атомами; аналогично двойные связи сильнее и короче одинарных связей между теми же двумя атомами.Средние значения энергии связи для некоторых общих связей приведены в таблице 3, а сравнение длин связей и прочности связи для некоторых общих связей показано в таблице 4. Когда один атом связывается с различными атомами в группе, прочность связи обычно уменьшается по мере того, как мы движемся вниз. группа. Например, C – F составляет 439 кДж / моль, C – Cl составляет 330 кДж / моль, а C – Br составляет 275 кДж / моль.

руб.

Облигация	Bond Energy	Облигация	Bond Energy	Облигация	Bond Energy
H – H	436	C – S	260	F – Cl	255
H – C	415	C – Cl	330	F – Br	235
H – N	390	C – Br	275	Si – Si	230
H – O	464	C – I	240	Si – P	215
H – F	569	N – N	160	Si – S	225
H – Si	395	N = N	418	Si – Cl	359
H – P	320	NN	946	Si – Br	290
H – S	340	N – O	200	Si – I	215
H – Cl	432	N – F	270	P – P	215
H – Br	370	N – P	210	P – S	230
H – I	295	N – Cl	200	P – Cl	330
К – К	345	N – Br	245	П – Бр	270
С = С	611	O – O	140	P – I	215
КС	837	O = O	498	S – S	215
C – N	290	O – F	160	S – Cl	250
C = N	615	O – Si	370	S – Br	215
C≡N	891	O – P	350	Cl – Cl	243
C – O	350	O – Cl	205	Cl – Br	220
C = O	741	O – I	200	Cl – I	210
C≡O	1080	F – F	160	руб. –	190
C – F	439	F – Si	540	Br – I	180
C – Si	360	F – P	489	I – I	150
C – P	265	F – S	285
Таблица 3. Энергия связи (кДж / моль)

Облигация	Длина соединения (Å)	Энергия связи (кДж / моль)
C – C	1,54	345
С = С	1,34	611
КС	1,20	837
C – N	1,43	290
C = N	1,38	615
C≡N	1.16	891
C – O	1,43	350
C = O	1,23	741
C≡O	1,13	1080
Таблица 4. Средняя длина облигации и энергия связи для некоторых обыкновенных облигаций

Мы можем использовать энергии связи для расчета приблизительных изменений энтальпии для реакций, для которых нет данных об энтальпиях образования.Расчеты этого типа также покажут нам, является ли реакция экзотермической или эндотермической. Экзотермическая реакция (Δ H отрицательная, выделяется тепло) возникает, когда связи в продуктах сильнее, чем связи в реагентах. Эндотермическая реакция (Δ H положительная, поглощенное тепло) возникает, когда связи в продуктах слабее, чем в реагентах.

Изменение энтальпии, Δ H , для химической реакции приблизительно равно сумме энергии, необходимой для разрыва всех связей в реагентах (энергия «in», положительный знак), плюс энергия, выделяемая, когда все связи образуются в продукты (энергия «на выходе», отрицательный знак).Математически это можно выразить следующим образом:

[латекс] \ Delta H = \ sum {\ text {D} _ {\ text {облигации разорваны}}} — \ sum {\ text {D} _ {\ text {облигации сформированы}}} [/ latex]

В этом выражении символ Ʃ означает «сумму», а D представляет энергию связи в килоджоулей на моль, которая всегда является положительным числом. Энергия связи получается из таблицы (например, таблицы 4) и будет зависеть от того, является ли конкретная связь одинарной, двойной или тройной связью. Таким образом, при вычислении энтальпии таким образом важно учитывать связывание всех реагентов и продуктов.Поскольку значения D обычно являются средними для одного типа связи во многих различных молекулах, этот расчет обеспечивает грубую оценку, а не точное значение энтальпии реакции.

Рассмотрим следующую реакцию:

[латекс] \ text {H} _2 (g) + \ text {Cl} _2 (g) \ longrightarrow 2 \ text {HCl} (g) [/ latex]

или

[латекс] \ text {H} — \ text {H} (g) + \ text {Cl} — \ text {Cl} (g) \ longrightarrow 2 \ text {H} — \ text {Cl} (g) [/ латекс]

Для образования двух молей HCl необходимо разорвать один моль связей H – H и один моль связей Cl – Cl.Энергия, необходимая для разрыва этих связей, складывается из энергии связи H – H (436 кДж / моль) и связи Cl – Cl (243 кДж / моль). В ходе реакции образуются два моля связей H – Cl (энергия связи = 432 кДж / моль), высвобождая 2 × 432 кДж; или 864 кДж. Поскольку связи в продуктах сильнее, чем в реагентах, реакция выделяет больше энергии, чем потребляет:

[латекс] \ begin {array} {r @ {{} = {}} l} \ Delta H & \ sum {\ text {D} _ {\ text {облигации разорваны}}} — \ sum {\ text { D} _ {\ text {образованы облигации}}} \\ [1em] \ Delta H & [\ text {D} _ {\ text {H} — \ text {H}} + \ text {D} _ {\ текст {Cl} — \ text {Cl}}] — 2 \ text {D} _ {\ text {H} — \ text {Cl}} \\ [1em] & [436 + 243] — 2 (432) = — 185 \; \ text {kJ} \ end {array} [/ latex]

Эта избыточная энергия выделяется в виде тепла, поэтому реакция экзотермична.\ circ_ \ text {f} [/ latex], –92,307 кДж / моль. Это значение вдвое равно –184,6 кДж, что хорошо согласуется с полученным ранее ответом для образования двух молей HCl.

Пример 1

Использование энергии связи для расчета приблизительных изменений энтальпии
Метанол, CH ₃ OH, может быть отличным альтернативным топливом. В результате высокотемпературной реакции пара и углерода образуется смесь газов окиси углерода, CO и водорода, H ₂, из которой можно получить метанол.Используя энергии связи в таблице 4, рассчитайте приблизительное изменение энтальпии Δ H для реакции здесь:

[латекс] \ text {CO} (g) + 2 \ text {H} _2 (g) \ longrightarrow \ text {CH} _3 \ text {OH} (g) [/ latex]

Решение
Во-первых, нам нужно записать структуры Льюиса реагентов и продуктов:

Из этого мы видим, что Δ H для этой реакции включает энергию, необходимую для разрыва тройной связи C – O и двух одинарных связей H – H, а также энергию, получаемую при образовании трех одинарных связей C – H. , одинарная связь C – O и одинарная связь O – H.Мы можем выразить это следующим образом:

[латекс] \ begin {array} {r @ {{} = {}} l} \ Delta H & \ sum {\ text {D} _ {\ text {облигации разорваны}}} — \ sum {\ text { D} _ {\ text {сформированы облигации}}} \\ [1em] \ Delta H & [\ text {D} _ {\ text {C} \ Equiv \ text {O}} + 2 (\ text {D} _ {\ text {H} — \ text {H}})] — [3 (\ text {D} _ {\ text {C} — \ text {H}}) + \ text {D} _ {\ text {C} — \ text {O}} + \ text {D} _ {\ text {O} — \ text {H}}] \ end {array} [/ latex]

Используя значения энергии связи в Таблице 4, получаем:

[латекс] \ begin {array} {r @ {{} = {}} l} \ Delta H & [1080 + 2 (436)] — [3 (415) + 350 + 464] \\ [1em] & -107 \; \ text {кДж} \ end {array} [/ latex]

Мы можем сравнить это значение со значением, вычисленным на основе данных [latex] {\ Delta} H _ {\ text {f}} ^ {\ circ} [/ latex] из Приложения G:

[латекс] \ begin {array} {r @ {{} = {}} l} \ Delta H & [\ Delta H ^ \ circ _ {\ text {f}} \ text {CH} _3 \ text {OH} (g)] — [\ Delta H ^ \ circ _ {\ text {f}} \ text {CO} (g) + 2 \ times \ Delta H ^ \ circ _ {\ text {f}} \ text {H} _2 ] \\ [1em] & [-201.0] — [-110,52 + 2 \ times 0] \\ [1em] & -90,5 \; \ text {kJ} \ end {array} [/ latex]

Обратите внимание, что существует довольно значительный разрыв между значениями, рассчитанными с использованием двух разных методов. Это происходит потому, что значения D равны средним разной прочности сцепления; поэтому они часто дают лишь приблизительное согласие с другими данными.

Проверьте свои знания
Этиловый спирт, CH ₃ CH ₂ OH, был одним из первых органических химикатов, сознательно синтезированных людьми.Он имеет множество применений в промышленности, и это спирт, содержащийся в алкогольных напитках. Его можно получить путем ферментации сахара или синтезировать путем гидратации этилена по следующей реакции:

Используя энергии связи в таблице 4, рассчитайте приблизительное изменение энтальпии Δ H для этой реакции.

Обратите внимание, что мы используем соглашение, согласно которому твердое ионное вещество разделяется на ионы, поэтому наша энергия решетки будет , эндотермическая (положительные значения). В некоторых текстах используется эквивалентное, но противоположное соглашение, определяя энергию решетки как энергию, выделяемую, когда отдельные ионы объединяются, чтобы сформировать решетку, и давая отрицательные (экзотермические) значения. Таким образом, если вы ищете энергии решетки в другом справочнике, обязательно проверьте, какое определение используется.В обоих случаях большее значение энергии решетки указывает на более стабильное ионное соединение. Для хлорида натрия [латекс] \ Delta H _ {\ text {lattice}} = 769 \; \ text {кДж} [/ latex]. Таким образом, для разделения одного моля твердого NaCl на газообразные ионы Na ⁺ и Cl ^— требуется 769 кДж. -)} {\ text {R} _0} [/ латекс]

, в котором C — константа, зависящая от типа кристаллической структуры; Z ⁺ и Z ^— — заряды на ионах; и R _o — межионное расстояние (сумма радиусов положительных и отрицательных ионов).Таким образом, энергия решетки ионного кристалла быстро увеличивается по мере увеличения зарядов ионов и уменьшения размеров ионов. Когда все остальные параметры остаются постоянными, удвоение заряда как катиона, так и аниона увеличивает в четыре раза энергию решетки. Например, энергия решетки LiF (Z ⁺ и Z ^— = 1) составляет 1023 кДж / моль, тогда как у MgO (Z ⁺ и Z ^— = 2) составляет 3900 кДж / моль ( R _o примерно одинаков — около 200 пм для обоих соединений).

Разные межатомные расстояния приводят к разной энергии решетки. Например, мы можем сравнить энергию решетки MgF ₂ (2957 кДж / моль) с энергией решетки MgI ₂ (2327 кДж / моль), чтобы наблюдать влияние на энергию решетки меньшего ионного размера F ^—. по сравнению с I ^—.

Пример 2

Сравнение энергии решетки
Драгоценный драгоценный камень рубин — это оксид алюминия, Al ₂ O ₃, содержащий следы Cr ³⁺.Соединение Al ₂ Se ₃ используется при изготовлении некоторых полупроводниковых приборов. Какая из них имеет большую энергию решетки, Al ₂ O ₃ или Al ₂ Se ₃?

Раствор
В этих двух ионных соединениях заряды Z ⁺ и Z ^— одинаковы, поэтому разница в энергии решетки будет зависеть от R _o. Ион O ^2– меньше иона Se ^2–. Таким образом, Al ₂ O ₃ будет иметь более короткое межионное расстояние, чем Al ₂ Se ₃, а Al ₂ O ₃ будет иметь большую энергию решетки.

Проверьте свои знания
Оксид цинка, ZnO, является очень эффективным солнцезащитным кремом. Как можно сравнить энергию решетки ZnO с энергией решетки NaCl?

Ответ:

ZnO будет иметь большую энергию решетки, потому что значения Z как катиона, так и аниона в ZnO больше, а межионное расстояние ZnO меньше, чем у NaCl.

Невозможно напрямую измерить энергию решетки. Однако энергию решетки можно рассчитать с помощью уравнения, приведенного в предыдущем разделе, или с помощью термохимического цикла.{\ circ} _ {\ text {s}} [/ latex], энтальпия сублимации металла

D , энергия диссоциации связи неметалла

[латекс] \ Delta H _ {\ text {lattice}} [/ latex], энергия решетки соединения

На рисунке 1 показан цикл Борна-Габера для образования твердого фторида цезия.

Рис. 1. Цикл Борна-Габера показывает относительные энергии каждого шага, участвующего в образовании ионного твердого тела из необходимых элементов в их эталонных состояниях.\ circ _ {\ text {s}} [/ latex] представляет преобразование твердого цезия в газ, а затем энергия ионизации преобразует газообразные атомы цезия в катионы. На следующем этапе мы учитываем энергию, необходимую для разрыва связи F – F с образованием атомов фтора. Преобразование одного моля атомов фтора во фторид-ионы является экзотермическим процессом, поэтому на этом этапе выделяется энергия (сродство к электрону), и она показана как убывающая по оси y . Теперь у нас есть один моль катионов Cs и один моль анионов F.\ circ_s + \ frac {1} {2} D + IE + (-EA) + (- \ Delta H _ {\ text {lattice}}) [/ latex]
[латекс] \ text {Na} (s) + \ frac {1} {2} \ text {Cl} _2 (g) \ longrightarrow \ text {NaCl} (s) = -411 \; \ text {kJ} [/ latex] Таблица 5.

Таким образом, энергия решетки может быть вычислена из других значений. Для хлорида цезия, используя эти данные, энергия решетки составляет:

[латекс] \ Delta H_ \ text {lattice} = (411 + 109 + 122 + 496 + 368) \; \ text {kJ} = 770 \; \ text {kJ} [/ latex]

Цикл Борна-Габера может также использоваться для вычисления любой другой величины в уравнении для энергии решетки при условии, что известен остаток.\ circ_ \ text {f} [/ latex] известны, цикл Борна-Габера можно использовать для определения сродства к электрону атома.

Энергии решетки, рассчитанные для ионных соединений, обычно намного выше, чем энергии диссоциации связи, измеренные для ковалентных связей. В то время как энергии решетки обычно лежат в диапазоне 600–4000 кДж / моль (некоторые даже выше), энергии диссоциации ковалентных связей обычно находятся в пределах 150–400 кДж / моль для одинарных связей. Однако имейте в виду, что эти значения не являются напрямую сопоставимыми.Для ионных соединений энергии решетки связаны со многими взаимодействиями, поскольку катионы и анионы объединяются в расширенную решетку. Для ковалентных связей энергия диссоциации связи связана с взаимодействием всего двух атомов.

Сила ковалентной связи измеряется ее энергией диссоциации связи, то есть количеством энергии, необходимым для разрыва этой конкретной связи в моль молекул. Множественные связи сильнее одинарных связей между одними и теми же атомами. -)} { \ text {R} _0} [/ latex]

Химия: упражнения в конце главы

Какая связь в каждой из следующих пар облигаций самая сильная?
(а) C – C или C = C
(b) C – N или C≡N
(в) C≡O или C = O
(d) H – F или H – Cl
(e) C – H или O – H
(f) C – N или C – O
Используя энергии связи в таблице 3, определите приблизительное изменение энтальпии для каждой из следующих реакций:
(a) [латекс] \ text {H} _2 (g) + \ text {Br} _2 (g) \ longrightarrow 2 \ text {HBr} (g) [/ latex]
(b) [латекс] \ text {CH} _4 (g) + \ text {I} _2 (g) \ longrightarrow \ text {CH} _3 \ text {I} (g) + \ text {HI} (g ) [/ латекс]
(c) [латекс] \ text {C} _2 \ text {H} _4 (g) + 3 \ text {O} _2 (g) \ longrightarrow 2 \ text {CO} _2 (g) + 2 \ text { H} _2 \ text {O} (г) [/ латекс]
Используя энергии связи в таблице 3, определите приблизительное изменение энтальпии для каждой из следующих реакций:
(a) [латекс] \ text {Cl} _2 (g) + 3 \ text {F} _2 (g) \ longrightarrow 2 \ text {ClF} _3 (g) [/ latex]
(b) [латекс] \ text {H} _2 \ text {C} = \ text {CH} _2 (g) + \ text {H} _2 (g) \ longrightarrow \ text {H} _3 \ text {CCH } _3 (г) [/ латекс]
(c) [латекс] 2 \ text {C} _2 \ text {H} _6 (g) + 7 \ text {O} _2 (g) \ longrightarrow 4 \ text {CO} _2 (g) + 6 \ text {H} _2 \ text {O} (г) [/ латекс]
Когда молекула может образовывать две разные структуры, структура с более прочными связями обычно является более стабильной формой.Используйте энергии связи, чтобы предсказать правильную структуру молекулы гидроксиламина:
Чем энергия связи HCl ( г ) отличается от стандартной энтальпии образования HCl ( г )?
Используя стандартные данные по энтальпии образования в Приложении G, покажите, как стандартную энтальпию образования HCl ( г, ) можно использовать для определения энергии связи.
Используя стандартные данные по энтальпии образования в Приложении G, рассчитайте энергию связи углерод-сера двойной связи в CS ₂.
Используя стандартные данные по энтальпии образования в Приложении G, определите, какая связь сильнее: связь S – F в SF ₄ ( г, ) или в SF ₆ ( г )?
Используя стандартные данные по энтальпии образования в Приложении G, определите, какая связь сильнее: связь P – Cl в PCl ₃ ( г, ) или в PCl ₅ ( г )?
Завершите следующую структуру Льюиса, добавив связи (не атомы), а затем укажите самую длинную связь:
Используйте энергию связи, чтобы вычислить приблизительное значение Δ H для следующей реакции.Какая форма FNO ₂ более устойчива?
Используйте принципы атомарной структуры, чтобы ответить на каждый из следующих вопросов:
(а) Радиус атома Са 197 пм; радиус иона Ca ²⁺ составляет 99 пм. Учитывайте разницу.
(б) Энергия решетки CaO ( с ) составляет –3460 кДж / моль; энергия решетки K ₂ O составляет –2240 кДж / моль. Учитывайте разницу.
(c) Учитывая эти значения ионизации, объясните разницу между Ca и K в отношении их первой и второй энергий ионизации.
Элемент Первая энергия ионизации (кДж / моль) Энергия второй ионизации (кДж / моль)
К 419 3050
Ca 590 1140
Таблица 6.
(d) Первая энергия ионизации Mg составляет 738 кДж / моль, а энергия Al — 578 кДж / моль. Учтите эту разницу.
Энергия решетки LiF составляет 1023 кДж / моль, а расстояние Li – F равно 200.8 вечера. NaF кристаллизуется в той же структуре, что и LiF, но с расстоянием Na – F 231 пм. Какое из следующих значений наиболее точно соответствует энергии решетки NaF: 510, 890, 1023, 1175 или 4090 кДж / моль? Объяснить свой выбор.
Для какого из следующих веществ требуется наименьшая энергия, чтобы преобразовать один моль твердого вещества в отдельные ионы?
(а) MgO
(б) SrO
(в) КФ
(г) CSF
(е) MgF ₂
Реакция металла M с галогеном X ₂ протекает экзотермической реакцией, как показано этим уравнением: [латекс] \ text {M} (s) + \ text {X} _2 (g) \ longrightarrow \ text {MX} _2 (s) [/ latex].Для каждого из следующих вариантов укажите, какой вариант сделает реакцию более экзотермической. Объясни свои ответы.
(а) большой радиус в сравнении с малым радиусом для M ⁺²
(б) высокая энергия ионизации по сравнению с низкой энергией ионизации для M
(c) возрастающая энергия связи для галогена
(d) уменьшение сродства к электрону для галогена
(e) увеличивающийся размер аниона, образованного галогеном
Энергия решетки LiF составляет 1023 кДж / моль, а расстояние Li – F составляет 201 пм.MgO кристаллизуется в той же структуре, что и LiF, но с расстоянием Mg – O 205 пм. Какое из следующих значений наиболее точно соответствует энергии решетки MgO: 256 кДж / моль, 512 кДж / моль, 1023 кДж / моль, 2046 кДж / моль или 4008 кДж / моль? Объяснить свой выбор.
Какое соединение в каждой из следующих пар имеет большую энергию решетки? Примечание: Mg ²⁺ и Li ⁺ имеют одинаковые радиусы; O ^2– и F ^– имеют одинаковые радиусы. Объясните свой выбор.
(а) MgO или MgSe
(б) LiF или MgO
(в) Li ₂ O или LiCl
(d) Li ₂ Se или MgO
Какое соединение в каждой из следующих пар имеет большую энергию решетки? Примечание: Ba ²⁺ и
K ⁺ имеют аналогичные радиусы; S ^2– и Cl ^– имеют одинаковые радиусы.Объясните свой выбор.
(а) K ₂ O или Na ₂ O
(б) K ₂ S или BaS
(c) KCl или BaS
(г) BaS или BaCl ₂
Какому из следующих соединений требуется больше всего энергии для преобразования одного моля твердого вещества в отдельные ионы?
(а) MgO
(б) SrO
(в) КФ
(г) CSF
(е) MgF ₂
Какому из следующих соединений требуется больше всего энергии для преобразования одного моля твердого вещества в отдельные ионы?
(а) K ₂ S
(б) К ₂ О
(c) CaS
(г) CS ₂ S
(д) CaO
Энергия решетки KF составляет 794 кДж / моль, а межионное расстояние составляет 269 пм.Расстояние Na – F в NaF, имеющем ту же структуру, что и KF, составляет 231 пм. Какое из следующих значений является наиболее близким приближением энергии решетки NaF: 682 кДж / моль, 794 кДж / моль, 924 кДж / моль, 1588 кДж / моль или 3175 кДж / моль? Поясните свой ответ.

Элемент	Первая энергия ионизации (кДж / моль)	Энергия второй ионизации (кДж / моль)
К	419	3050
Ca	590	1140
Таблица 6.

Глоссарий

энергия связи: (также энергия диссоциации связи) энергия, необходимая для разрыва ковалентной связи в газообразном веществе

Цикл Борна-Габера: термохимический цикл, связывающий различные энергетические стадии, участвующие в образовании ионного твердого вещества из соответствующих элементов

энергия решетки (Δ H _{решетка}): энергия, необходимая для разделения одного моля твердого ионного вещества на составляющие его газообразные ионы

Решения

Ответы на упражнения в конце главы по химии

2.{\ circ} _ {\ text {f} [\ text {Cl} (g)]} \\ [1em] & — (- 92,307 \; \ text {кДж}) + 217,97 \; \ text {кДж} + 121,3 \; \ text {кДж} \\ [1em] & 431,6 \; \ text {кДж} \ end {array} [/ latex]

8. Связь S – F в SF ₄ более прочная.

10.

Одинарные связи C – C самые длинные.

12. (a) Когда два электрона удаляются из валентной оболочки, радиус Ca теряет внешний энергетический уровень и возвращается к нижнему уровню n = 3, который намного меньше по радиусу.(b) Заряд +2 на кальции притягивает кислород намного ближе по сравнению с K, тем самым увеличивая энергию решетки по сравнению с менее заряженным ионом. (c) Удаление электрона 4 s в Ca требует больше энергии, чем удаление электрона 4 s в K, из-за более сильного притяжения ядра и дополнительной энергии, необходимой для разрыва спаривания электронов. Вторая энергия ионизации для K требует, чтобы электрон был удален с более низкого энергетического уровня, где притяжение к электрону со стороны ядра намного сильнее.Кроме того, для разрыва пары двух электронов на полной орбитали требуется энергия. Для Са второй потенциал ионизации требует удаления только одинокого электрона на открытом внешнем энергетическом уровне. (d) В Al удаленный электрон относительно незащищен и неспарен на орбитали p . Более высокая энергия для Mg в основном отражает распаривание электрона 2 s .

14. (г)

16. 4008 кДж / моль; оба иона в MgO имеют вдвое больший заряд, чем ионы в LiF; длина скрепления очень похожа, и обе имеют одинаковую структуру; ожидается четырехкратное увеличение энергии на основе уравнения для энергии решетки

18.а) Na ₂ O; Na ⁺ имеет меньший радиус, чем K ⁺; (б) BaS; Ba имеет больший заряд, чем K; (c) BaS; Ba и S имеют больший заряд; (d) BaS; S имеет больший заряд

20. e)

9.4 Сильные стороны ионных и ковалентных связей — Химия: сначала атомы 2e

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

Описать энергетику образования и разрыва ковалентных и ионных связей
Используйте цикл Борна-Габера для вычисления энергии решетки для ионных соединений
Используйте среднюю энергию ковалентной связи для оценки энтальпии реакции

Сила связи описывает, насколько прочно каждый атом связан с другим атомом, и, следовательно, сколько энергии требуется для разрыва связи между двумя атомами.

Важно помнить, что для разрыва химических связей необходимо добавлять энергию (эндотермический процесс), тогда как при образовании химических связей выделяется энергия (экзотермический процесс). В случае H ₂ ковалентная связь очень прочная; необходимо добавить большое количество энергии, 436 кДж, чтобы разорвать связи в одном моль молекул водорода и вызвать разделение атомов:

h3 (г) ⟶2H (г) энергия связи = 436 кДж h3 (г) ⟶2H (г) энергия связи = 436 кДж

И наоборот, такое же количество энергии высвобождается, когда один моль молекул H ₂ образуется из двух молей атомов H:

2H (г) ⟶h3 (г) энергия связи = -436 кДж2H (г) ⟶h3 (г) энергия связи = -436 кДж

Прочность связи: ковалентные связи

Стабильные молекулы существуют, потому что ковалентные связи удерживают атомы вместе.Мы измеряем силу ковалентной связи энергией, необходимой для ее разрыва, то есть энергией, необходимой для разделения связанных атомов. Разделение любой пары связанных атомов требует энергии (см. Рис. 4.4). Чем прочнее связь, тем больше энергии требуется для ее разрыва.

Энергия, необходимая для разрыва определенной ковалентной связи в одном моль газообразных молекул, называется энергией связи или энергией диссоциации связи. Энергия связи для двухатомной молекулы, D _{X – Y}, определяется как стандартное изменение энтальпии для эндотермической реакции:

XY (g) ⟶X (g) + Y (g) DX − Y = ΔH ° XY (g) ⟶X (g) + Y (g) DX − Y = ΔH °

Например, энергия чистой ковалентной связи H – H, D _{H – H}, составляет 436 кДж на моль разорванных связей H – H:

h3 (г) ⟶2H (г) DH − H = ΔH ° = 436 кДж h3 (г) ⟶2H (г) DH − H = ΔH ° = 436 кДж

Молекулы с тремя или более атомами имеют две или более связи.Сумма всех энергий связи в такой молекуле равна стандартному изменению энтальпии для эндотермической реакции, которая разрывает все связи в молекуле. Например, сумма четырех энергий связи C – H в CH ₄, 1660 кДж, равна стандартному изменению энтальпии реакции:

Средняя энергия связи C – H, D _{C – H}, составляет 1660/4 = 415 кДж / моль, потому что на моль реакции приходится четыре моля разорванных связей C – H. Хотя четыре связи C – H эквивалентны в исходной молекуле, каждая из них не требует одинаковой энергии для разрыва; после разрыва первой связи (для чего требуется 439 кДж / моль) оставшиеся связи легче разорвать.Значение 415 кДж / моль является средним, а не точным значением, необходимым для разрыва какой-либо одной связи.

Прочность связи между двумя атомами увеличивается по мере увеличения количества электронных пар в связи. Как правило, по мере увеличения прочности связи длина связи уменьшается. Таким образом, мы обнаруживаем, что тройные связи сильнее и короче двойных связей между теми же двумя атомами; аналогично двойные связи сильнее и короче одинарных связей между теми же двумя атомами. Средние значения энергии связи для некоторых обычных связей приведены в Таблице 9.3, а сравнение длин и прочности связи для некоторых обычных связей приведено в таблице 9.4. Когда один атом связывается с различными атомами в группе, прочность связи обычно уменьшается по мере того, как мы движемся вниз по группе. Например, C – F составляет 439 кДж / моль, C – Cl составляет 330 кДж / моль, а C – Br составляет 275 кДж / моль.

Энергия связи (кДж / моль)

руб.

Облигация	Bond Energy	Облигация	Bond Energy	Облигация	Bond Energy
H – H	436	C – S	260	F – Cl	255
H – C	415	C – Cl	330	F – Br	235
H – N	390	C – Br	275	Si – Si	230
H – O	464	C – I	240	Si – P	215
H – F	569	N – N	160	Si – S	225
H – Si	395	N = NN = N	418	Si – Cl	359
H – P	320	N≡NN≡N	946	Si – Br	290
H – S	340	N – O	200	Si – I	215
H – Cl	432	N – F	270	P – P	215
H – Br	370	N – P	210	P – S	230
H – I	295	N – Cl	200	P – Cl	330
C – C	345	N – Br	245	P – Br	270
C = CC = C	611	O – O	140	P – I	215
C≡CC≡C	837	O = OO = O	498	S – S	215
C – N	290	O – F	160	S – Cl	250
C = NC = N	615	O – Si	370	S – Br	215
C≡NC≡N	891	O – P	350	Cl – Cl	243
C – O	350	O – Cl	205	Cl – Br	220
C = OC = O	741	O – I	200	Cl – I	210
C≡OC≡O	1080	F – F	160	руб. –	190
C – F	439	F – Si	540	Br – I	180
C – Si	360	F – P	489	I – I	150
C – P	265	F – S	285

Стол 9.3

Средняя длина облигаций и энергия облигаций для некоторых обыкновенных облигаций

Облигация	Длина связи (Å)	Энергия связи (кДж / моль)
C – C	1,54	345
C = CC = C	1,34	611
C≡CC≡C	1,20	837
C – N	1,43	290
C = NC = N	1.38	615
C≡NC≡N	1,16	891
C – O	1,43	350
C = OC = O	1,23	741
C≡OC≡O	1,13	1080

Стол 9,4

Энергия связи — это разница между минимумом энергии (который возникает на расстоянии связи) и энергией двух разделенных атомов.Это количество энергии, высвобождаемой при образовании связи. И наоборот, для разрыва связи требуется такое же количество энергии. Для молекулы H ₂, показанной на рисунке 5.2, при расстоянии связи 74 пм система на 7,24 × 10 ⁻¹⁹ Дж ниже по энергии, чем два разделенных атома водорода. Это может показаться небольшим числом. Однако, как мы узнаем более подробно позже, энергии связи часто обсуждаются в расчете на моль. Например, для разрыва одной связи H – H требуется 7,24 × × 10 ⁻¹⁹ Дж, но для этого требуется 4.36 × × 10 ⁵ Дж для разрыва 1 моля Н – Н связи. Сравнение некоторых длин и энергий связей показано на Рисунке 5.2 и Таблице 9.3. Мы можем найти многие из этих связей в различных молекулах, и в этой таблице приведены средние значения. Например, для разрыва первой связи C – H в CH ₄ требуется 439,3 кДж / моль, а для разрыва первой связи C – H в H – CH ₂ C ₆ H ₅ (обычный разбавитель для краски) требуется 375,5 кДж / моль.

Как видно из таблиц 9.3 и 9.4, средняя одинарная связь углерод-углерод составляет 347 кДж / моль, тогда как в двойной связи углерод-углерод π-связь увеличивает прочность связи на 267 кДж / моль. Добавление дополнительной π-связи вызывает дальнейшее увеличение на 225 кДж / моль. Мы можем увидеть похожую картину, когда сравним другие σ- и π-связи. Таким образом, каждая отдельная π-связь обычно слабее, чем соответствующая σ-связь между теми же двумя атомами. В связи σ существует большая степень перекрытия орбиталей, чем в связи π.

Мы можем использовать энергии связи для расчета приблизительных изменений энтальпии для реакций, в которых энтальпии образования недоступны.Расчеты этого типа также покажут нам, является ли реакция экзотермической или эндотермической. Экзотермическая реакция (Δ H отрицательная, выделяется тепло) возникает, когда связи в продуктах сильнее, чем связи в реагентах. Эндотермическая реакция (Δ H положительная, поглощенное тепло) возникает, когда связи в продуктах слабее, чем в реагентах.

Изменение энтальпии, Δ H , для химической реакции приблизительно равно сумме энергии, необходимой для разрыва всех связей в реагентах (энергия «in», положительный знак), плюс энергия, выделяющаяся, когда все связи образуются в продукты (энергия «на выходе», отрицательный знак).Математически это можно выразить следующим образом:

ΔH = ƩDоблигации разорваны − ƩDоблигации образованы ΔH = ƩDоблигации разорваны − ƩDоблигации сформированы

В этом выражении символ Ʃ означает «сумму», а D представляет энергию связи в килоджоулей на моль, которая всегда является положительным числом. Энергия связи получается из таблицы (например, таблицы 9.4) и будет зависеть от того, является ли конкретная связь одинарной, двойной или тройной связью. Таким образом, при вычислении энтальпии таким образом важно учитывать связывание всех реагентов и продуктов.Поскольку значения D обычно являются средними для одного типа связи во многих различных молекулах, этот расчет обеспечивает грубую оценку, а не точное значение энтальпии реакции.

Рассмотрим следующую реакцию:

h3 (г) + Cl2 (г) ⟶2HCl (г) h3 (г) + Cl2 (г) ⟶2HCl (г)

или

H – H (г) + Cl – Cl (г) ⟶2H – Cl (г) H – H (г) + Cl – Cl (г) ⟶2H – Cl (г)

Для образования двух молей HCl необходимо разорвать один моль связей H – H и один моль связей Cl – Cl. Энергия, необходимая для разрыва этих связей, складывается из энергии связи H – H (436 кДж / моль) и связи Cl – Cl (243 кДж / моль).Во время реакции образуются два моля связей H – Cl (энергия связи = 432 кДж / моль), высвобождая 2 × × 432 кДж; или 864 кДж. Поскольку связи в продуктах сильнее, чем в реагентах, реакция выделяет больше энергии, чем потребляет:

ΔH = ƩDоблигации разорваны − ƩDоблигации образованы ΔH = [DH − H + DCl − Cl] −2DH − Cl = [436 + 243] −2 (432) = — 185kJ ΔH = ƩDбонд разорваны − ƩDсформированные облигацииΔH = [DH − H + DCl − Cl ] −2DH − Cl = [436 + 243] −2 (432) = — 185 кДж

Эта избыточная энергия выделяется в виде тепла, поэтому реакция экзотермична. В Приложении G приводится значение стандартной молярной энтальпии образования HCl (г), ΔHf °, ΔHf °, равное –92.307 кДж / моль. Это значение вдвое равно –184,6 кДж, что хорошо согласуется с полученным ранее ответом для образования двух молей HCl.

Пример 9,16

Использование энергии связи для расчета приблизительных изменений энтальпии

Метанол, CH ₃ OH, может быть отличным альтернативным топливом. В результате высокотемпературной реакции пара и углерода образуется смесь газов окиси углерода, CO и водорода, H ₂, из которой можно получить метанол. Используя энергии связи в таблице 9.4, рассчитайте приблизительное изменение энтальпии Δ H для реакции здесь: CO (г) + 2h3 (г) ⟶Ch4OH (г) CO (г) + 2h3 (г) ⟶Ch4OH (г)

Решение

Во-первых, нам нужно записать структуры Льюиса реагентов и продуктов:

Из этого мы видим, что Δ H для этой реакции включает энергию, необходимую для разрыва тройной связи C – O и двух одинарных связей H – H, а также энергию, получаемую при образовании трех одинарных связей C – H. , одинарная связь C – O и одинарная связь O – H. Мы можем выразить это следующим образом:

ΔH = ƩDоблигации разорваны − ƩDсформированные облигацииΔH = [DC≡O + 2 (DH − H)] — [3 (DC − H) + DC − O + DO − H] ΔH = ƩDбонд разорваны − ƩDбонд сформированыΔH = [DC≡O + 2 (DH − H)] — [3 (DC − H) + DC − O + DO − H]

Используя значения энергии связи в Таблице 9.4, получаем:

ΔH = [1080 + 2 (436)] — [3 (415) + 350 + 464] = — 107 кДж ΔH = [1080 + 2 (436)] — [3 (415) + 350 + 464] = — 107 кДж

Мы можем сравнить это значение со значением, рассчитанным на основе данных ΔHf ° ΔHf ° из Приложения G:

ΔH = [ΔHf ° Ch4OH (г)] — [ΔHf ° CO (г) + 2 × ΔHf ° h3] = [- 201,0] — [- 110,52 + 2 × 0] = — 90,5 кДжΔH = [ΔHf ° Ch4OH (г )] — [ΔHf ° CO (г) + 2 × ΔHf ° h3] = [- 201,0] — [- 110,52 + 2 × 0] = — 90,5 кДж

Обратите внимание, что существует довольно значительный разрыв между значениями, рассчитанными с использованием двух разных методов. Это происходит потому, что значения D равны , среднее значение разной прочности сцепления; поэтому они часто дают лишь приблизительное согласие с другими данными.

Проверьте свои знания

Этиловый спирт, CH ₃ CH ₂ OH, был одним из первых органических химикатов, сознательно синтезированных людьми. Он имеет множество применений в промышленности, и это спирт, содержащийся в алкогольных напитках. Его можно получить путем ферментации сахара или синтезировать путем гидратации этилена в следующей реакции:

Используя энергии связи в Таблице 9.4, рассчитайте приблизительное изменение энтальпии Δ H для этой реакции.

Прочность ионной связи и энергия решетки

Ионное соединение стабильно из-за электростатического притяжения между его положительными и отрицательными ионами.Энергия решетки соединения является мерой силы этого притяжения. Энергия решетки (Δ H _{решетка}) ионного соединения определяется как энергия, необходимая для разделения одного моля твердого вещества на составляющие его газообразные ионы. Для ионного твердого вещества MX энергия решетки представляет собой изменение энтальпии процесса:

MX (s) ⟶Mn + (g) + Xn− (g) ΔHlattice MX (s) ⟶Mn + (g) + Xn− (g) ΔHlattice).

Обратите внимание, что мы используем соглашение, согласно которому твердое ионное вещество разделяется на ионы, поэтому наша энергия решетки будет эндотермической (положительные значения).В некоторых текстах используется эквивалентное, но противоположное соглашение, определяя энергию решетки как энергию, выделяемую, когда отдельные ионы объединяются, чтобы сформировать решетку, и давая отрицательные (экзотермические) значения. Таким образом, если вы ищете энергии решетки в другом справочнике, обязательно проверьте, какое определение используется. В обоих случаях большее значение энергии решетки указывает на более стабильное ионное соединение. Для хлорида натрия Δ H _{решетка} = 769 кДж. Таким образом, для разделения одного моля твердого NaCl на газообразные ионы Na ⁺ и Cl ^— требуется 769 кДж.Когда по одному моль каждого из газообразных ионов Na ⁺ и Cl ^— образует твердый NaCl, выделяется 769 кДж тепла.

Энергия решетки Δ H _{решетки} ионного кристалла может быть выражена следующим уравнением (полученным из закона Кулона, регулирующего силы между электрическими зарядами):

ΔH решетка = C (Z +) (Z−) Ro ΔH решетка = C (Z +) (Z−) Ro

Пример 9,17

Сравнение энергии решетки

Драгоценный драгоценный камень рубин — это оксид алюминия Al ₂ O ₃, содержащий следы Cr ³⁺.Соединение Al ₂ Se ₃ используется при изготовлении некоторых полупроводниковых приборов. Какая из них имеет большую энергию решетки, Al ₂ O ₃ или Al ₂ Se ₃?

Решение

В этих двух ионных соединениях заряды Z ⁺ и Z ^— одинаковы, поэтому разница в энергии решетки будет зависеть от R _o. Ион O ^2– меньше иона Se ^2–. Таким образом, Al ₂ O ₃ будет иметь более короткое межионное расстояние, чем Al ₂ Se ₃, а Al ₂ O ₃ будет иметь большую энергию решетки.

Проверьте свои знания

Оксид цинка ZnO — очень эффективное солнцезащитное средство. Как можно сравнить энергию решетки ZnO с энергией решетки NaCl?

Отвечать:

Цикл Борна-Габера

Непосредственно измерить энергии решетки невозможно. Однако энергию решетки можно рассчитать с помощью уравнения, приведенного в предыдущем разделе, или с помощью термохимического цикла.Цикл Борна-Габера — это применение закона Гесса, который разбивает образование ионного твердого вещества на серию отдельных этапов:

ΔHf °, ΔHf °, стандартная энтальпия образования соединения
IE , энергия ионизации металла
EA , электронное сродство неметалла
ΔHs °, ΔHs °, энтальпия сублимации металла
D , энергия диссоциации связи неметалла
Δ H _{решетка}, энергия решетки соединения

Рисунок 9.25 изображает цикл Борна-Габера для образования твердого фторида цезия.

Фигура 9,25 Цикл Борна-Габера показывает относительные энергии каждого шага, участвующего в образовании ионного твердого тела из необходимых элементов в их эталонных состояниях.

Начнем с элементов в их наиболее распространенных состояниях, Cs ( s ) и F ₂ ( g ). ΔHs ° ΔHs ° представляет преобразование твердого цезия в газ, а затем энергия ионизации преобразует газообразные атомы цезия в катионы.На следующем этапе мы учитываем энергию, необходимую для разрыва связи F – F с образованием атомов фтора. Преобразование одного моля атомов фтора во фторид-ионы является экзотермическим процессом, поэтому на этом этапе выделяется энергия (сродство к электрону), и она отображается как убывающая по оси y . Теперь у нас есть один моль катионов Cs и один моль анионов F. Эти ионы объединяются с образованием твердого фторида цезия. Изменение энтальпии на этом этапе является отрицательным для энергии решетки, поэтому это также экзотермическая величина.Полная энергия, вовлеченная в это преобразование, равна экспериментально определенной энтальпии образования, ΔHf °, ΔHf °, соединения из его элементов. В этом случае общее изменение экзотермическое.

Закон Гесса также можно использовать, чтобы показать взаимосвязь между энтальпиями отдельных ступеней и энтальпией образования. Таблица 9.5 показывает это для фторида цезия, CsF.

Энтальпия сублимации Cs ( с )	Cs (т) ⟶Cs (г) Cs (т) ⟶Cs (г)	ΔH = ΔHs ° = 76.5 кДж / моль ΔH = ΔHs ° = 76,5 кДж / моль
Половина энергии связи F ₂	12F2 (г) ⟶F (г) 12F2 (г) ⟶F (г)	ΔH = 12D = 79,4 кДж / моль ΔH = 12D = 79,4 кДж / моль
Энергия ионизации Cs ( г )	Cs (g) ⟶Cs + (g) + e − Cs (g) ⟶Cs + (g) + e−	ΔH = IE = 375,7 кДж / моль ΔH = IE = 375,7 кДж / моль
Сродство к электрону F	F (г) + e − ⟶F− (g) F (g) + e − ⟶F− (g)	ΔH = EA = −328,2 кДж / моль ΔH = EA = −328,2 кДж / моль
Отрицательная энергия решетки CsF ( с )	Cs + (г) + F- (г) ⟶CsF (т) Cs + (г) + F- (г) ⟶CsF (т)	ΔH = −ΔH решетка =? ΔH = −ΔH решетка =?
Энтальпия образования CsF ( с ), добавьте шаги 1–5	ΔH = ΔHf ° = ΔHs ° + 12D + IE + (EA) + (- ΔHlattice) Cs (s) + 12F2 (g) ⟶CsF (s) ΔH = ΔHf ° = ΔHs ° + 12D + IE + (EA) + ( −ΔH решетка) Cs (т) + 12F2 (г) ⟶CsF (т)	ΔH = -553.5 кДж / моль ΔH = -553,5 кДж / моль

Стол 9,5

Таким образом, энергия решетки может быть вычислена из других значений. Для фторида цезия, используя эти данные, энергия решетки составляет:

ΔHlattice = 76,5 + 79,4 + 375,7 + (- 328,2) — (- 553,5) = 756,9 кДж / моль ΔHlattice = 76,5 + 79,4 + 375,7 + (- 328,2) — (- 553,5) = 756,9 кДж / моль

Цикл Борна-Габера также можно использовать для расчета любой из других величин в уравнении для энергии решетки при условии, что известен остаток. Например, если известны соответствующие энтальпии сублимации ΔHs °, ΔHs °, энергия ионизации (IE), энтальпия диссоциации связи (D), энергия решетки Δ H _{решетки,} и стандартная энтальпия образования ΔHf ° ΔHf °, цикл Борна-Габера можно использовать для определения сродства атома к электрону.

Энергии решетки, рассчитанные для ионных соединений, обычно намного выше, чем энергии диссоциации связи, измеренные для ковалентных связей. В то время как энергии решетки обычно лежат в диапазоне 600–4000 кДж / моль (некоторые даже выше), энергии диссоциации ковалентных связей обычно находятся в пределах 150–400 кДж / моль для одинарных связей. Однако имейте в виду, что эти значения не являются напрямую сопоставимыми. Для ионных соединений энергии решетки связаны со многими взаимодействиями, поскольку катионы и анионы объединяются в расширенную решетку.Для ковалентных связей энергия диссоциации связи связана с взаимодействием всего двух атомов.

Химические связи — Принципы биологии

Как элементы взаимодействуют друг с другом, зависит от того, как расположены их электроны и сколько отверстий для электронов существует во внешней области, где электроны присутствуют в атоме. Электроны существуют на энергетических уровнях, которые образуют оболочки вокруг ядра. Ближайшая оболочка может вместить до двух электронов. Ближайшая к ядру оболочка всегда заполняется первой, прежде чем можно будет заполнить любую другую оболочку.Водород имеет один электрон; следовательно, в самой нижней оболочке занято только одно место. Гелий имеет два электрона; следовательно, он может полностью заполнить нижнюю оболочку двумя своими электронами. Если вы посмотрите на таблицу Менделеева, вы увидите, что водород и гелий — единственные два элемента в первой строке. Это потому, что в их первой оболочке есть только электроны. Водород и гелий — единственные два элемента, которые имеют самую низкую оболочку и не имеют других оболочек.

Второй и третий энергетические уровни могут содержать до восьми электронов.Восемь электронов расположены в четырех парах, и одна позиция в каждой паре заполняется электроном до того, как любые пары будут сформированы.

Еще раз взглянув на таблицу Менделеева (рис. 1), вы заметите, что там семь строк. Эти строки соответствуют количеству оболочек, которые имеют элементы в этой строке. Элементы в определенной строке имеют увеличивающееся количество электронов по мере того, как столбцы перемещаются слева направо. Хотя у каждого элемента одинаковое количество оболочек, не все оболочки полностью заполнены электронами.Если вы посмотрите на вторую строку периодической таблицы, вы найдете литий (Li), бериллий (Be), бор (B), углерод (C), азот (N), кислород (O), фтор (F), и неон (Ne). Все они имеют электроны, которые занимают только первую и вторую оболочки. Литий имеет только один электрон во внешней оболочке, бериллий имеет два электрона, бор имеет три и так далее, пока вся оболочка не будет заполнена восемью электронами, как в случае с неоном.

Не все элементы имеют достаточно электронов, чтобы заполнить свои внешние оболочки, но атом наиболее стабилен, когда все позиции электронов на внешней оболочке заполнены.Из-за этих вакансий во внешних оболочках мы видим образование химических связей или взаимодействия между двумя или более одинаковыми или разными элементами, которые приводят к образованию молекул. Чтобы достичь большей стабильности, атомы будут стремиться полностью заполнить свои внешние оболочки и связываться с другими элементами для достижения этой цели, разделяя электроны, принимая электроны от другого атома или отдавая электроны другому атому. Поскольку внешние оболочки элементов с низкими атомными номерами (вплоть до кальция с атомным номером 20) могут содержать восемь электронов, это называется правилом октетов.Элемент может отдавать, принимать или делиться электронами с другими элементами, чтобы заполнить свою внешнюю оболочку и удовлетворить правилу октетов.

Когда атом не содержит равного количества протонов и электронов, его называют ионом . Поскольку количество электронов не равно количеству протонов, каждый ион имеет чистый заряд. Положительные ионы образуются при потере электронов и называются катионами. Отрицательные ионы образуются путем захвата электронов и называются анионами.

Например, у натрия только один электрон на внешней оболочке.Натрию требуется меньше энергии, чтобы отдать один электрон, чем принять еще семь электронов, чтобы заполнить внешнюю оболочку. Если натрий теряет электрон, у него теперь будет 11 протонов и только 10 электронов, а общий заряд останется +1. Теперь он называется ионом натрия.

У атома хлора семь электронов на внешней оболочке. Опять же, для хлора более энергоэффективно получить один электрон, чем потерять семь. Следовательно, он стремится получить электрон, чтобы создать ион с 17 протонами и 18 электронами, придавая ему чистый отрицательный (–1) заряд.Теперь он называется хлорид-ионом. Это движение электронов от одного элемента к другому называется переносом электронов. Как показано на рисунке 1, атом натрия (Na) имеет только один электрон в своей внешней оболочке, тогда как атом хлора (Cl) имеет семь электронов в своей внешней оболочке. Атом натрия отдаст свой один электрон, чтобы опустошить свою оболочку, а атом хлора примет этот электрон, чтобы заполнить свою оболочку, став хлоридом. Оба иона теперь удовлетворяют правилу октетов и имеют полные внешние оболочки.Поскольку количество электронов больше не равно количеству протонов, каждый теперь является ионом и имеет заряд +1 (натрий) или –1 (хлорид).

Рисунок 1 Элементы имеют тенденцию заполнять свои внешние оболочки электронами. Для этого они могут отдавать или принимать электроны от других элементов.

Ионные связи

Существует четыре типа связей или взаимодействий: ионные, ковалентные, водородные связи и ван-дер-ваальсовы взаимодействия. Ионные и ковалентные связи — это сильные взаимодействия, для разрыва которых требуется больше энергии.Когда элемент отдает электрон из своей внешней оболочки, как в примере с атомом натрия выше, образуется положительный ион (рис. 2). Элемент, принимающий электрон, теперь заряжен отрицательно. Поскольку положительные и отрицательные заряды притягиваются, эти ионы остаются вместе и образуют ионную связь или связь между ионами. Элементы связываются вместе с электроном одного элемента, оставаясь преимущественно с другим элементом. Когда ионы Na ⁺ и Cl ^— объединяются, чтобы произвести NaCl, электрон от атома натрия остается с другими семью от атома хлора, и ионы натрия и хлорида притягиваются друг к другу в решетке ионов с чистым нулем. плата.

Рисунок 2 При образовании ионного соединения металлы теряют электроны, а неметаллы приобретают электроны для достижения октета.
Ковалентные облигации
Другой тип прочной химической связи между двумя или более атомами — это ковалентная связь . Эти связи образуются, когда электрон разделяется между двумя элементами, и являются самой прочной и наиболее распространенной формой химической связи в живых организмах. Ковалентные связи образуются между элементами, из которых состоят биологические молекулы в наших клетках.В отличие от ионных связей ковалентные связи не диссоциируют в воде.
Интересно, что химики и биологи по-разному измеряют прочность связи. Химики измеряют абсолютную прочность связи (теоретическую прочность), в то время как биологов больше интересует, как эта связь ведет себя в биологической системе, которая обычно представляет собой водную (на водной основе). В воде ионные связи распадаются гораздо легче, чем ковалентные связи, поэтому биологи сказали бы, что они слабее ковалентных связей.Если вы посмотрите в учебник химии, вы увидите нечто иное. Это отличный пример того, как одна и та же информация может привести к разным ответам в зависимости от точки зрения, с которой вы ее смотрите.
Атомы водорода и кислорода, которые объединяются в молекулы воды, связаны ковалентными связями. Электрон от атома водорода делит свое время между внешней оболочкой атома водорода и неполной внешней оболочкой атома кислорода. Чтобы полностью заполнить внешнюю оболочку атома кислорода, необходимы два электрона от двух атомов водорода, отсюда и индекс «2» в H ₂ O.Электроны распределяются между атомами, разделяя свое время между ними, чтобы «заполнить» внешнюю оболочку каждого из них. Это совместное использование является более низким энергетическим состоянием для всех задействованных атомов, чем если бы они существовали без заполненных внешних оболочек.
Есть два типа ковалентных связей: полярные и неполярные. Неполярные ковалентные связи образуются между двумя атомами одного и того же элемента или между разными элементами, которые в равной степени разделяют электроны. Например, атом кислорода может связываться с другим атомом кислорода, чтобы заполнить их внешние оболочки.Эта ассоциация неполярная, , потому что электроны будут равномерно распределены между каждым атомом кислорода. Между двумя атомами кислорода образуются две ковалентные связи, потому что кислород требует, чтобы два общих электрона заполняли его внешнюю оболочку. Атомы азота образуют три ковалентные связи (также называемые тройными ковалентными) между двумя атомами азота, потому что каждому атому азота требуется три электрона, чтобы заполнить его внешнюю оболочку. Другой пример неполярной ковалентной связи обнаружен в молекуле метана (CH ₄).У атома углерода четыре электрона во внешней оболочке, и ему нужно еще четыре, чтобы заполнить его. Он получает эти четыре из четырех атомов водорода, каждый из которых обеспечивает один. Все эти элементы делят электроны в равной степени, создавая четыре неполярные ковалентные связи (рис. 3).
В полярной ковалентной связи электроны, разделяемые атомами, проводят больше времени ближе к одному ядру, чем к другому ядру. Из-за неравномерного распределения электронов между разными ядрами возникает слегка положительный (δ +) или слегка отрицательный (δ–) заряд.Ковалентные связи между атомами водорода и кислорода в воде являются полярными ковалентными связями. Общие электроны проводят больше времени рядом с ядром кислорода, придавая ему небольшой отрицательный заряд, чем они проводят рядом с ядрами водорода, придавая этим молекулам небольшой положительный заряд.
Рисунок 3 Молекула воды (слева) изображает полярную связь со слегка положительным зарядом на атомах водорода и слегка отрицательным зарядом на кислороде. Примеры неполярных связей включают метан (в центре) и кислород (справа).
Водородные связи
Ионные и ковалентные связи — это прочные связи, для разрыва которых требуется значительная энергия. Однако не все связи между элементами являются ионными или ковалентными связями. Могут образоваться и более слабые связи. Это притяжения, возникающие между положительными и отрицательными зарядами, для разрушения которых не требуется много энергии. Две часто встречающиеся слабые связи — это водородные связи и ван-дер-ваальсовы взаимодействия. Эти связи создают уникальные свойства воды и уникальные структуры ДНК и белков.
Когда образуются полярные ковалентные связи, содержащие атом водорода, атом водорода в этой связи имеет слегка положительный заряд. Это связано с тем, что общий электрон сильнее притягивается к другому элементу и от ядра водорода. Поскольку атом водорода слегка положительный (δ +), он будет притягиваться к соседним отрицательным частичным зарядам (δ–). Когда это происходит, происходит слабое взаимодействие между зарядом δ + атома водорода одной молекулы и зарядом δ– другой молекулы.Это взаимодействие называется водородной связью. Этот тип облигации распространен; например, жидкая природа воды вызвана водородными связями между молекулами воды (рис. 4). Водородные связи придают воде уникальные свойства, поддерживающие жизнь. Если бы не водородная связь, вода была бы газом, а не жидкостью при комнатной температуре.
Рис. 4 Водородные связи образуются между слегка положительными (δ +) и слегка отрицательными (δ–) зарядами полярных ковалентных молекул, таких как вода.
Водородные связи могут образовываться между разными молекулами, и они не всегда должны включать молекулу воды. Атомы водорода в полярных связях внутри любой молекулы могут образовывать связи с другими соседними молекулами. Например, водородные связи удерживают вместе две длинные нити ДНК, чтобы придать молекуле ДНК характерную двухцепочечную структуру. Водородные связи также ответственны за некоторые трехмерные структуры белков.
Взаимодействия Ван-дер-Ваальса
Подобно водородным связям, ван-дер-ваальсовы взаимодействия представляют собой слабое притяжение или взаимодействие между молекулами.Они возникают между полярными ковалентно связанными атомами в разных молекулах. Некоторые из этих слабых притяжений вызваны временными частичными зарядами, которые образуются при движении электронов вокруг ядра. Эти слабые взаимодействия между молекулами важны в биологических системах.
Список литературы
Если не указано иное, изображения на этой странице лицензированы OpenStax в соответствии с CC-BY 4.0.
OpenStax, Концепции биологии. OpenStax CNX. 22 марта 2017 г. https://cnx.org/contents/[email protected]: IBRqRY3C @ 8 / Строительные блоки молекулы
Межмолекулярные силы — AP Chemistry
Если вы считаете, что контент, доступный через Веб-сайт (как определено в наших Условиях обслуживания), нарушает или несколько ваших авторских прав, сообщите нам, отправив письменное уведомление («Уведомление о нарушении»), содержащее в информацию, описанную ниже, назначенному ниже агенту. Если репетиторы университета предпримут действия в ответ на ан Уведомление о нарушении, оно предпримет добросовестную попытку связаться со стороной, которая предоставила такой контент средствами самого последнего адреса электронной почты, если таковой имеется, предоставленного такой стороной Varsity Tutors.
Ваше Уведомление о нарушении прав может быть отправлено стороне, предоставившей доступ к контенту, или третьим лицам, таким как в качестве ChillingEffects.org.
Обратите внимание, что вы будете нести ответственность за ущерб (включая расходы и гонорары адвокатам), если вы существенно искажать информацию о том, что продукт или действие нарушает ваши авторские права. Таким образом, если вы не уверены, что контент находится на Веб-сайте или по ссылке с него нарушает ваши авторские права, вам следует сначала обратиться к юристу.
Чтобы отправить уведомление, выполните следующие действия:
Вы должны включить следующее:
Физическая или электронная подпись правообладателя или лица, уполномоченного действовать от их имени; Идентификация авторских прав, которые, как утверждается, были нарушены; Описание характера и точного местонахождения контента, который, по вашему мнению, нарушает ваши авторские права, в \ достаточно подробностей, чтобы позволить репетиторам университетских школ найти и точно идентифицировать этот контент; например нам требуется а ссылка на конкретный вопрос (а не только на название вопроса), который содержит содержание и описание к какой конкретной части вопроса — изображению, ссылке, тексту и т. д. — относится ваша жалоба; Ваше имя, адрес, номер телефона и адрес электронной почты; а также Ваше заявление: (а) вы добросовестно полагаете, что использование контента, который, по вашему мнению, нарушает ваши авторские права не разрешены законом, владельцем авторских прав или его агентом; (б) что все информация, содержащаяся в вашем Уведомлении о нарушении, является точной, и (c) под страхом наказания за лжесвидетельство, что вы либо владелец авторских прав, либо лицо, уполномоченное действовать от их имени.
Отправьте жалобу нашему уполномоченному агенту по адресу:
Чарльз Кон Varsity Tutors LLC
101 S. Hanley Rd, Suite 300
St. Louis, MO 63105
Или заполните форму ниже:
4 типа химических связей в биологии (биологии)
Существует четыре типа химических связей, необходимых для существования жизни: ионные связи, ковалентные связи, водородные связи и ван-дер-ваальсовы взаимодействия.Нам нужны все эти разные виды связей, чтобы играть разные роли в биохимических взаимодействиях. Эти связи различаются по своей силе. В химии мы думаем, что ионные связи и ковалентные связи имеют перекрывающийся диапазон сильных сторон. Но помните, что в биохимии все происходит в контексте воды. Это означает, что ионные связи имеют тенденцию к диссоциации в воде. Таким образом, мы будем рассматривать эти связи в следующем порядке (от самого сильного к самому слабому): ковалентные, ионные, водородные и ван-дер-ваальсовые. Также обратите внимание, что в химии самые слабые связи чаще называют «дисперсионными силами».”
Существует четыре типа химических связей, необходимых для существования жизни
Ионные связи: связей, образованных между ионами с противоположными зарядами
Ковалентные связи: атомов, связанных обменом электронов
Водородные связи: водород притягивает и связывает соседним отрицательным зарядам.
Ван-дер-Ваальсовы взаимодействия: межмолекулярные взаимодействия, которые не связаны с ковалентными связями или ионами
Нам нужны все эти разные виды связей, чтобы играть различные роли в биохимических взаимодействиях.Эти связи различаются на
единиц прочности. В химии мы думаем, что ионные связи и ковалентные связи имеют перекрывающийся диапазон в
сил. Но помните, что в биохимии все происходит в контексте воды. Это означает, что ионные связи
имеют тенденцию к диссоциации в воде. Таким образом, мы будем рассматривать эти связи в следующем порядке (от самой сильной к самой слабой):
Ковалентная> Ионная> Водородная> Ван-дер-Ваальс
Также обратите внимание, что в химии самые слабые связи чаще называют «дисперсионными силами.”
Узнайте больше о четырех типах химических связей в нашем обучающем видео ниже:
4.1 Межмолекулярные и межатомные силы | Межмолекулярные силы
Вы также помните из предыдущей главы, что мы можем описывать молекулы как полярный или неполярный . Полярная молекула — это молекула, в которой есть разница в электроотрицательность между атомами в молекуле, так что общая электронная пара проводит больше времени, близкое к атом, который притягивает его сильнее.{-} \)). Молекула Говорят, что это диполь .
Дипольная молекула — это молекула, имеющая два (ди) полюса. Один конец молекулы слегка положительный, а другое немного отрицательно. Мы можем очень просто изобразить это как овал с одной положительной стороной и одной отрицательной. В Однако в действительности молекулы выглядят не так, они больше похожи на изображения на рис. 4.1.
Важно помнить, что только потому, что связи внутри молекулы полярны, сама молекула не может обязательно быть полярным.Форма молекулы также может влиять на ее полярность. Несколько примеров приведены в Таблице 4.1, чтобы освежить вашу память. Обратите внимание, что мы показали тетраэдрические молекулы со всеми концевыми атомами в \ (\ text {90} \) \ (\ text {°} \) друг к другу (т.е. плоский или 2-х мерный), но форма действительно 3-х мерная.
Типы межмолекулярных сил (ESBMN)
Важно уметь распознавать полярные или неполярные молекулы в веществе, потому что это определит, какие существуют межмолекулярные силы.Это важно для объяснения свойств вещества.
Ионодипольные силы
Как следует из названия, этот тип межмолекулярной силы существует между ионом и диполем (полярным). молекула. Вы помните, что ион — заряженный атом, и он будет притягиваться к одному из заряженные концы полярной молекулы. Положительный ион будет притягиваться к отрицательному полюсу полярной молекула, в то время как отрицательный ион будет притягиваться к положительному полюсу полярной молекулы.{-} \)) притягивается к слабоположительным атомам водорода. Эти межмолекулярные силы ослабляют ионные связи между ионами натрия и хлорида, так что хлорид натрия растворяется в вода (рисунок 4.2).
Рисунок 4.2: Ионно-дипольные силы в растворе хлорида натрия.
Это упрощенная диаграмма для выделения областей положительного и отрицательного заряда. Когда хлорид натрия растворяется в воде, точнее его можно представить как:
Ионно-дипольные силы
Подобно ионно-дипольным силам, эти силы существуют между ионами и неполярными молекулами.{2 +} \) ионы. Кислород (\ (\ text {O} _ {2} \)) притягивается к этим ионам за счет индуцированных ионами дипольных сил.
Диполь-дипольные силы
Когда одна дипольная молекула входит в контакт с другой дипольной молекулой, положительный полюс одной молекула будет притягиваться к отрицательному полюсу другой, и молекулы будут удерживаться вместе в таким образом (рисунок 4.3). Примеры материалы / вещества, которые удерживаются вместе диполь-дипольными силами: \ (\ text {HCl} \), \ (\ text {SO} _ {2} \) и \ (\ text {CH} _ {3} \ text {Cl} \).
Рисунок 4.3: Две дипольные молекулы удерживаются вместе силой притяжения между их противоположно заряженными полюсами.
Частным случаем этого является водородная связь.
Индуцированные дипольные силы
Эти межмолекулярные силы также иногда называют «лондонскими силами» или «мгновенными силами». дипольные »силы или« дисперсионные »силы.
Мы знаем, что хотя углекислый газ является неполярной молекулой, мы все же можем заморозить его (а также можем заморозить все остальные неполярные вещества).Это говорит нам о том, что в них должна быть какая-то сила притяжения. виды молекул (молекулы могут быть только твердыми или жидкими, если их притягивают силы притяжения вместе). Эта сила известна как индуцированная дипольная сила.
В неполярных молекулах заряд электронов обычно распределен равномерно, но возможно, что в определенный момент времени электроны могут быть распределены неравномерно (помните, что электроны всегда движутся по своим орбиталям).Молекула будет иметь временный диполь . Другими словами, каждый конец молекулы имеет небольшой заряд, положительный или отрицательный. Когда это происходит, молекулы, которые рядом друг с другом очень слабо притягивают друг друга. Эти силы присутствуют в галогенах (например, \ (\ text {F} _ {2} \) и \ (\ text {I} _ {2} \)) и в других неполярных молекулах, таких как диоксид углерода и углерод. тетрахлорид.
Все ковалентные молекулы обладают индуцированными дипольными силами.Для неполярных ковалентных молекул эти силы являются только межмолекулярные силы. Для полярных ковалентных молекул обнаружены диполь-дипольные силы в дополнение к индуцированные дипольные силы.
Когда благородные газы конденсируются, межмолекулярные силы, удерживающие жидкость вместе, индуцируются дипольными силы.
Дипольные дипольные силы
Этот тип силы возникает, когда молекула с диполем индуцирует диполь в неполярной молекуле.это аналогично дипольной силе, индуцированной ионами. Примером такого типа силы является хлороформ (\ (\ text {CHCl} _ {3} \)) в четыреххлористом углероде (\ (\ text {CCl} _ {4} \)).
На следующем изображении показаны типы межмолекулярных сил и типы соединений, которые приводят к ним. силы.
Рисунок 4.4: Типы межмолекулярных сил. Ящики представляют тип соединение, а линии представляют тип силы.
Последние три силы (диполь-дипольные силы, диполь-индуцированные дипольные силы и индуцированные дипольные силы) равны иногда коллективно известные как силы Ван-дер-Ваальса. Теперь рассмотрим частный случай диполь-дипольного сил поподробнее.
Водородные связи
Как следует из названия, этот тип межмолекулярной связи включает атом водорода. Когда молекула содержит атом водорода, ковалентно связанный с сильно электроотрицательным атомом (\ (\ text {O} \), \ (\ text {N} \) или \ (\ text {F} \)) этот тип межмолекулярной силы может иметь место.Сильно электроотрицательный атом на одной молекуле притягивает атом водорода на соседней молекуле.
Например, молекулы воды удерживаются вместе водородными связями между атомом водорода одной молекулы и атом кислорода другого (рис: водородные связи). Водород Связи представляют собой относительно сильную межмолекулярную силу и сильнее, чем другие диполь-дипольные силы. это Однако важно отметить, что водородные связи слабее, чем ковалентные и ионные связи, существующие между атома .
Не путайте водородные связи с настоящими химическими связями. Водородная связь является примером случая, когда ученый назвал что-то, полагая, что это одно, тогда как на самом деле это было другое. В этом случае сила водородных связей привели ученых в заблуждение, заставив думать, что это на самом деле химическая связь, хотя на самом деле она просто межмолекулярная сила.
Рисунок 4.5: Два представления, показывающие водородные связи между молекулами воды: модель заполнения пространства и структурная формула.
Разница между межмолекулярными и межатомными силами (ESBMP)
Важно понимать, что существует разница между типами взаимодействий, которые происходят в молекулах. и типы, которые встречаются между молекулами. В предыдущей главе мы сосредоточились на взаимодействии между атомы. Они известны как межатомные силы или химические связи. Мы также изучали ковалентные молекулы в более деталь.
Помните, что ковалентная связь имеет разность электроотрицательностей менее \ (\ text {2,1} \).Ковалентный молекулы имеют ковалентные связи между своими атомами. Силы Ван-дер-Ваальса возникают только в ковалентных молекулах. Мы может показать межатомные и межмолекулярные силы между ковалентными соединениями схематически или на словах. Межмолекулярные силы возникают между молекулами и не затрагивают отдельные атомы. Межатомные силы — это силы, которые удерживают атомы в молекулах вместе. Фигура 4.5 показывает это.
Межатомные силы Межмолекулярные силы
Атомы или молекулы Силы между атомами Силы между молекулами
Сила сил Сильные силы Относительно слабые силы
Расстояние между атомами или молекулами Очень короткие расстояния Расстояния больше, чем у облигаций
Таблица 4.2: Различия между межатомными и межмолекулярными силами.
Рассмотренные примеры межмолекулярных сил содержат много информации в первом шаге. Вам может понадобиться чтобы напомнить учащимся, как определить полярность молекул. Для этого можно использовать отработанные примеры в атомарном комбинации как быстрое освежение темы. На тестах и экзаменах учащиеся должны уметь быстро идентифицировать полярную или неполярную молекулу, и поэтому необходимо очень хорошо владеть этим навыком.
Рабочий пример 1: Межмолекулярные силы
Какие межмолекулярные силы присутствуют в четыреххлористом углероде (\ (\ text {CCl} _ {4} \))?
Подумайте, что вы знаете о молекуле.
Углерод имеет электроотрицательность \ (\ text {2,5} \). Хлор имеет электроотрицательность \ (\ text {3,0} \). В разница в электроотрицательности углерода и хлора равна \ (\ text {1,0} \) (вспомните раздел о электроотрицательность в предыдущей главе).Мы также знаем, что связь между углеродом и хлором полярна.
Также из предыдущей главы мы знаем, что четыреххлористый углерод представляет собой тетраэдрическую молекулу (вспомните молекулярная форма). Четыреххлористый углерод симметричен и поэтому в целом неполярен.
Теперь решите, в каком случае это
Четыреххлористый углерод неполярен, поэтому единственная сила, которая может существовать, — это индуцированная сила. диполь .
Рабочий пример 2: Межмолекулярные силы
Какие межмолекулярные силы присутствуют в следующем растворе: хлорид натрия в воде?
Подумайте, что вы знаете о молекулах
Натрия хлорид ионный. (разница электроотрицательностей равна \ (\ text {2,1} \)). Вода имеет полярные связи ( разность электроотрицательности \ (\ text {1,4} \)). Вода — полярная молекула (ее молекулярная форма изогнута или угловой).
Теперь решите, в каком случае это
Это ионное вещество, взаимодействующее с полярным веществом. Это взаимодействие ион-диполь сила.
Учебное упражнение 4.1
фтороводород (\ (\ text {HF} \))
Фтористый водород — полярная ковалентная молекула. (Он линейный, а не симметричный.) Так что тип межмолекулярная сила — это диполь-дипольные силы.
метан (\ (\ text {CH} _ {4} \))
Метан — неполярная ковалентная молекула. (Он четырехгранный и симметричный.) Итак, тип межмолекулярная сила — это индуцированные дипольные силы.
хлорид калия в аммиаке (\ (\ text {KCl} \) in \ (\ text {NH} _ {3} \))
Хлорид калия — ионное соединение.Аммиак — полярная ковалентная молекула. (Это тригональный пирамидальные и несимметричные.) Итак, тип межмолекулярной силы — ионно-дипольные силы.
Криптон — благородный газ. Таким образом, тип межмолекулярной силы — индуцированные дипольные силы.
Понимание межмолекулярных сил (ESBMQ)
Типы межмолекулярных сил, возникающих в веществе, будут влиять на его свойства, такие как фаза , точка плавления и точка кипения .Ты должен помнить из кинетической теории материи (см. степень \ (\ text {10} \)), что фаза вещества определяется тем, насколько сильны силы между его частицами. Чем слабее силы, тем вероятнее субстанция должна существовать в виде газа. Это связано с тем, что частицы могут перемещаться далеко друг от друга, поскольку они не удерживаются вместе очень сильно. Если силы очень велики, частицы удерживаются вместе в твердом теле. состав.Помните также, что температура материала влияет на энергию его частиц. В чем больше энергии у частиц, тем больше вероятность, что они смогут преодолеть удерживающие их силы вместе. Это может вызвать изменение фазы.
Ниже показаны три фазы воды. Обратите внимание, что мы показываем двумерные фигуры, когда на самом деле они трехмерны.
Рисунок 4.6: Три фазы воды.
Влияние межмолекулярных сил
Следующие пять экспериментов исследуют влияние различных физических свойств (испарение, поверхность натяжение, растворимость, точка кипения и капиллярность) веществ и определить, как эти свойства соотносятся с межмолекулярные силы. Каждый эксперимент будет смотреть на разные свойства.
В эту главу включен формальный эксперимент по действию межмолекулярных сил. В этом эксперименте учащиеся будут исследовать, как межмолекулярные силы влияют на испарение, поверхностное натяжение, растворимость, кипение. точки и капиллярность.Некоторые из используемых веществ (жидкость для снятия лака (в основном ацетон, если вы используете разновидность без ацетона), метилированные спирты (смесь метанола и этанола), масло (в основном неполярный углеводород), глицерин (довольно сложная органическая молекула)) — довольно сложные вещества и учащиеся могут не обладать навыками, необходимыми для определения действующих здесь типов межмолекулярных сил. Ты должен направлять учащихся в этом и рассказывать им о межмолекулярных силах этих веществ.
Вы можете помочь учащимся определить силу межмолекулярных сил, сказав им, что молекулы обладают более сильными межмолекулярными силами, чем молекулы меньшего размера. Это часто является важным фактором определение того, какое вещество имеет самые сильные межмолекулярные силы.
Этот эксперимент разделен на пять экспериментов. Каждый эксперимент фокусируется на разных свойствах и видит как это свойство связано с межмолекулярными силами.Учащимся часто бывает нелегко увидеть различия между некоторыми из выбранных молекул, поэтому им необходимо использовать комбинацию экспериментальных результаты и знания о силе межмолекулярной силы, чтобы попытаться предсказать, что может случиться. Каждый эксперимент заканчивается выводом о том, что нужно найти, чтобы направлять учащихся.
Очень важно работать в хорошо вентилируемом помещении (в помещении с большим потоком воздуха), особенно когда работа с метанолом и этанолом.Многие из используемых веществ (особенно жидкость для снятия лака, этанол) и метилированные спирты) легко воспламеняются, поэтому при нагревании этих веществ необходимо соблюдать осторожность. это рекомендуется, чтобы учащиеся использовали электрическую плиту, а не горелку Бунзена для нагрева этих веществ, поскольку это снижает риск возгорания. При проведении химических экспериментов также очень важно убедиться, что ваш учащиеся не бегают, не пытаются пить химикаты, не едят и не пьют в лаборатории, не бросают химические вещества на других учащихся и в целом действуют ответственным и безопасным образом.Рекомендации по безопасному экспериментальную работу можно найти в главе по научным навыкам из класса \ (\ text {10} \).
Эффекты межмолекулярных сил: Часть \ (\ text {1} \)
Цель
Для исследования испарения и определения связи между испарением и межмолекулярными силами.
Аппарат
Для этого эксперимента вам понадобятся следующие предметы:
этанол, вода, жидкость для снятия лака (ацетон), метилированный спирт
чаши для выпаривания (или неглубокие бассейны)
Метод
Поместите \ (\ text {20} \) \ (\ text {ml} \) каждого вещества в отдельные чашки для выпаривания.
Осторожно переместите каждое блюдо в теплое (солнечное) место.
Отметьте уровень жидкости в каждой посуде перманентным маркером. Сделайте несколько отметок в разных позиции вокруг блюда. Если перманентный маркер оставляет пятно, а не заметный след, тщательно протрите край блюда и попробуйте еще раз.
Наблюдайте за каждой посудой каждую минуту и отметьте, какая жидкость испаряется быстрее всего.
Результаты
Запишите свои результаты в таблицу ниже. Вам не нужно измерять уровень жидкости, а лучше просто напишите, насколько упал уровень (например, для воды, которую вы могли бы написать, не заметили никакого снижения уровня уровень или для этанола можно написать, что почти вся жидкость испарилась).
Вещество Уровень жидкости после \ (\ text {1} \) \ (\ text {min} \) \ (\ text {2} \) \ (\ text {min} \) \ (\ text {3} \) \ (\ text {min} \) \ (\ text {4} \) \ (\ text {min} \) \ (\ text {5} \) \ (\ text {min} \)
этанол
Вода
Жидкость для снятия лака
Метилированные спирты
Обсуждение и заключение
Вы должны обнаружить, что вода испаряется дольше всех.Вода имеет сильные межмолекулярные силы (водородные связи). Этанол (\ (\ text {CH} _ {3} \ text {CH} _ {2} \ text {OH} \)) и метилированные спирты (в основном этанол (\ (\ text {CH} _ {3} \ text {CH} _ {2} \ text {OH} \)) с небольшим количеством метанола (\ (\ text {CH} _ {3} \ text {OH} \ ))) как есть водородные связи, но они немного слабее, чем водородные связи в воде. Жидкость для снятия лака (ацетон (\ (\ text {CH} _ {3} \ text {COCH} _ {3} \))) имеет только диполь-дипольные силы и поэтому быстро испаряется.
Вещества с более слабыми межмолекулярными силами испаряются быстрее, чем вещества с более сильными межмолекулярными силами. межмолекулярные силы.
Эффекты межмолекулярных сил: Часть \ (\ text {2} \)
Цель
Для исследования поверхностного натяжения и определения связи между поверхностным натяжением и межмолекулярным натяжением. силы.
Аппарат
Для этого эксперимента вам понадобятся следующие предметы:
вода, растительное масло (подсолнечное масло), глицерин, жидкость для снятия лака (ацетон), метиловый спирт
маленькие стеклянные мензурки или стеклянные мерные цилиндры
небольшой кусок стекла или прозрачного пластика (примерно \ (\ text {5} \) \ (\ text {cm} \) by \ (\ text {5} \) \ (\ текст {см} \).)
Метод
Поместите примерно \ (\ text {50} \) \ (\ text {ml} \) каждого вещества в отдельные маленькие мензурки или мерки. цилиндры.
Обратите внимание на форму мениска. (Это уровень жидкости). Обратите внимание, что происходит по краям где жидкость касается стекла. (Вы можете добавить несколько капель пищевого красителя в каждое вещество, чтобы поможет вам увидеть мениск.)
Теперь поместите каплю вещества на небольшой кусок стекла. Обратите внимание на форму капли.
Результаты
Запишите свои результаты в таблицу ниже. Вам просто нужно дать качественный результат (иными словами какой вы видите в эксперименте).
Вещество Форма мениска Форма капли
Вода
Масло
Глицерин
Жидкость для снятия лака
Метилированные спирты
Обсуждение и заключение
Мениск для всех этих веществ должен быть вогнутым (т.е. по краям выше, чем в середине). Это потому, что силы, удерживающие молекулы в веществе вместе, слабее, чем сила притяжения. между веществом и стеклом пробирки.
Вы также должны были заметить, что вода, масло и глицерин имеют тенденцию образовывать капли, в то время как жидкость для снятия лака а метилированные спирты — нет. Сильные межмолекулярные силы помогают удерживать вещество вместе, а более слабые одни не удерживают вместе молекулы вещества.
Вода имеет самые сильные межмолекулярные силы (водородные связи) из всех используемых веществ. Глицерин и у метилированных спиртов также есть водородные связи, но эти межмолекулярные силы немного слабее, чем у метилированных спиртов. воды. Подсолнечное масло в основном неполярное, но имеет очень длинные молекулы, которые помогают объяснить более высокие поверхностное натяжение.
Вещества с сильными межмолекулярными силами обычно имеют большее поверхностное натяжение, чем вещества с более слабыми межмолекулярными силами.
Эффекты межмолекулярных сил: Часть \ (\ text {3} \)
Цель
Для исследования растворимости и определения связи между растворимостью и межмолекулярными силами.
Аппарат
Для этого эксперимента вам понадобятся следующие предметы:
Твердые вещества: хлорид натрия (поваренная соль), йод, перманганат калия
Растворители: вода, этанол, хлороформ.
\ (\ text {9} \) мензурки или пробирки
\ (\ text {3} \) Листы А4
Метод
Поместите примерно \ (\ text {20} \) \ (\ text {ml} \) каждого растворителя в отдельные стаканы.Поместите этот набор на листок бумаги с надписью «хлорид натрия».
Повторите этот шаг дважды. Второй набор предназначен для перманганата калия (так что на вашем листе бумаги будет написано «Перманганат калия»), а третий набор предназначен для йода (так что на вашем листе бумаги будет написано «Йод»). Всего у вас должно быть девять стаканов.
В первый набор добавьте примерно \ (\ text {2} \) \ (\ text {g} \) хлорида натрия.
Во второй набор добавьте примерно \ (\ text {2} \) \ (\ text {g} \) перманганата калия.
В третий набор добавьте примерно \ (\ text {2} \) \ (\ text {g} \) йода.
Посмотрите, сколько каждого вещества растворяется в растворителе.
Результаты
Запишите свои результаты в таблицу ниже. Если вы наблюдаете, что растворяется только небольшое количество твердого вещества, тогда напишите, что растворено очень мало твердого вещества.Если все твердое растворяется, напишите, что все твердое растворяется.
Вещество Вода Хлороформ Этанол
Натрия хлорид
Перманганат калия
Йод
Обсуждение и заключение
Вы должны обнаружить, что хлорид натрия и перманганат калия растворились (по крайней мере, немного) во всех вещества.Йод не растворялся ни в одном из веществ. Три растворителя (вода, хлороформ и этанол) все полярны и обладают диполь-дипольными силами. Хлорид натрия и перманганат калия являются оба ионных вещества, а йод неполярен.
Вещества растворяются в растворителях с аналогичными межмолекулярными силами или в растворителях, в которых ионные связи могут быть разорваны за счет образования ионно-дипольных сил.
Эффекты межмолекулярных сил: Часть \ (\ text {4} \)
Цель
Для исследования точки кипения и определения связи между температурой кипения и межмолекулярной силы.
Аппарат
Для этого эксперимента вам понадобятся следующие предметы:
вода, растительное масло (подсолнечное масло), глицерин, жидкость для снятия лака, метиловый спирт
пробирки и стакан
плита
Метод
Метилированный спирт и жидкость для снятия лака легко воспламеняются.Они легко загорятся, если их оставить возле открытого огня. По этой причине их необходимо нагревать на водяной бане. Этот эксперимент ДОЛЖЕН быть выполняется в хорошо проветриваемом помещении.
Поместите по \ (\ text {20} \) \ (\ text {ml} \) каждого вещества в отдельные пробирки.
Наполните стакан водой наполовину и поставьте на плиту.
Поместите пробирки в стакан.
Обратите внимание, сколько времени нужно для кипения каждого вещества. Как только вещество закипит, вынуть его из воды ванна.
Результаты
Запишите порядок кипения веществ, начиная с вещества, которое кипело первым, и заканчивая тем веществом, которое кипело последним.
Обсуждение и заключение
Вы должны были обнаружить, что жидкость для снятия лака и метилированный спирт кипятят раньше, чем вода, масло и глицерин.
Глицерин, вода и метилированные спирты имеют водородные связи между молекулами. Однако в воде и Глицерин эти межмолекулярные силы очень сильны, в то время как у метилированных спиртов они незначительны. слабее. Это приводит к более высокой температуре кипения воды и глицерина. Жидкость для снятия лака слабее диполь-дипольные силы.
Хотя кулинарное масло неполярно и имеет наведенные дипольные силы, молекулы очень большие, поэтому они увеличить силу межмолекулярных сил.
Вещества с сильными межмолекулярными взаимодействиями будут иметь более высокую температуру кипения, чем вещества с более слабыми межмолекулярными взаимодействиями. межмолекулярные силы.
Эффекты межмолекулярных сил: Часть \ (\ text {5} \)
Цель
Для исследования капиллярности (насколько высоко по трубке поднимается жидкость или насколько низко опускается жидкость) и определить связь между капиллярностью и межмолекулярными силами.
Аппарат
Для этого эксперимента вам понадобятся следующие предметы:
вода, растительное масло (подсолнечное масло), жидкость для снятия лака, метиловый спирт
большая неглубокая тарелка, узкая стеклянная трубка (с одним закрытым концом)
Метод
Налейте примерно \ (\ text {20} \) \ (\ text {ml} \) воды в неглубокую посуду.
Держите узкую трубку чуть выше уровня воды в посуде.
Посмотрите, как далеко по трубке проходит вода.
Повторите то же самое с тремя другими веществами, не забывая тщательно вымыть и высушить чашку и пробирку между каждым из них. один.
Результаты
Запишите свои результаты в таблицу ниже. Нет необходимости измерять, насколько высоко в трубке находится вещество. путешествует, а лучше сказать, проехал ли он только на короткое или большое расстояние.
Вещество Пройденное расстояние вверх по трубе
Вода
Масло
Жидкость для снятия лака
Метилированные спирты
Обсуждение и заключение
Вода проходит по трубке наибольшее расстояние.Жидкость для снятия лака проходит наименьшее расстояние.
Капиллярность связана с поверхностным натяжением. Если сила притяжения между стеклянными стенками трубки и вещество сильнее межмолекулярных сил в веществе, чем края жидкость будет вытягиваться над поверхностью жидкости. Это, в свою очередь, помогает подтянуть жидкость вверх по трубке.
Вещества с сильными межмолекулярными силами будут проходить дальше по узкой трубке (имеют большую капиллярность), чем вещества с более слабыми межмолекулярными силами.
Из этих экспериментов мы можем видеть, как межмолекулярные силы (микроскопическое свойство) влияют на макроскопические поведение веществ. Если вещество имеет слабые межмолекулярные силы, оно легко испаряется. Вещества со слабыми межмолекулярными силами также имеют низкое поверхностное натяжение и не поднимаются так высоко в узких трубки как вещества с сильными межмолекулярными силами. Температуры кипения ниже у веществ со слабой межмолекулярные силы.Вещества с большей вероятностью будут растворимы в жидкостях с аналогичными межмолекулярными силами.
Теперь мы рассмотрим еще несколько свойств (размер молекул, вязкость, плотность, температуры плавления и кипения, тепловое расширение, теплопроводность) подробно.
Размер молекулы
Алканы представляют собой группу органических соединений, содержащих углеродные и водородные связи. Атомы углерода соединяются вместе, образуя цепочки разной длины.
Точка кипения и точка плавления этих молекул определяется их молекулярной структурой, а площадь поверхности. Чем больше атомов углерода в алкане, тем больше площадь поверхности и, следовательно, выше температура кипения. Температура плавления также увеличивается с увеличением количества атомов углерода в молекуле. увеличивается. Это можно увидеть в таблице ниже.
Формула
\ (\ text {CH} _ {4} \)
\ (\ text {C} _ {2} \ text {H} _ {6} \)
\ (\ text {C} _ {5} \ text {H} _ {12} \)
\ (\ text {C} _ {6} \ text {H} _ {14} \)
\ (\ text {C} _ {20} \ text {H} _ {42} \)
Имя
метан
этан
пентан
гексан
icosane
Молекулярная масса (\ (\ text {g · mol $ ^ {- 1} $} \))
\ (\ text {16} \)
\ (\ text {30} \)
\ (\ text {72} \)
\ (\ text {86} \)
\ (\ text {282} \)
Точка плавления (℃)
\ (- \ text {183} \)
\ (- \ text {183} \)
\ (- \ text {130} \)
\ (- \ text {95} \)
\ (\ text {37} \)
Точка кипения (℃)
\ (- \ text {164} \)
\ (- \ text {89} \)
\ (\ text {36} \)
\ (\ text {69} \)
\ (\ text {343} \)
Фаза при комнатной температуре
газ
газ
жидкость
жидкость
цельный
Вы также заметите, что, когда молекулярная масса алканов низкая (т.е.е. атомов углерода мало), органические соединения газы , потому что межмолекулярные силы слабые. Как количество атомов углерода и молекулярная масса увеличивается, соединения, скорее всего, будут жидкими или твердыми, потому что межмолекулярные силы сильнее.
Вы должны видеть, что чем больше молекула, тем сильнее межмолекулярные силы между ее молекулами. Это одна из причин, почему метан (\ (\ text {CH} _ {4} \)) является газом при комнатной температуре, в то время как пентан (\ (\ text {C} _ {5} \ text {H} _ {12} \)) — жидкость и икозан (\ (\ text {C} _ {20} \ text {H} _ {42} \)) является твердым телом.
Отчасти более сильные межмолекулярные силы объясняют, почему бензин (в основном с октановым числом (\ (\ text {C} _ {8} \ text {H} _ {18} \))) представляет собой жидкость, а воск свечи (\ (\ text {C} _ {23} \ text {H} _ {48} \)) является твердым телом. Если эти межмолекулярные силы не увеличиваются с увеличением размера молекулы, мы не сможем поместить жидкость заправляйте наши машины топливом или используйте твердые свечи.
Вязкость
Вязкость — это сопротивление потоку жидкости.Сравните, насколько легко налить воду и сироп или мед. В вода течет намного быстрее, чем сироп или мед.
В этом можно убедиться, если взять баллон, наполненный водой, и баллон, наполненный глицерином. Бросьте небольшой металлический шарик в каждый цилиндр и обратите внимание, как легко шарик падает на дно. В глицерине мяч падает медленно, а в воде — быстрее.
Вещества с более сильными межмолекулярными силами более вязкие, чем вещества с более слабыми межмолекулярными взаимодействиями. силы.
Машинные и моторные масла
Вам предоставляется следующая информация о моторных маслах.
Масло Использовать Прочая информация
SAE 30 монография Двигатели Низкая вязкость
SAE 50 монография Двигатели Высокая вязкость
SAE 15W-40 всесезонное Двигатели Средняя вязкость
SAE 0W-40 всесезонное Двигатели Средняя вязкость
(Данные оболочки.com)
Всесезонное масло можно использовать даже в холодную погоду, поскольку оно остается жидким (первое число — это рейтинг для зимняя погода, а буква W показывает, что это рейтинг зимой. Второе число — это рейтинг вязкости в лето). Классическим маслам присваивается рейтинг вязкости \ (\ text {100} \) \ (\ text {° C} \). Вязкость указание того, насколько хорошо течет масло. Чем более вязкое масло, тем больше молекул в нем.
Какое масло имеет самые длинные молекулы?
Какое масло имеет самые короткие молекулы?
Какое масло имеет самые сильные общие межмолекулярные взаимодействия?
Какая нефть имеет самые слабые общие межмолекулярные взаимодействия?
Какой вы можете сделать вывод о связи между величиной межмолекулярной силы и вязкостью?
Плотность
Плотность
Плотность — это мера массы в единице объема.
Твердая фаза часто является наиболее плотной (примечательным исключением является вода). Это может быть объясняется сильными межмолекулярными силами в твердом теле. Эти силы сближают молекулы, которые приводит к большему количеству молекул в единице объема, чем в жидкой или газовой фазах. Чем больше молекул в единице тем плотнее будет это вещество.
Температура плавления и кипения
Межмолекулярные силы влияют на температуры кипения и плавления веществ.Вещества со слабым межмолекулярным силы будут иметь низкие температуры плавления и кипения, в то время как силы с сильными межмолекулярными силами будут иметь высокие температуры плавления и кипения. В эксперименте с межмолекулярными силами вы исследовали точки кипения несколько веществ, и должны были видеть, что молекулы с более слабыми межмолекулярными силами имеют более низкую температуру кипения точки, чем молекулы с более сильными межмолекулярными силами.
Еще один момент, который следует отметить, это то, что ковалентные сетевые структуры (вспомните из класса \ (\ text {10} \), что это ковалентные соединения, которые образуют большие сети (например, алмаз), будут иметь высокие температуры плавления и кипения в связи с тем, что некоторые облигации (т.е. сильные силы между атомами) должны разрушиться, прежде чем вещество сможет таять. Ковалентные молекулярные вещества (например, вода, сахар) часто имеют более низкие температуры плавления и кипения из-за наличие более слабых межмолекулярных сил, удерживающих эти молекулы вместе.
Тепловое расширение
По мере нагревания веществ их молекулы начинают двигаться более энергично (их кинетическая энергия увеличивается). Этот заставляет жидкость расширяться при нагревании.Вы можете наблюдать это в градуснике. Поскольку спирт (или ртуть) нагретый, он расширяется и поднимается вверх по трубке.
Вот почему при укладке плитки на пол необходимо оставлять зазоры между плитками для расширения. Это также почему линии электропередач слегка провисают, а мосты имеют небольшие зазоры для расширения.
Теплопроводность
Различные материалы по-разному проводят тепло. Следующее упражнение подчеркнет это.
Теплопроводность
Возьмите длинный тонкий кусок графита и длинный тонкий кусок меди (или другого металла).Приложите немного воска к один конец каждого стержня (вам нужно сначала немного расплавить воск, чтобы он прилип). Пока воск еще мягкой, вдавите зубочистку в каплю воска.
Теперь подвесьте графитовые и медные стержни к столу или стулу с помощью веревки и нагрейте другой конец. Понаблюдайте, какая зубочистка отвалится первой. Попробуй объяснить почему.
Тепло передается через вещество от нагретой точки к другому концу.Вот почему нижняя часть сначала нагревается кастрюля (при условии, что вы нагреваете кастрюлю на плите). В металлах есть свободные, делокализованные электроны, которые помогают передавать тепловую энергию через металл. В ковалентных молекулярных соединениях нет свободных, делокализованных электронов, и тепло не так легко проходит через материал.
Рабочий пример 3: Понимание межмолекулярных сил
Объясните, почему точка плавления кислорода (\ (\ text {O} _ {2} \)) намного ниже, чем точка плавления водорода. хлорид \ (\ text {HCl} \).
Запишите, что вы знаете о точках плавления и силах
Чем сильнее межмолекулярная сила, тем выше температура плавления. Итак, если вещество имеет сильную межмолекулярные силы, то это вещество будет иметь высокую температуру плавления.
Запишите, какие силы возникают в двух данных соединениях
Кислород неполярен и имеет индуцированные дипольные силы. Хлороводород полярен и имеет диполь-дипольные силы.
Объедините все факты, чтобы получить ответ
Мы знаем, что более сильные межмолекулярные силы приводят к более высоким температурам плавления. Мы также знаем, что кислород более слабые межмолекулярные силы, чем хлористый водород (индуцированные дипольные силы по сравнению с диполь-дипольными силами). Следовательно кислород будет иметь более низкую температуру плавления, чем хлористый водород, поскольку кислород имеет более слабые межмолекулярные силы.
Виды межмолекулярных сил
Учебное упражнение 4.2
Учитывая следующую диаграмму:
Назовите молекулу и обведите ее на диаграмме
Обозначьте межатомные силы (ковалентные связи)
Обозначьте межмолекулярные силы
Молекула хлористого водорода.
Даны следующие молекулы и растворы:
\ (\ text {HCl} \), \ (\ text {CO} _ {2} \), \ (\ text {I} _ {2} \), \ (\ text {H} _ {2} \ text {O} \), \ (\ text {KI} (\ text {aq}) \), \ (\ text {NH} _ {3} \), \ (\ text {NaCl} (\ text {aq}) \), \ (\ text {HF} \) , \ (\ text {MgCl} _ {2} \) в \ (\ text {CCl} _ {4} \), \ (\ text {NO} \), \ (\ text {Ar} \), \ (\ text {SiO} _ {2} \)
Заполните приведенную ниже таблицу, поместив каждую молекулу рядом с правильным типом межмолекулярной силы.
Ион-диполь
Ионно-индуцированный диполь
Диполь-диполь (без водородных связей)
Диполь-диполь (водородная связь)
Индуцированный диполь
Диполь-индуцированный диполь
В каком из перечисленных выше веществ действуют межмолекулярные силы:
сильнейший
самый слабый
Ион-диполь
\ (\ text {KI} (\ text {aq}) \), \ (\ text {NaCl} (\ text {aq}) \), \ (\ text {HF} (\ text {aq}) \ )
Ионно-индуцированный диполь
\ (\ text {MgCl} _ {2} \) в \ (\ text {CCl} _ {4} \)
Диполь-диполь (без водородных связей)
\ (\ text {HCl} \), \ (\ text {NO} \)
Диполь-диполь (водородная связь)
\ (\ text {H} _ {2} \ text {O} \), \ (\ text {NH} _ {3} \)
Индуцированный диполь
\ (\ text {CO} _ {2} \), \ (\ text {I} _ {2} \), \ (\ text {Ar} \)
Диполь-индуцированный диполь
\ (\ text {SiO} _ {2} \) в воде
Вода или аммиак, вероятно, обладают наибольшими силами, в то время как аргон, йод и диоксид углерода — вероятно, будет иметь самые слабые силы.Индуцированные дипольные силы — самые слабые межмолекулярные силы и водородная связь самая сильная.
Точка кипения \ (\ text {F} _ {2} \) намного ниже, чем точка кипения \ (\ text {NH} _ {3} \)
\ (\ text {NH} _ {3} \) имеет водородные связи, которые намного сильнее, чем индуцированные дипольные силы в \ (\ text {F} _ {2} \).Чтобы жидкость закипела, должны быть нарушены межмолекулярные силы, и если межмолекулярные силы очень сильны, тогда потребуется много энергии, чтобы преодолеть эти силы и так температура кипения будет выше.
Вода испаряется медленнее, чем четыреххлористый углерод (\ (\ text {CCl} _ {4} \)).
Вода имеет сильные межмолекулярные силы (водородные связи), в то время как четыреххлористый углерод имеет только более слабые индуцированные дипольные силы.(Тетрахлорметан неполярен). Вещества с более сильным межмолекулярным силам требуется больше времени для испарения, чем веществам с более слабыми межмолекулярными силами.
Хлорид натрия может растворяться в метаноле (\ (\ text {CH} _ {3} \ text {OH} \)).
Натрия хлорид ионный. Метанол полярный. Тип межмолекулярной силы, которая может существовать, когда хлорид натрия растворяется в метаноле под действием ионно-дипольных сил.Формирование этих сил помогает разрушают ионные связи в хлориде натрия, и поэтому хлорид натрия может растворяться в метаноле.
Туми и Джейсон помогают своему отцу выложить плитку на полу в ванной. Их отец говорит им оставлять небольшие промежутки между плиткой. Зачем им оставлять эти небольшие зазоры?
Материалы (например, плитка) расширяются при нагревании, поэтому между плитками необходимо оставлять небольшие промежутки, чтобы учтите это расширение.Если Туми и Джейсон не оставят эти промежутки между плитками, плитки будут скоро подниму.
Основы химии: атомы и ионы
Основы химии: атомы и ионы
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Скрепляем вещи вместе
Химические связи образуются, когда электроны одного атома взаимодействуют с электронами другого атома. Это позволяет образовывать более сложные молекулы.
Имеется 3 типа химических связей:
Прочность сцепления Описание Пример
Ковалентный Сильный Два атома имеют общие электроны. Связывание кислорода и водорода в h3O
Ионный Умеренная Противоположно заряженные ионы притягиваются друг к другу. Связь между Na + и Cl- в соли.
Водород Слабая Образует между противоположно заряженными участками ковалентно связанных атомов водорода. Связи между молекулами воды.
Ковалент
Эти прочные связи образуются, когда два атома разделяют электроны .
Иногда электроны в атоме делятся.Это очень похоже на то, как в детстве вы ночевали в доме друзей. Родители ваших друзей несли ответственность за вас обоих в течение одной ночи, а на следующую ночь вы будете ночевать в своем доме, и ваши родители будут отвечать за вас. Это разделение ответственности функционально похоже на то, как работает ковалентная связь.
Обычно это равное предложение. Иногда они не равны (но это подводит нас к водородным связям, обсуждаемым ниже).
Ионный
Атомы приобретают или теряют электрон (противоположности притягиваются)
Ионы имеют положительный или отрицательный заряд.В ситуациях свидания вы можете знать, что иногда притягиваются противоположности. В химии противоположностей ВСЕГДА привлекают . Это образует ионную связь между двумя атомами.
Водород
Самая слабая связь между атомами
Встречается в молекулах с ковалентными связями . Иногда электроны не распределяются поровну; один атом имеет электрон чаще, чем другой атом.В этой ситуации один атом молекулы становится частично отрицательным, а другой затем частично положительным.
Теперь у нас есть влечение друг к другу положительное и отрицательное. (помните ионные связи?) Это особенно часто встречается между молекулами воды .