В соединении калия с хлором химическая связь


1) ковалентная полярная 2) ковалентная неполярная 3) ионная 4) металлическая

Кроссворд по теме «Электролиз»                                                                                                                        По горизонтали: 1.      Английский химик, который в начале XIX века осуществил электролиз многих веществ.2.      Итальянский анатом и физиолог, имя которого увековечено в названии техники нанесения металлических покрытий электрохимическим способом.3.      Вещество, получающееся в электролизере в ходе электролиза раствора поваренной соли.4.      Процесс, протекающий на аноде.5.      Отрицательно заряженный электрод.6.      Английский физик, установивший законы электролиза в 30-х годах XIX века.7.      Газ, выделяющийся на катоде при электролизе раствора иодида калия.8.      Легкий серебристо-белый металл, широкое применение которого стало возможным благодаря электролизу.9.      Частица, движущаяся к положительно заряженному электроду.10.  Благородный металл, который осаждается в виде примеси при электролитическом рафинировании меди. 11. Совокупность процессов электрохимического окисления - восстановления, происходящих на погруженных в электролит электродах при прохождении электрического тока.  Ответы: 1 – Дэви, 2 – Гальвани, 3 – щелочь, 4 – окисление, 5 – катод, 6 – Фарадей, 7 – водород,  8 – алюминий, 9 – анион, 10 – золото , 11-электролиз
К сожалению больше придумать не могу)))

1)Ковалентное
2) Ковалентное
3) Металическое
5) Ионическое

1) В р-ии образ-я NaHPO4 М экв. h4PO4 = 98/2 = 49 г/моль;

2) т.о. в 0.3 л р-ра сод-ся 2.94/49 = 0.06 моль эквив-в h4PO4;

3) Сн. р-ра h4PO4 = 0.06/0.3 = 0.2 моль/л (0.2 Н).

Ch4-CH(Ch4)-Ch3-COH -3 метилбутаналь

1.6: Природа химических связей - теория валентных связей

Ковалентные связи и структуры Льюиса

Структуры Льюиса, также известные как диаграммы Льюиса, показывают взаимосвязь между атомами молекулы и неподеленными парами электронов в молекуле. Структуры Льюиса также могут быть полезны для предсказания геометрии молекул в сочетании с гибридными орбиталями. Соединение может иметь несколько резонансных форм, которые также являются правильными структурами Льюиса. В этом разделе будут обсуждаться правила правильного написания структур Льюиса.

Прежде чем мы начнем, нужно знать несколько вещей. Электрон представлен точкой. Связь, которая состоит из 2 общих электронов, представлена ​​двумя точками между связанными атомами или линией. Двойные связи и тройные связи представлены в виде двух и трех линий (пар электронов) соответственно. Одинокие пары на внешних краях атома представлены двумя точками. Электроны, представленные в структуре Льюиса, являются электронами внешней оболочки, которые называются валентными электронами. Это потому, что они участвуют в химических реакциях.

В то время как щелочные металлы (такие как натрий и калий), щелочноземельные металлы (такие как магний и кальций) и галогены (такие как фтор и хлор) часто образуют ионы для достижения полного октета, основные элементы органической химии: углерод, водород, азот и кислород - вместо этого, как правило, заполняют свои вторые оболочечные орбитали на , разделяя электронов с другими атомами, образуя то, что мы называем ковалентными связями. Рассмотрим простейший случай газообразного водорода. Изолированный атом водорода имеет только один электрон, расположенный на орбитали 1 s .Если два атома водорода подходят достаточно близко, так что их соответствующие орбитали 1 s перекрываются, два электрона могут быть разделены между двумя ядрами, и образуется ковалентно связанная молекула H 2 . В «методе Льюиса» каждая пара электронов, разделяемая двумя атомами, изображается одной линией, обозначающей одну ковалентную связь.

Водород представляет собой, конечно, особый случай - атом водорода не может выполнять правило октетов; ему нужно всего два электрона, чтобы иметь полную оболочку (это можно представить как «правило дублета» для водорода).

Одной из простейших органических молекул является метан с молекулярной формулой CH 4 . Метан - это «природный газ», сжигаемый в домашних печах и водонагревателях, а также на электростанциях. Чтобы проиллюстрировать ковалентную связь в метане с использованием метода Льюиса, мы сначала должны признать, что, хотя атом углерода имеет в общей сложности шесть электронов, два электрона на внутренней орбитали s не участвуют в связывающих взаимодействиях. Остальные четыре - те, что находятся на орбиталях 2 s и 2 p , - образуют ковалентные связи с другими атомами.Только частично занятая, самая высокая энергетическая оболочка орбиталей - в данном случае 2 s и 2 p орбиталей - могут перекрываться с орбиталями на других атомах, образуя ковалентные связи. Электроны на этих орбиталях называются «валентными электронами».

Таким образом, атом углерода имеет четыре валентных электрона, с которыми образуются ковалентные связи. Чтобы выполнить правило октета и увеличить заполненность своей второй оболочки до восьми электронов, он должен участвовать в четырех взаимодействиях с разделением электронов - другими словами, он должен образовать четыре ковалентные связи.В молекуле метана центральный атом углерода делит свои четыре валентных электрона с четырьмя атомами водорода, таким образом образуя четыре связи и выполняя правило октетов (для углерода) и «правило дублета» (для каждого из атомов водорода).

Следующей относительно простой органической молекулой, которую следует рассмотреть, является этан, имеющий молекулярную формулу C 2 H 6 . Если мы нарисуем каждый атом с его валентным электроном (электронами) отдельно, мы увидим, что правило октета / дублета может быть выполнено для всех из них, образуя одну связь углерод-углерод и шесть связей углерод-водород.

Такой же подход можно использовать для молекул, в которых нет атома углерода. В молекуле воды два из шести валентных электронов на атоме кислорода используются для образования связей с атомами водорода, в то время как остальные четыре являются несвязывающими «неподеленными парами».

Упражнение 1.5.1

Изобразите структуру Льюиса для аммиака, NH 3 .

Ответ

,

Ионное соединение | Химическая связь

Природа ионной связи (ESABX)

Когда электроны передаются от одного атома к другому, это называется ионной связью .

Электроотрицательность - это свойство атома, описывающее, насколько сильно он притягивает или удерживает электроны. Ионная связь имеет место, когда разница в электроотрицательности между двумя атомами больше, чем \ (\ text {1,7} \). Обычно это происходит, когда атом металла связывается с атомом неметалла.Когда разница в электроотрицательности велика, один атом будет притягивать общую электронную пару намного сильнее, чем другой, вызывая перенос электронов на атом с более высокой электроотрицательностью. Когда образуются ионные связи, металл отдает один или несколько электронов из-за своей низкой электроотрицательности с образованием положительного иона или катиона. Атом неметалла обладает высокой электроотрицательностью и поэтому легко получает электроны с образованием отрицательного иона или аниона. Затем два иона притягиваются друг к другу электростатическими силами.

Ионная связь

Ионная связь - это тип химической связи, при которой один или несколько электронов передаются от одного атома к другому.

Пример 1:

В случае \ (\ text {NaCl} \), разница в электроотрицательности между \ (\ text {Na} \) (\ (\ text {0,93} \)) и \ (\ text {Cl} \) (\ (\ text {3,16} \)) равно \ (\ text {2,1} \). У натрия есть только один валентный электрон, а у хлора семь. Поскольку электроотрицательность хлора выше, чем электроотрицательность натрия, хлор будет очень сильно притягивать валентный электрон атома натрия.{-} \) ион.

Хлор - двухатомная молекула, поэтому для участия в ионной связи он должен сначала распасться на два атома хлора. Натрий является частью металлической решетки, и отдельные атомы сначала должны оторваться от решетки.

Таким образом, электрон переходит от натрия к хлору:

Рисунок 6.1: Ионная связь в хлориде натрия

Вычисленное уравнение реакции:

\ [2 \ text {Na} + \ text {Cl} _ {2} \ rightarrow 2 \ text {NaCl} \]

Пример 2:

Другой пример ионной связи имеет место между магнием \ ((\ text {Mg}) \) и кислородом \ ((\ text {O} _ {2}) \) с образованием оксида магния \ ((\ text {MgO} ) \).{2 -} \). Сила притяжения между противоположно заряженными ионами - это то, что удерживает соединение вместе.

Вычисленное уравнение реакции:

\ [2 \ text {Mg} + \ text {O} _ {2} \ rightarrow 2 \ text {MgO} \]

Поскольку кислород представляет собой двухатомную молекулу, два атома магния потребуются для соединения с одной молекулой кислорода (которая имеет два атома кислорода), чтобы произвести две единицы оксида магния \ ((\ text {MgO}) \).

Структура кристаллической решетки ионных соединений (ESABY)

Ионные вещества на самом деле представляют собой комбинацию множества ионов, связанных вместе в гигантскую молекулу.Расположение ионов в регулярной геометрической структуре называется кристаллической решеткой . Так что на самом деле \ (\ text {NaCl} \) не содержит один \ (\ text {Na} \) и один \ (\ text {Cl} \) ион, а скорее много этих двух ионов, расположенных в кристалле. решетка, в которой соотношение ионов \ (\ text {Na} \) к \ (\ text {Cl} \) равно 1: 1. Структура кристаллической решетки показана ниже.

Рис. 6.2: Расположение кристаллической решетки в \ (\ text {NaCl} \)

Рисунок 6.3: Модель заполнения пространства решетки хлорида натрия

Свойства ионных соединений (ЭСАБЗ)

Ионные соединения обладают рядом свойств:

  1. Ионы расположены в решетчатой ​​структуре

  2. Ионные твердые вещества являются кристаллическими при комнатной температуре

  3. Ионная связь - сильное электростатическое притяжение.Это означает, что ионные соединения часто бывают твердыми и имеют высокие температуры плавления и кипения

  4. Ионные соединения хрупкие, и связи разрываются вдоль плоскостей, когда соединение находится под давлением (напряжением)

  5. Твердые кристаллы не проводят электричество, а ионные растворы -

Высокие оценки в науке - залог вашего успеха и будущих планов. Проверьте себя и узнайте больше о практике Сиявулы.

Зарегистрируйтесь и проверьте себя

Ионные соединения

Упражнение 6.3

Объясните разницу между ковалентной связью и ионной связью .

Решение пока недоступно.

Магний и хлор реагируют с образованием хлорида магния.

  1. Какая разница в электроотрицательности между этими двумя элементами?

  2. Укажите химическую формулу:

    1. ион магния

    2. хлорид-ион

    3. ионное соединение, которое образуется во время этой реакции

  3. Напишите вычисленное химическое уравнение протекающей реакции.

Решение пока недоступно.

Нарисуйте диаграммы Льюиса для представления следующих ионных соединений:

  1. натрия йодид \ ((\ text {NaI}) \)

  2. кальция бромид \ ((\ text {CaBr} _ {2}) \)

  3. хлорид калия \ ((\ text {KCl}) \)

Решение пока недоступно.

.

химических облигаций | Атомные комбинации

В этой главе учащиеся более подробно исследуют концепцию ковалентной связи. В десятом классе ученики узнали о трех типах химической связи (ионной, ковалентной и металлической). Отличное видео, чтобы представить эту тему: Песня о химическом связывании Veritasium. В этой главе основное внимание уделяется ковалентной связи. Ниже приводится краткая разбивка тем этой главы.

  • Электронная структура и диаграммы Льюиса (из сорта \ (\ text {10} \))

    В качестве исправления вы можете попросить учащихся нарисовать диаграммы Льюиса для первых элементов \ (\ text {20} \) и дать электронную структуру (это было описано в оценке \ (\ text {10} \)).Затем это наводит на мысль, как элементы могут делить электроны в связи. Учащиеся должны понимать, что в атомах есть неспаренные электроны, которые можно использовать для образования связей.

    Важно отметить, что при рисовании диаграмм Льюиса мы сначала размещаем одиночные электроны вокруг центрального атома, и только после того, как четыре электрона размещены, мы объединяем электроны в пары. Это позволит избежать необходимости объяснять гибридизацию. Также важно, чтобы учащиеся понимали, что расположение электронов произвольно, и электроны могут быть размещены где угодно вокруг атома.

  • Почему водород - двухатомная молекула, а гелий - одноатомная молекула

    Эта часть главы перемежается с электронной структурой и диаграммами Льюиса, поскольку эти две концепции играют ключевую роль в понимании того, почему водород двухатомный, а гелий одноатомный. В этой части учащиеся знакомятся с идеей, что когда два атома сближаются, происходит изменение потенциальной энергии. Это создает прочную основу для объяснения изменений энергии, происходящих в химических реакциях, и мы снова увидим это в главе \ (\ text {12} \) (изменения энергии в химических реакциях).

  • Вывод простых правил образования связей (и построение диаграмм Льюиса для этих молекул)

    Рассмотрены четыре случая, чтобы попытаться понять, почему образуются облигации. Все дело в ковалентной связи, поэтому все используемые вами примеры должны относиться к ковалентным молекулам (и вы также должны выбирать только примеры ковалентных молекулярных структур, поскольку ковалентные сетчатые структуры больше похожи на ионные сети и не образуют простых молекулярных единиц). Также важно помочь учащимся понять, что неподеленная пара электронов очень сильно зависит от молекулы, на которую они смотрят.Неподеленные пары электронов могут быть использованы при особых обстоятельствах для образования дативных (или координационных) ковалентных связей.

  • Основные принципы VSEPR и прогнозирования формы молекул

    Вы можете построить различные молекулярные формы перед тем, как начать обучение VSEPR, из больших полистирольных шариков и палочек для шашлыка, или вы можете дать своим ученикам маршмеллоу или зубочистки и заставить их построить молекулярные формы. Помните, что фигурам с одинокими парами нужно больше места для одиноких пар, поэтому это не так просто, как просто удалить зубочистку для одинокой пары.

    В этом разделе рассматриваются формы, которые имеют молекулы. Это только формы ковалентных молекулярных соединений, ковалентных сетевых структур, ионных соединений и металлов, которые имеют очень разные трехмерные формы. Эта тема важна, чтобы помочь учащимся определить полярность молекул. Для определения формы молекулы используются два подхода. Первый рассматривает молекулы, которые соответствуют общей формуле, а второй рассматривает, сколько электронных пар находится вокруг центрального атома.Эти два подхода можно использовать вместе, чтобы помочь учащимся полностью понять эту тему.

  • Электроотрицательность и полярность связей

    Важно отметить, что CAP не дает точного источника значений электроотрицательности. Вы должны использовать значения из таблицы Менделеева на экзаменах по аттестату зрелости (это те же значения, что и в таблице Менделеева в начале этой книги). Учащиеся должны знать, что они могут видеть другие значения в других периодических таблицах.Учащиеся не должны думать о различных типах привязанности как о точно определенных. Кроме того, значения, в которых типы связующего перехода не точны, и в разных источниках указываются разные точки отсечки.

    Простейшими примерами полярности являются идеальные формы с одинаковыми концевыми атомами, поэтому вы должны придерживаться этого в своем объяснении. Вы можете объяснить это для тригональных плоских молекул, используя своих учеников. Попросите трех девочек или трех мальчиков связать руки (все они кладут правую руку в центр и держат двух других учеников правыми руками).Затем они пытаются отстраниться (все учащиеся тянут одинаково). Это равномерный обмен электронами. Теперь замените девочку мальчиком (или наоборот) и скажите новому ученику потянуть немного меньше. Это показывает неравномерное распределение электронов.

  • Длина связи и энергия связи

    В этой заключительной части главы мы возвращаемся к нашей энергетической диаграмме и добавляем две части информации: энергию связи и длину связи. Длина связи - это расстояние между двумя атомами, когда они находятся на минимальной энергии, а энергия связи - это минимальная энергия.Энергия связи снова появляется в главе \ (\ text {12} \) (энергия и химическое изменение), когда рассматривается тема экзотермических и эндотермических реакций.

Цветной текст использовался как инструмент для выделения различных частей диаграмм Льюиса. Убедитесь, что учащиеся понимают, что цветной текст не означает, что в этой части диаграммы есть что-то особенное, это просто обучающий инструмент, который поможет им определить важные аспекты диаграммы, в частности, неспаренные электроны.

Мы живем в мире, который состоит из множества сложных компонентов. Повсюду вокруг нас мы видим доказательства химической связи от стула, на котором вы сидите, с книгой, которую вы держите, с воздухом, которым вы дышите. Представьте себе, если бы все элементы в периодической таблице не образовывали связи, а остались бы сами по себе. Наш мир был бы довольно скучным, если бы использовать только \ (\ text {100} \) или около того элементов.

Представьте, что вы рисуете картину и хотите показать цвета вокруг себя. У вас есть только красные, зеленые, желтые, синие, белые и черные краски.Тем не менее, смешивая эти краски, вы можете получить розовый, фиолетовый, оранжевый и многие другие цвета. Таким же образом элементы можно рассматривать как коробку с красками природы. Элементы можно соединять вместе множеством различных способов, чтобы образовывать новые соединения и таким образом создавать мир вокруг вас.

В классе \ (\ text {10} \) мы начали изучать химические связи. В этой главе мы продолжим объяснять больше о химической связи и почему происходит химическая связь. Мы рассмотрели три типа связи: ковалентную, ионную и металлическую.В этой главе мы сосредоточимся в основном на ковалентной связи и на молекулах, которые образуются в результате ковалентной связи.

В этой главе мы будем использовать термин «молекула» для обозначения ковалентной молекулярной структуры. Это ковалентное соединение, которое взаимодействует и существует как единое целое.

3.1 Химические связи (ESBM4)

Почему атомы связываются? (ESBM5)

В начале этого раздела важно помнить, что мы продолжим обсуждение модели связи , которая основана на конкретной модели атома .Вы помните из обсуждения атомов (в Grade \ (\ text {10} \)), что модель - это репрезентация того, что происходит в реальности. В модели атома, которую вы изучили в Уровне \ (\ text {10} \), атом состоит из центрального ядра, окруженного электронами, которые расположены на фиксированных энергетических уровнях (иногда называемых оболочками , ). Внутри каждого энергетического уровня электроны движутся по орбиталям и разной формы. Электроны на внешнем энергетическом уровне атома называются валентными электронами .Эта модель атома полезна в попытке понять, как между атомами происходят различные типы связи.

Модель берет то, что мы видим в окружающем мире, и использует это, чтобы делать определенные прогнозы относительно того, что мы не видим.

Рисунок 3.1: Электронное устройство атома фтора. Черные электроны (маленькие кружки на внутреннем кольце) - это электроны остова, а белые электроны (маленькие кружки на внешнем кольце) - валентные электроны.

В предыдущих обсуждениях электронов и уровней энергии были отмечены следующие моменты:

  • Электроны всегда стараются занять как можно более низкий уровень энергии.{6} \). Второй энергетический уровень является внешней (валентной) оболочкой и заполнен.
  • Атомы образуют связи, пытаясь достичь той же электронной конфигурации, что и благородные газы.
  • Атомы с полной валентной электронной орбиталью менее реактивны.

Энергия и связь (ESBM6)

Нам нужно рассмотреть два случая, когда два атома сближаются. В первом случае два атома сближаются и образуют связь. Во втором случае два атома сближаются, но не образуют связи.Мы будем использовать водород в качестве примера первого случая и гелий в качестве примера второго случая.

Случай 1: Облигация формируется

Начнем с представления, что два атома водорода сближаются. По мере того как они сближаются, на атомы одновременно действуют три силы. Эти силы описаны ниже:

  1. сила отталкивания между электронами атомов, поскольку одинаковые заряды отталкивают

    Рисунок 3.2: Отталкивание электронов
  2. сила притяжения между ядром одного атома и электронами другого

    Рисунок 3.3: Притяжение между электронами и протонами.
  3. сила отталкивания между двумя положительно заряженными ядрами

    Рисунок 3.4: Отталкивание между протонами

Эти три силы работают вместе, когда два атома сближаются. По мере изменения общей силы, испытываемой атомами, изменяется и количество энергии в системе.

Теперь взгляните на рисунок 3.5, чтобы понять изменения энергии, которые происходят, когда два атома движутся навстречу друг другу.

Рисунок 3.5: График, показывающий изменение энергии, которое происходит при сближении двух атомов водорода.

Представим, что мы зафиксировали один атом и переместим другой атом ближе к первому атому. По мере того, как мы перемещаем второй атом водорода ближе к первому (из точки A в точку X), энергия системы уменьшается. Силы притяжения доминируют в этой части взаимодействия.По мере того как второй атом приближается к первому и приближается к точке X, требуется больше энергии, чтобы разлучить атомы. Это дает отрицательную потенциальную энергию.

В точке X силы притяжения и отталкивания, действующие на два атома водорода, уравновешены. Энергия системы минимальная.

Дальше слева от точки X силы отталкивания сильнее сил притяжения, и энергия системы увеличивается.

Для водорода энергия в точке X достаточно мала, чтобы два атома оставались вместе и больше не распадались.Вот почему, когда мы рисуем диаграмму Льюиса для молекулы водорода, мы рисуем два атома водорода рядом друг с другом с электронной парой между ними.

Мы также отмечаем, что такое расположение дает обоим атомам водорода полный внешний энергетический уровень (за счет обмена электронами или ковалентной связи).

Случай 2: облигация не образует

Теперь, если мы посмотрим на гелий, мы увидим, что каждый атом гелия имеет заполненный внешний энергетический уровень. Глядя на рисунок 3.6, мы обнаруживаем, что минимум энергии для двух атомов гелия очень близок к нулю.Это означает, что два атома могут очень легко соединиться и разъединиться и никогда не слипаться.

Рисунок 3.6: График, показывающий изменение энергии, которое происходит при сближении двух атомов гелия.

Для гелия минимум энергии в точке X недостаточно низок, чтобы два атома оставались вместе, и поэтому они снова расходятся. Вот почему, когда мы рисуем диаграмму Льюиса для гелия, мы рисуем один атом гелия отдельно. Связи нет.

Мы также видим, что гелий уже имеет полный внешний энергетический уровень и поэтому никаких соединений не образуется.

Валентные электроны и диаграммы Льюиса (ESBM7)

Теперь, когда мы понимаем немного больше о связывании, нам нужно обновить концепцию диаграмм Льюиса, о которой вы узнали в Grade \ (\ text {10} \). Зная, почему атомы связываются, и зная, как рисовать диаграммы Льюиса, мы будем иметь все инструменты, которые нам нужны, чтобы попытаться предсказать, какие атомы будут связываться и какой формы будет молекула.

В классе \ (\ text {10} \) мы научились писать электронную структуру любого элемента.{5} \). Сжатая спектроскопическая запись быстро показывает валентные электроны элемента.

Используя количество валентных электронов, мы можем легко нарисовать диаграммы Льюиса для любого элемента. В классе \ (\ text {10} \) вы научились рисовать диаграммы Льюиса. Мы обновим концепции здесь, поскольку они помогут нам в обсуждении связывания.

Диаграмма Льюиса использует точки или крестики для представления валентных электронов на разных атомах. Химический символ элемента используется для обозначения ядра и основных электронов атома.

Диаграммы Льюиса для элементов периода \ (\ text {2} \) показаны ниже:

Вы можете разместить неспаренные электроны в любом месте (сверху, снизу, слева или справа). Точный порядок на диаграмме Льюиса не имеет значения.

Siyavula Practice дает вам доступ к неограниченному количеству вопросов с ответами, которые помогут вам учиться. Тренируйтесь где угодно, когда угодно и на любом устройстве!

Зарегистрируйтесь, чтобы попрактиковаться сейчас

Диаграммы Льюиса

Упражнение 3.1

магний

\ ([\ text {Ne}] 3 \ text {s} ^ {2} \)

натрий

\ ([\ text {Ne}] 3 \ text {s} ^ {1} \)

хлор

\ ([\ text {Ne}] 3 \ text {s} ^ {2} 3 \ text {p} ^ {5} \)

алюминий

\ ([\ text {Ne}] 3 \ text {s} ^ {2} 3 \ text {p} ^ {1} \)

аргон

\ ([\ text {Ne}] 3 \ text {s} ^ {2} 3 \ text {p} ^ {6} \)

Ковалентные связи и образование связей (ESBM8)

Ковалентная связь включает обмен электронами с образованием химической связи.Внешние орбитали атомов перекрываются, так что неспаренные электроны в каждом из связанных атомов могут быть общими. За счет перекрывания орбиталей заполняются внешние энергетические оболочки всех связывающих атомов. Общие электроны движутся по орбиталям около и атомов. По мере их движения между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженными ядрами возникает притяжение. Эта сила притяжения удерживает атомы вместе ковалентной связью.

Ковалентная связь
Форма химической связи, при которой пары электронов разделяются между атомами.

Ковалентные связи являются примерами межатомных сил.

Мы рассмотрим несколько простых случаев, чтобы вывести некоторые правила, касающиеся ковалентных связей.

Помните, что только валентных электронов участвуют в связывании, и поэтому, когда рисуются диаграммы, показывающие, что происходит во время связывания, показаны только эти электроны. Точки или крестики обозначают электроны в разных атомах.

Случай 1: Два атома, каждый из которых имеет неспаренный электрон

В этом случае мы рассмотрим хлористый водород и метан.{5} \). У атома водорода есть \ (\ text {1} \) валентный электрон, а у атома хлора есть \ (\ text {7} \) валентные электроны.

Диаграммы Льюиса для водорода и хлора:

Обратите внимание на одиночный неспаренный электрон (выделен синим) на каждом атоме. Это не означает, что этот электрон отличается, мы используем здесь выделение, чтобы помочь вам увидеть неспаренный электрон.

Расположите электроны так, чтобы крайний энергетический уровень каждого атома был заполнен.

Хлористый водород представлен ниже.

Обратите внимание, как два неспаренных электрона (по одному от каждого атома) образуют ковалентную связь.

Точка и крестик между двумя атомами представляют пару электронов, которые связаны ковалентной связью. Мы также можем показать эту облигацию одной строкой:

Обратите внимание, как мы все еще показываем другие пары электронов вокруг хлора.

Из этого мы можем сделать вывод, что любой электрон сам по себе попытается образовать пару с другим электроном. Таким образом, на практике атомы, у которых есть хотя бы один неспаренный электрон, могут образовывать связи с любым другим атомом, у которого также есть неспаренный электрон.{2} \). Каждый атом водорода имеет \ (\ text {1} \) валентный электрон, а атом углерода имеет \ (\ text {4} \) валентные электроны.

Помните, мы говорили, что можем размещать неспаренные электроны в любом месте (вверху, внизу, слева, справа) вокруг символа элемента.

Расположите электроны так, чтобы крайний энергетический уровень каждого атома был заполнен.

Молекула метана представлена ​​ниже.

или:

Siyavula Practice дает вам доступ к неограниченному количеству вопросов с ответами, которые помогут вам учиться.Тренируйтесь где угодно, когда угодно и на любом устройстве!

Зарегистрируйтесь, чтобы потренироваться Упражнение 3.2.

хлор (\ (\ text {Cl} _ {2} \))

трифторид бора (\ (\ text {BF} _ {3} \))

Случай 2: атомы с неподеленными парами

В качестве примера возьмем воду. Вода состоит из одного атома кислорода и двух атомов водорода. Водород имеет один неспаренный электрон. Кислород имеет два неспаренных электрона и две электронные пары. Из того, что мы узнали в первых примерах, мы видим, что неспаренные электроны могут образовывать пары.{4} \). Каждый атом водорода имеет \ (\ text {1} \) валентный электрон, а атом кислорода имеет \ (\ text {6} \) валентные электроны.

Расположите электроны так, чтобы крайний энергетический уровень каждого атома был заполнен.

Молекула воды представлена ​​ниже.

или

Обратите внимание, как в этом примере мы написали \ (\ text {2} \) перед водородом? Вместо того, чтобы писать диаграмму Льюиса для водорода дважды, мы просто пишем ее один раз и используем \ (\ text {2} \) перед ней, чтобы указать, что для каждого кислорода необходимы два атома водорода.

А теперь мы можем ответить на вопросы, которые мы задавали перед отработанным примером. Мы видим, что кислород образует две связи, по одной с каждым атомом водорода. Однако кислород сохраняет свои электронные пары и не разделяет их. Мы можем обобщить это на любой атом. Если у атома есть электронная пара, он обычно не разделяет эту электронную пару.

Неподеленная пара - неподеленная электронная пара. Одинокая пара остается на атоме, которому она принадлежит.

Неподеленная пара может использоваться для образования дательной ковалентной связи.

В приведенном выше примере неподеленные пары по кислороду выделены красным цветом. Когда мы рисуем пары связей с помощью линий, гораздо легче увидеть неподеленные пары на кислороде.

Упражнение 3.3.

аммиак (\ (\ text {NH} _ {3} \))

дифторид кислорода (\ (\ text {OF} _ {2} \))

Случай 3: Атомы с кратными связями

В качестве примеров будем использовать кислород и цианистый водород.

Рабочий пример 4: Диаграммы Льюиса: Молекулы с кратными связями

Представьте кислород (\ (\ text {O} _ {2} \)), используя диаграмму Льюиса

Для каждого атома определите количество валентных электронов, которые атом имеет, исходя из его электронной конфигурации.{4} \). Кислород имеет \ (\ text {6} \) валентные электроны.

Расположите электроны в молекуле \ (\ text {O} _ {2} \) так, чтобы крайний энергетический уровень каждого атома был заполнен.

Молекула \ (\ text {O} _ {2} \) представлена ​​ниже. Обратите внимание на две пары электронов между двумя атомами кислорода (выделены синим). Поскольку эти две ковалентные связи находятся между одними и теми же двумя атомами, это двойная связь .

или

Каждый атом кислорода использует свои два неспаренных электрона для образования двух связей.{2} \). Водород имеет \ (\ text {1} \) валентный электрон, углерод имеет \ (\ text {4} \) валентные электроны, а азот имеет \ (\ text {5} \) валентные электроны.

Расположите электроны в молекуле \ (\ text {HCN} \) так, чтобы крайний энергетический уровень каждого атома был заполнен.

Молекула \ (\ text {HCN} \) представлена ​​ниже. Обратите внимание на три пары электронов (выделены красным) между азотом и

.

Склеивание

Большое разнообразие свойств различных материалов проистекает из множества различных соединений, которые могут быть сформированным. Соединения - это материалы, состоящие из многоэлементов. Чтобы понять, как эти разные соединения форма требует и понимания химической связи. Химическая связь относится к простой идее, что набор атомов может имеют меньшую энергию, когда они находятся в непосредственной близости друг от друга, чем когда они разделены.Потому что эти атомы остаются в этой конфигурации с более низкой энергией они кажутся «прилипшими» или связанными друг с другом.

Обычно мы разделяем типы связывания на два предела: ионное связывание и ковалентное связывание. Важно отметить, что это две крайние модели химической связи и многие соединения. имеют связи, которые лучше всего можно описать как комбинацию того и другого. Однако мы можем понять очень много, просто рассматривая два крайних случая.


Это первое видео представляет собой общую картину того, почему химики заинтересованы в идее «склеивания»

Важность химической связи


Это второе видео представляет собой общее введение в химические соединения.


Ионные соединения

Ионные соединения - это соединения, состоящие из дискретных ионов или заряженных частиц.Могут быть элементарные ионы, атомы которые потеряли или приобрели электроны. Или они могут быть многоатомными ионами: дискретными наборами атомов, которые имеют заряд. Один из Наиболее важные идеи относительно ионных соединений заключаются в том, что они сами не являются дискретными единицами. Это собрания тысяч, миллионы септиллионов .... ионов. Когда химики говорят о молекуле воды, они имеют в виду дискретный набор из трех атомы, два водорода и один кислород, склеенные вместе. Вы можете представить себе единственную молекулу воды (только эти три атома), плавающую в космосе.На самом деле это неплохая картина для водяного пара. Ионные соединения очень разные. Вездесущий пример ионных соединений: хлорид натрия, NaCl. Это огромная коллекция катионов натрия Na + и хлорид-анионов Cl - . Однако это не просто пара этих ионов. Их огромное количество. Ключ в том, что соотношение двух ионов всегда равно одному. к одному. Таким образом, «формульной единицей» (обратите внимание, что это не «молекулярная формула») является NaCl. Один Na + для каждого Cl -.

Ионные соединения образуют большую повторяющуюся структуру ионов. Эта структура известна как кристаллическая решетка. Это особый узор в котором положение каждого иона известно по отношению к другим ионам. Вот две фотографии хлорида натрия, NaCl. Каждая диаграмма пытается проиллюстрировать относительное расположение ионов натрия (меньшие) и ионов хлора (большие).

Каждый катион (синие или фиолетовые меньшие сферы) в решетке окружен шестью анионами (зелеными сферами).Таким образом, положительный заряд катиона находится в чрезвычайно стабильном месте, поскольку он взаимодействует с шестью соседними анионами. Подобным образом каждый анион окружен шестью катионами. В результате структура представляет собой конфигурацию с очень низкой энергией для ионов. Эти изображения просто изображают небольшую часть общей структуры, поскольку она по существу повторяется вечно.

Ионные соединения обычно представляют собой комбинации металлических и неметаллических элементов. Металлические элементы обычно образуют катионы, а неметаллические элементы обычно образуют анионы.Например, в NaCl катион Na + образуется в результате потери электрона из металла 1 группы натрия. Анион хлора, Cl -, образуется за счет усиления электрона атомом хлора неметалла 7 группы. Соединение состоит из этих двух ионов в соотношении один к одному. Другие соединения демонстрируют другое соотношение катионов и анионов. Например, в бромиде магния MgBr 2 соотношение катион: анион составляет 1: 2. Магнессиум - это металл группы 2, который образует катионы со стабильным электронная конфигурация благородного газа, когда он теряет два валентных электрона.Бром образует стабильную электронную конфигурацию благородного газа, когда он один электрон. Таким образом, мы находим магний как катион 2+ и бром как анион 1- в соотношении 1: 2 в соединении. Итоговая чистая плата за соединение должна быть нейтральной.

Ионные соединения - это не все комбинации металлов и неметаллов. Существует большое количество ионных соединений, в которых одним из ионов является многоатомный ион. Это набор атомов которые «ковалентно связаны» вместе, но в которых эта совокупность несет положительный или отрицательный заряд.Список общих многоатомных ионы можно найти здесь. Для всех ионов в этом списке вы должны знать их имена и формулу.


Ионная связь

Ионные связи - это химические связи, в которых мы предполагаем, что электроны полностью «переместились» от одного элемента в соединении к другому. Этот перенос электронов от одного вида к другому приводит к образованию ионов. Элементарные ионы - это элементы с меньшим или большим количеством электронов, чем у нейтрального атома. Атомы, потерявшие электроны, будут иметь положительный заряд и называются катионами.Атомы, получившие электроны, имеют отрицательный заряда и называются анионами. Поскольку положительно и отрицательно заряженные частицы притягиваются друг к другу, комбинации катионов и анионов образуют соединения, которые удерживаются вместе этой электростатической силой. Мы ссылаемся к этому как ионная связь. Суммарный эффект образования ионной связи между двумя атомами - это сумма всех «частей» образования двух ионов из элементов и энергии их сближения. В общем, мы можем думать об этом как о сумме трех процессов.

Энергия, необходимая для образования катиона. Это энергия ионизации элемента, теряющего электрон (ы).

Энергия, получаемая при образовании аниона. Это сродство к электрону для элемента, который получает электрон (ы).

Наконец, есть энергия, которая получается за счет объединения катиона и аниона. Это называется энергией решетки и связано с законом Кулумба.

Давайте рассмотрим эти три термина для примера соединения хлорида калия, KCl.- (g)} \]

Сродство к электрону хлора составляет 349 кДж / моль -1 . Это означает, что 349 кДж моль -1 энергии выделяется атомом в результате ионизации. Здесь выделяется энергия (экзотермическая, \ (- \ Delta H \)).

Вы заметите, что энергия, необходимая для образования катиона, больше, чем энергия, выделяемая при образовании аниона. Это означает, что образование K + и Cl - из их газообразных атомов должно быть более энергоемким.- (g)} \]

Энергия решетки положительна, так как это поглощение энергии. Она в точности равна энергии кристаллизации, но противоположна ей по знаку. Для KCl энергия решетки составляет 715 кДж / моль - .

Что будет, если сложить все вместе? Теперь мы можем судить, что имеет более низкую энергию, изолированные атомы в газовой фазе или твердые ионные соединения?

\ [{\ rm K (g) + Cl (g) \ rightarrow KCl (s)} \]

Чистый эффект складывается из этих трех условий.Энергия от образования катиона, +419 кДж / моль - . Энергия выхода из образования аниона -349 кДж / моль - . И энергия от формирования кристаллическая решетка -715 кДж / моль - . Общий эффект теперь легко вычисляется: [+419 + (- 349) + (-715)] = -645 кДж · моль -1 . Это означает, что ионное твердое вещество (KCl) на 645 кДж / моль на меньше энергии на , чем такое же количество элементов, использованных для его создания. Из всего этого следует сделать вывод, что ионные соединения, как правило, очень стабильны, потому что они находятся в гораздо более низком энергетическом состоянии, чем элементы, из которых они состоят.


Ионные радиусы

Ионные радиусы следуют тем же тенденциям, что и атомные радиусы, с одним критическим отличием. Катионы имеют очень разные радиусы, чем анионы. Все катионы меньше их нейтральных аналогов, а все анионы больше. Это легко понять, поскольку катионы потеряли электроны. В результате у них обоих меньше электронов на атомных орбиталях с самой высокой энергией, наиболее удаленных от ядер. а остальные электроны ощущают более сильное притяжение от ядра. Посмотрите на Na + , который изоэлектронен с Ne.Он превратился из одного из «самых больших» атомов в левой части таблицы Менделеева в эффективно один из самых маленьких, с электронной конфигурацией, такой же, как у неона (полностью справа). Кроме того, Ne имеет ядерный заряд Z = 10, а Na + имеет Z = 11. Таким образом, Na + должен быть меньше Ne. Однако, поскольку атомные радиусы и ионные радиусы часто определяются по-разному, это сравнение трудно провести.

наоборот добавление электрона к F, чтобы сделать F -, также генерирует ион, изоэлектрон с Ne.Однако теперь вы добавили электроны и сохранил количество протонов постоянным. Таким образом, F - будет больше, чем Ne (и больше, чем Na + ).

Общие тенденции сохранятся. Ионы в таблице Менделеева будут увеличиваться в радиусе сверху вниз. Однако сейчас слева направо радиус больше зависит от количества электронов. Mg 2+ меньше Na + . Как есть 10 электронов, но Z = 12 для Mg и Z = 11 для Na. Точно так же O 2- будет больше, чем F -, так как оба имеют 10 электронов, но Z = 8 для кислорода и Z = 9 для фтора.

На следующей диаграмме показаны атомные и ионные радиусы некоторых обычных ионов. Как видите, самые разительные отличия находится в тренде сверху вниз.


Закон Кулона

Чистый эффект образования ионной связи между двумя атомами - это сумма всех «частей» образования двух ионов из элементов и энергии их сближения. Однако мы можем многое понять об ионных соединениях, просто подумав о взаимодействиях двух ионов (при условии, что они уже образовались где-то в мире).

Потенциальная энергия двух взаимодействующих зарядов определяется законом Кулона. Это говорит о том, что энергия связана с зарядами и расстоянием между ними, где

\ [E \ propto {{q_1q_2} \ over \ epsilon \; r} \]

где \ (q_1 \) и \ (q_2 \) - заряды ионов, а \ (r \) - расстояние между ними. \ (\ epsilon \) - диэлектрическая проницаемость, которая для вакуума (газовой фазы) просто равна единице. Таким образом, если один заряд положительный, а другой отрицательный, энергия этого взаимодействия будет отрицательной.Другими словами, два иона будут иметь более низкую энергию (быть более стабильными), когда они находятся близко друг к другу, чем когда они находятся далеко друг от друга. Величина этой энергии зависит от размера зарядов и расстояний между ними. Большие заряды будут иметь более сильное взаимодействие и меньшую энергию. Точно так же ионы меньшего размера смогут сближаться и, следовательно, будут иметь более низкие энергии. Иногда мы берем эти две идеи и объединяем их в одну, которую мы называем плотностью заряда. Сколько заряда в пространстве.Чем больше заряд, тем больше плотность заряда. Чем меньше ион, тем больше плотность заряда.

Например, энергия решетки LiF будет выше, чем у KF. Поскольку Li + меньше (имеет более высокую плотность заряда), чем K + , ионы в LiF находятся на более близком расстоянии друг от друга. чем ионы в KF. Точно так же энергия решетки NaF выше, чем у NaBr, поскольку F - меньше, чем Br - .

Закон Кулона рассматривает взаимодействие только двух ионов.В ионных соединениях у нас есть решетка, состоящая из множества ионов, каждый из которых взаимодействует. Энергия, которая выделяется при формировании решетки из отдельных ионов, называется энергией решетки. По сути, это разница в энергии разделенных ионов по сравнению с ионами в кристаллической решетке. Энергия решетки сложна, поскольку она зависит от структуры кристалла. Однако в целом, если у нас есть похожие кристаллические структуры, то различия между разными ионами будут определяться разницей в кулоновской энергии.- (g)} \]

Для KCl энергия решетки 715 кДж · моль -1 . Это много энергии. В результате химики часто говорят, что ионные связи очень сильны. Это потому что они относится к этой конкретной ситуации, когда твердое вещество превращается в ионы газовой фазы.

Напротив, в биологии вы часто слышите, что ионные связи - самые слабые связи! Это потому, что они обычно говорят о химии в очень конкретном контексте: водных растворах.- (водн.)} \]

Химия воды очень разная. Теперь, если вы хотите разделить ионы, они не попадают в газовую фазу, а вместо этого являются «водными» или окружены молекулами воды, обозначенными (aq) в уравнении. Это стабилизирует их энергию, что значительно упрощает разрушение ионного твердого вещества. Кроме того, взаимодействие между ионами происходит не в вакууме, а в воде. Диэлектрическая постоянная, \ (\ epsilon \), для воды составляет около 80. Это означает, что сила притяжения и потенциальная энергия эффективно в 80 раз ниже в воде, чем в газовой фазе.

Проверьте себя

Какая из них, по вашему мнению, будет иметь самую низкую энергию решетки (при условии, что все они образуют похожие кристаллические структуры)?
(наведите / коснитесь выбора, чтобы получить отзыв об этом выборе)

Ковалентное связывание

В ковалентном соединении электроны распределяются между атомами в соединениях. Это «разделение» не всегда равнозначно, но оно не приводит к полному избытку электронных зарядов, находящихся на одном атоме по сравнению с другим.Вместо этого электроны распределены по всей молекуле таким образом, чтобы минимизировать их энергию по сравнению с их энергиями в отдельных атомах. Это ключевая идея. Энергия молекулы ниже (более стабильна), чем энергия разделенных атомов. Обычно мы обсуждаем это с точки зрения потенциальной энергии. Часто это отображается графически, когда мы смотрим на потенциальную энергию как функцию расстояния между двумя атомами, которые «связываются». Если есть расстояние, на котором энергия ниже, чем у двух разделенных атомов, мы говорим, что эти два атома образуют химическую связь.Длина связи - это расстояние, на котором потенциальная энергия минимальна. Сила связи - это минимальная разница в энергии по сравнению с отдельными атомами. Это показано на диаграмме ниже.

На этой диаграмме показана энергия двух атомов водорода как функция расстояния между ними. Есть четкий минимум в 74 часа дня (0,74 & Aring). Мы бы сказали, что длина облигации составляет 74 пм. Прочность сцепления - это глубина этой «скважины», которая составляет 436 кДж / моль -1 .Это количество энергии, которое молекула H 2 нужно было бы получить, чтобы разорвать связь и превратиться в два отдельных атома водорода. Обратите внимание, что, хотя два атома H притягиваются друг к другу на больших расстояниях (там энергия меньше, чем расстояние становится короче), они отталкивающие на очень коротких расстояниях (энергия меньше, если расстояние увеличивается). Это происходит из-за перекрытия электронов в двух системах (и отталкивания двух ядер).

Описание ковалентного связывания


Длина и прочность связи

Существует общая тенденция между длиной и прочностью сцепления.Обычно чем короче связь, тем она прочнее. Чем длиннее связь, тем слабее связь. Так всегда бывает? Нет, это обычно так. Вот почему мы называем это трендом. Это особенно полезная идея для подобных облигаций. Например, одинарная связь углерод-кислород, C-O, длиннее и слабее. чем двойная связь углерод-кислород, C = O.

Ниже представлен виджет, в котором вы можете посмотреть кривые потенциальной энергии для дигалогенидов (F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 ).Поиграйте с виджетом, чтобы определить, Тенденция сохраняется для всех дигалогенидов или только для некоторых из них.


Длина и прочность соединения


Электроотрицательность

Электроотрицательность описывает относительное притяжение определенных элементов к электронам в ковалентном соединении. Существует несколько шкал электроотрицательности, которые были разработаны на протяжении многих лет для описания связи. Некоторые из них основаны на элементных свойствах (энергия ионизации и сродство к электрону), другие - на прочности связи, измеренной в различных соединениях.Однако качественная идея всех весов одинакова. Чем выше электроотрицательность, тем больше притяжение электронов к этому элементу. Поскольку масштаб относительный (сравнение между различными атомами), F обычно выбирается как наиболее электроотрицательный атом, а его электроотрицательность устанавливается равной 4,0. Электроотрицательность имеет периодическую тенденцию, которая почти идентична тенденции энергии ионизации. Он уменьшается сверху вниз и увеличивается слева направо. Причина этого почти идентична энергии ионизации.Тяга ядра увеличивается слева направо и уменьшается сверху вниз. Ниже представлена ​​шкала электроотрицательностей. Для калибровки диаграммы F = 4,0 и Cs = 0,8

Вы можете увидеть несколько исключений из строгого увеличения слева направо и уменьшения сверху вниз (особенно в переходных элементах). Однако в целом верхний правый угол - самый высокий, а нижний левый - самый низкий. Еще один заметный выброс - водород. Поскольку водород имеет только один электрон, он сильно отличается от других элементов.Его электроотрицательность почти такая же, как у углерода.


Полярные связи и электроотрицательность


Полярные ковалентные связи

Электроны в ковалентных соединениях редко в равной степени «делятся» всеми атомами. Скорее электроны имеют большее относительное притяжение к одним атомам по сравнению с другими. В результате электроны неравномерно распределены по молекуле, что приводит к частичному отрицательные заряды в некоторых областях (с большим притяжением электронов) и соответствующие частичные положительные заряды в областях с дефицитом электронов.Определяем откуда эти сборы сравниваются электроотрицательности.

Электроотрицательность элемента описывает его относительное «притяжение» электронов в ковалентном соединении. по сравнению с другими элементами. Элементы с высокой электроотрицательностью будут притягивать электроны больше, чем элементы с низкой электроотрицательностью.

Образовавшиеся ковалентные связи тогда имеют «полярность». То есть один конец положительный, а другой отрицательный. Эта полярность количественно описывается как дипольный момент.Это мера двух зарядов, разделенных определенное расстояние.

В зависимости от геометрии молекулы, вся молекула может иметь (а может и не иметь) дипольный момент. Это величина, которую мы можем измерить в лаборатории как наблюдаемую. Молекулы с большими дипольными моментами мы называем «полярными». Те, у которых есть очень маленький диполь или нет, мы называем «неполярными». Эта тема будет рассмотрена более подробно позже при изучении молекулярные формы.


Полярные и ионные связи

Мы часто называем связи ионными или ковалентными.Но это значительно упрощает то, что снова является сложным квантово-механическая проблема. К счастью, наше чрезмерное упрощение в большинстве случаев дает нам правильную точку зрения. Тем не менее, важно понимать, что на самом деле это спектр различных типов связей, варьирующихся от от того, что мы бы назвали чисто ковалентным до ионного. Между ними связи лучше всего описать как частично ионные. и частично ковалентный. Для таких соединений мы говорим об их «ковалентном характере» или «ионном характере». Таким образом, в NaCl преобладает ионный характер связывания.Качественно умеем объединить связи в эти разные категории по различию в электроотрицательности. Большие различия приводят к ионные связи (связи в основном ионного характера), в то время как небольшие различия приводят к ковалентным связям (связи с в основном ковалентный характер). Прежде чем мы просто сказали, что ионные связи образуются между металлом и неметаллом, и ковалентный между неметаллом и неметаллом. Однако, глядя на различия электроотрицательности, вы видите, что это та же идея, что и неметаллы имеют большую электроотрицательность, чем металлы.

Далее мы разделим ковалентные связи на две категории. Чистый ковалентный и полярный ковалентный. Чистая ковалентная связь - это связи между двумя элементами с одинаковой электроотрицательностью. Для этих облигаций электроны в равной степени распределены между двумя атомами. Между элементами образуются полярные ковалентные связи с разными электроотрицательностями, но недостаточно большими, чтобы мы могли назвать эти связи ионными. Например, связь между водородом и хлором. Хлор имеет большую электроотрицательность, поэтому мы бы ожидайте, что эта связь будет полярной с большим количеством электронов, находящихся на хлоре.Чтобы обозначить это в Мы бы нарисовали небольшой частичный заряд на атомах, используя дельту в нижнем регистре, δ, с плюсом или знак минус. Элемент с более высокой электроотрицательностью будет иметь большую долю электронов и, таким образом, это будет δ-. Обратите внимание, что сборы являются частичными. Это означает, что электрон тратит больше время «на этом атоме», но не переносится полностью (это была бы ионная картина).

.

Смотрите также