Nh3 какой тип химической связи. Физические и химические свойства аммиака. Металлическая кристаллическая решетка

Помогите решить химию, пожалуйста. Указать тип связи в молекулах NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... и получил лучший ответ

Ответ от Ольга Лябина[гуру]
1) NH3 тип связи ков. полярная. в образовании связи принимают участие три неспаренных электрона азота и по одному водорода. пи-связей нет. гибридизация sp3. Форма молекулы пирамидальная (одна орбиталь не участвует в гибридизации, тетраэдр превращается в пирамиду)
CaCl2 тип связи ионная. в образовании связи участвуют два электрона кальция на s орбитали, которые принимают два атома хлора, завершая свой третий уровень. пи-связей нет, тип гибридизации sp. они располагаются в пространстве под углом 180 град
Al2O3 тип связи ионная. в образовании связи участвуют три электрона с s и p орбитали алюминия, которые принимает кислород, завершая свой второй уровень. O=Al-O-Al=O. есть пи-связи между кислородом и алюминием. тип гибридизации sp скорее всего.
BaS тип связи ионная. два электрона бария принимает сера. Ba=S есть одна пи-связь. гибридизация sp. Плоская молекула.
2) AgNO3
на катоде восстанавливается серебро
К Ag+ + e = Ag
на аноде окисляется вода
А 2H2O - 4e = O2 + 4H+
по закону Фарадея (как уж там...) масса (объем) вещества, выделившегося на катоде, пропорциональна количеству электричества, прошедшего через раствор
m(Ag) = Mэ/zF *I*t = 32,23 г
V(O2) = Vэ/F *I*t = 1,67 л

Ответ от 2 ответа [гуру]

Привет! Вот подборка тем с ответами на Ваш вопрос: Помогите решить химию, пожалуйста. Указать тип связи в молекулах NH3, CaCl2, Al2O3, BaS...

5.1. Ковалентная связь

Химическая связь образуется при сближении двух или большего числа атомов, если в результате их взаимодействия происходит понижение полной энергии системы. Наиболее устойчивыми электронными конфигурациями внешних электронных оболочек атомов являются конфигурации атомов благородных газов, состоящие из двух или восьми электронов. Внешние электронные оболочки атомов других элементов содержат от одного до семи электронов, т.е. являются незавершенными. При образовании молекулы атомы стремятся приобрести устойчивую двухэлектронную или восьмиэлектронную оболочки. В образовании химической связи принимают участие валентные электроны атомов.

Ковалентной называется химическая связь между двумя атомами, которая образуется за счет электронных пар, принадлежащих одновременно этим двум атомам.

Существует два механизма образования ковалентной связи: обменный и донорно – акцепторный.

5.1.1. Обменный механизм образования ковалентной связи

Обменный механизм образования ковалентной связи реализуется за счет перекрывания электронных облаков электронов, принадлежащих различным атомам. Например, при сближении двух атомов водорода происходит перекрывание 1s электронных орбиталей. В результате возникает общая пара электронов, одновременно принадлежащая обоим атомам. При этом химическая связь образуется электронами, имеющими антипараллельные спины, рис. 5.1.

Рис. 5.1. Образование молекулы водорода из двух атомов Н

5.1.2. Донорно – акцепторный механизм образования ковалентной связи

При донорно – акцепторном механизме образования ковалентной связи связь также образуется с помощью электронных пар. Однако в этом случае однин атом (донор) предоставляет свою электронную пару, а другой атом (акцептор) участвует в образовании связи своей свободной орбиталью. Примером реализации донорно-акцепторной связи является образование иона аммония NH 4 + при взаимодействии аммиака NH 3 с катионом водорода H + .

В молекуле NH 3 три электронные пары образуют три связи N – H, четвертая, принадлежащая атому азота электронная пара является неподеленной. Эта электронная пара может дать связь с ионом водорода, который имеет свободную орбиталь. В результате получается ион аммония NH 4 + , рис. 5.2.

Рис. 5.2. Возникновение донорно-акцепторной связи при образовании иона аммония

Необходимо отметить, что существующие в ионе NH 4 + четыре ковалентных связи N – H равноценны. В ионе аммония невозможно выделить связь, образованную по донорно-акцепторному механизму.

5.1.3. Полярная и неполярная ковалентная связь

Если ковалентная связь образуется одинаковыми атомами, то электронная пара располагается на одинаковом расстоянии между ядрами этих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной. Примером молекул с неполярной ковалентной связью являются Н 2 , Cl 2 , О 2 , N 2 и др.

В случае полярной ковалентной связи общая электронная пара смещена к атому с большей электроотрицательностью. Этот тип связи реализуется в молекулах, образованных различными атомами. Ковалентная полярная связь имеет место в молекулах HCl, HBr, CO, NO и др. Например, образование полярной ковалентной связи в молекуле HCl можно представить схемой, рис. 5.3:

Рис. 5.3. Образование ковалентной полярной связи в молекуле НС1

В рассматриваемой молекуле электронная пара смещена к атому хлора, поскольку его электроотрицательность (2,83) больше, чем электроотрицательность атома водорода (2,1).

5.1.4. Дипольный момент и строение молекул

Мерой полярности связи является ее дипольный момент μ:

μ = е l ,

где е – заряд электрона, l – расстояние между центрами положительного и отрицательного зарядов.

Дипольный момент – это векторная величина. Понятия «дипольный момент связи» и «дипольный момент молекулы» совпадают только для двухатомных молекул. Дипольный момент молекулы равен векторной сумме дипольных моментов всех связей. Таким образом, дипольный момент многоатомной молекулы зависит от ее строения.

В линейной молекуле СО 2 , например, каждая из связей С–О полярна. Однако молекула СО 2 в целом неполярна, так как дипольные моменты связей компенсируют друг друга (рис. 5.4). Дипольный момент молекулы углекислого газа m = 0.

В угловой молекуле Н 2 О полярные связи Н–О расположены под углом 104,5 o . Векторная сумма дипольных моментов двух связей Н–О выражается диагональю параллелограмма (рис. 5.4). В результате дипольный момент молекулы воды m не равен нулю.

Рис. 5.4. Дипольные моменты молекул СО 2 и Н 2 О

5.1.5. Валентность элементов в соединениях с ковалентной связью

Валентность атомов определяется числом неспаренных электронов, участвующих в образовании общих электронных пар с электронами других атомов. Имеющие один неспаренный электрон на внешнем электронном слое атомы галогенов в молекулах F 2 , НCl, PBr 3 и CCl 4 одновалентны. Элементы подгруппы кислорода содержат два неспаренных электрона на внешнем слое, поэтому в таких соединениях как O 2 , Н 2 О, Н 2 S и SCl 2 они двухвалентны.

Поскольку помимо обычных ковалентных связей в молекулах может образовываться связь по донорно-акцепторному механизму, валентность атомов зависит также от наличия у них неподеленных электронных пар и свободных электронных орбиталей. Количественной мерой валентности является число химических связей, с помощью которых данный атом соединен с другими атомами.

Максимальная валентность элементов как правило не может превышать номер группы, в которой они находятся. Исключение составляют элементы побочной подгруппы первой группы Cu, Ag, Au, валентность которых в соединениях больше единицы. К валентным относятся прежде всего электроны внешних слоев, однако для элементов побочных подгрупп в образовании химической связи принимают участие и электроны предпоследних (предвнешних) слоев.

5.1.6. Валентность элементов в нормальном и возбужденном состояниях

Валентность большинства химических элементов зависит от того, находятся эти элементы в нормальном или возбужденном состоянии. Электронная конфигурация атома Li: 1s 2 2s 1 . Атом лития на внешнем уровне имеет один неспаренный электрон, т.е. литий одновалентен. Необходима очень большая затрата энергии, связанная с переходом 1s-электрона на 2р-орбиталь, чтобы получить трехвалентный литий. Эта затрата энергии настолько велика, что не компенсируется энергией, которая выделится при образовании химических связей. В связи с этим не существует соединений трехвалентного лития.

Конфигурация внешнего электронного слоя элементов подгруппы бериллия ns 2 . Это означает, что на внешнем электронном слое у этих элементов на орбитали ns ячейке находится два электрона с противоположными спинами. Элементы подгруппы бериллия не содержат неспаренных электронов, поэтому их валентность в нормальном состоянии равна нулю. В возбужденном состоянии электронная конфигурация элементов подгруппы бериллия ns 1 nр 1 , т.е. элементы образуют соединения, в которых они двухвалентны.

Валентные возможности атома бора

Рассмотрим электронную конфигурацию атома бора в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2р 1 . Атом бора в основном состоянии содержит один неспаренный электрон (рис. 5.5), т.е. он одновалентен. Однако для бора не характерно образование соединений в которых он одновалентен. При возбуждении атома бора происходит переход одного 2s-электрона на 2р-орбиталь (рис. 5.5). Атом бора в возбужденном состоянии имеет 3 неспаренных электрона и может образовывать соединения, в которых его валентность равна трем.

Рис. 5.5. Валентные состояния атома бора в нормальном и возбужденном состояниях

Энергия, затраченная на переход атома в возбужденное состояние в пределах одного энергетического уровня, как правило, с избытком компенсируется энергией, выделяющейся при образовании дополнительных связей.

Благодаря наличию в атоме бора одной свободной 2р-орбитали, бор в соединениях может образовывать четвертую ковалентную связь, выступая в роли акцептора электронной пары. На рис.5.6 показано как происходит взаимодействие молекулы BF с ионом F – , в результате которого образуется ион – , в котором бор образует четыре ковалентных связи.

Рис. 5.6. Донорно-акцепторный механизм образования четвертой ковалентной связи у атома бора

Валентные возможности атома азота

Рассмотрим электронное строение атома азота (рис. 5.7).

Рис. 5.7. Распределение электронов на орбиталях атома азота

Из представленной схемы видно, что азот имеет три неспаренных электрона, он может образовывать три химические связи и его валентность равна трем. Переход атома азота в возбужденное состояние невозможен, поскольку второй энергетический уровень не содержит d–орбиталей. Вместе с тем атом азота может предоставить неподеленную электронную пару внешних электронов 2s 2 атому, имеющему свободную орбиталь (акцептору). В результате возникает четвертая химическая связь атома азота, как это имеет место, например, в ионе аммония (рис. 5.2). Таким образом, максимальная ковалентность (число образованных ковалентных связей) атома азота равна четырем. В своих соединениях азот, в отличие от других элементов пятой группы, не может быть пятивалентным.

Валентные возможности атомов фосфора, серы и галогенов

В отличие от атомов азота, кислорода и фтора, находящиеся в третьем периоде атомы фосфора, серы и хлора имеют свободные 3d-ячейки, на которые могут переходить электроны. При возбуждении атома фосфора (рис. 5.8), у него на внешнем электронном слое оказываются 5 неспаренных электронов. В результате в соединениях атом фосфора может быть не только трех-, но и пятивалентным.

Рис. 5.8. Распределение валентных электронов на орбиталях для атома фосфора, находящегося в возбужденном состоянии

В возбужденном состоянии сера помимо валентности, равной двум, проявляет также валентность, равную четырем и шести. При этом последовательно происходит распаривание 3р и 3s-электронов (рис. 5.9).

Рис. 5.9. Валентные возможности атома серы в возбужденном состоянии

В возбужденном состоянии для всех элементов главной подгруппы V группы, кроме фтора, возможно последовательное распаривание сначала р-, а затем и s-электронных пар. В результате эти элементы становятся трех-, пяти- и семивалентными (рис. 5.10).

Рис. 5.10. Валентные возможности атомов хлора, брома и иода в возбужденном состоянии

5.1.7. Длина, энергия и направленность ковалентной связи

Ковалентная связь, как правило, образуется между атомами неметаллов. Основными характеристиками ковалентной связи являются длина, энергия и направленность.

Длина ковалентной связи

Длина связи – это расстояние между ядрами атомов, образующими эту связь. Ее определяют экспериментальными физическими методами. Оценить величину длины связи можно по правилу аддитивности, согласно которому длина связи в молекуле АВ приблизительно равна полусумме длин связей в молекулах А 2 и В 2:

.

Сверху вниз по подгруппам периодической системы элементов длина химической связи возрастает, поскольку в этом направлении увеличивается радиусы атомов (табл. 5.1). С увеличением кратности связи ее длина уменьшается.

Таблица 5.1.

Длина некоторых химических связей

Энергия связи

Мерой прочности связи является энергия связи. Энергия связи определяется энергией, необходимой для разрыва связи и удаления атомов, образующих эту связь, на бесконечно большое расстояние друг от друга. Ковалентная связь является очень прочной. Ее энергия составляет от нескольких десятков до нескольких сотен кДж/моль. Для молекулы IСl 3 , например, Есвязи ≈40 , а для молекул N 2 и CO Есвязи ≈1000 кДж/моль.

Сверху вниз по подгруппам периодической системы элементов энергия химической связи уменьшается, поскольку в этом направлении увеличивается длина связи (табл. 5.1). С увеличением кратности связи ее энергия возрастает (табл. 5.2).

Таблица 5.2.

Энергий некоторых химических связей

Насыщаемость и направленность ковалентной связи

Важнейшими свойствами ковалентной связи является ее насыщаемость и направленность. Насыщаемость можно определить как способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Так атом углерода может образовывать только четыре ковалентных связи, а атом кислорода – две. Максимальное число обычных ковалентных связей, которые может образовывать атом (без учета связей, образованных по донорно-акцепторному механизму) равно числу неспаренных электронов.

Ковалентные связи имеют пространственную направленность, поскольку перекрывание орбиталей при образовании одинарной связи происходит по линии, связывающей ядра атомов. Пространственное расположение электронных орбиталей молекулы обуславливают ее геометрию. Углы между химическими связями называют валентными углами.

Насыщаемость и направленность ковалентной связи отличает эту связь от ионной, которая в отличие от ковалентной связи является ненасыщенной и ненаправленной.

Пространственное строение молекул Н 2 O и NH 3

Направленность ковалентной связи рассмотрим на примере молекул Н 2 O и NH 3 .

Молекула H 2 O образуется из атома кислорода и двух атомов водорода. Атом кислорода имеет два неспаренных p-электрона, которые занимают две орбитали, расположенные под прямым углом друг к другу. Атомы водорода имеют неспаренные 1s-электроны. Угол между связями, образованными р-электронами, должен быть близок к углу между орбиталями р-электронов. Экспериментально, однако, найдено, что угол между связями О–Н в молекуле воды равен 104,50. Увеличение угла по сравнению с углом 90 o можно объяснить силами отталкивания, которые действует между атомами водорода, рис. 5.11. Таким образом, молекула Н 2 О имеет угловую форму.

В образовании молекулы NH 3 участвуют три неспаренных p-электрона атома азота, орбитали которых расположены в трех взаимно перпендикулярных направлениях. Следовательно, три связи N–H должны располагаться под углами друг к другу, близкими к 90° (рис. 5.11). Экспериментальное значение угла между связями в молекуле NH 3 равно 107,3°. Отличие значения углов между связями от теоретических обусловлено, как и в случае молекулы воды, взаимным отталкиванием атомов водорода. Кроме того, представленные схемы не учитывают возможность участия двух электронов на орбиталях 2s в образовании химических связей.

Рис. 5.11. Перекрывание электронных орбиталей при образовании химических связей в молекулах Н 2 O (а) и NH 3 (б)

Рассмотрим образование молекулы ВеС1 2 . Атом бериллия в возбужденном состоянии имеет два неспаренных электрона: 2s и 2p. Можно предположить, что атом бериллия должен образовывать две связи: одну связь, образованную s-электроном и одну связь, образованную р-электроном. Эти связи должны иметь различную энергию и различную длину. Молекула ВеС1 2 в таком случае должна быть не линейной, а уголковой. Опыт, однако, показывает, что молекула ВеС1 2 имеет линейное строение и обе химические связи в ней равноценны. Аналогичная ситуация наблюдается при рассмотрении строения молекул BCl 3 и CCl 4 – все связи в этих молекулах равноценны. Молекула ВС1 3 имеет плоское строение, СС1 4 – тетраэдрическое.

Для объяснения строения таких молекул, как ВеС1 2 , BCl 3 и CCl 4 , Полинг и Слейтер (США) ввели представление о гибридизации атомных орбиталей. Они предложили заменить несколько атомных орбиталей, не очень сильно отличающихся своей энергией, таким же числом равноценных орбиталей, называемых гибридными. Эти гибридные орбитали составляются из атомных в результате их линейной комбинации.

Согласно Л. Полингу при образовании химических связей атомом, имеющим электроны различного типа в одном слое и, следовательно, не очень сильно отличающиеся своей энергией (например, s и p) возможно изменение конфигурации орбиталей различных типов, при которой происходит их выравнивание по форме и энергии. В результате образуются гибридные орбитали, имеющие асимметричную форму и сильно вытянутые по одну сторону от ядра. Важно подчеркнуть, что модель гибридизации используется в том случае, когда в образовании связей участвуют электроны различного типа, например s и р.

5.1.8.2. Различные типы гибридизации атомных орбиталей

sp- гибридизация

Гибридизация одной s - и одной р - орбитали (sp - гибридизация) реализуется, например, при образовании хлорида бериллия. Как было показано выше, в возбужденном состоянии атом Be имеет два неспаренных электрона, один из которых занимает 2s-орбиталь, а другой – 2p-орбиталь. При образовании химической связи эти две различные орбитали трансформируются в две одинаковые гибридные орбитали, направленные под углом 180° друг к другу (рис. 5.12). Линейное расположение двух гибридных орбиталей отвечает минимальному их отталкиванию друг от друга. В результате молекула BeCl 2 имеет линейное строение – все три атома расположены на одной линии.

Рис. 5.12. Схема перекрывания электронных орбиталей при образовании молекулы BeCl 2

Строение молекулы ацетилена; сигма- и пи-связи

Рассмотрим схему перекрывания электронных орбиталей при образовании молекулы ацетилена . В молекуле ацетилена каждый атом углерода находится в sp–гибридном состоянии. Две sp–гибридные орбитали расположены под углом 1800 друг к другу; они образуют одну σ -связь между атомами углерода и две σ -связи с атомами водорода (рис. 5.13).

Рис. 5.13. Схема образования s -связей в молекуле ацетилена

σ -связью называют связь, образованную в результате перекрывания электронных орбиталей по линии, соединяющей ядра атомов.

Каждый атом углерода в молекуле ацетилена содержит еще по два р-электрона, которые не принимают участия в образовании σ -связей. Электронные облака этих электронов располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и, перекрываясь друг с другом, образуют еще две π -связи между атомами углерода за счет бокового перекрывания негибридных р –облаков (рис. 5.14).

π -связь – это ковалентная химическая связь, образованная в результате увеличения электронной плотности по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

Рис. 5.14. Схема образования σ - и π -связей в молекуле ацетилена.

Таким образом, в молекуле ацетилена между атомами углерода образуется тройная связь, которая состоит из одной σ - связи и двух π -связей; σ -связи являются более прочными, чем π - связи.

sp2- гибридизация

Строение молекулы BCl 3 можно объяснить с позиций sp 2 - гибридизации . Находящийся в возбужденном состоянии атом бора на внешнем электронном слое содержит один s-электрон и два p-электрона, т.е. три неспаренных электрона. Эти три электронных облака можно преобразовать в три равноценных гибридных орбитали. Минимальному отталкиванию трех гибридных орбиталей друг от друга соответствует их расположение в одной плоскости под углом 120 o друг к другу (рис. 5.15). Таким образом, молекула BCl 3 имеет плоскую форму.

Рис. 5.15. Плоское строение молекулы BCl 3

sp 3 - гибридизация

Валентные орбитали атома углерода (s, р x , р y , р z) можно преобразовать в четыре равноценных гибридные орбитали, которые расположены в пространстве под углом 109,5 o друг к другу и направлены к вершинам тетраэдра, в центре которого находится ядро атома углерода (рис. 5.16).

Рис. 5.16. Тетраэдрическое строение молекулы метана

5.1.8.3. Гибридизация с участием неподеленных электронных пар

Модель гибридизации может использоваться для объяснения строения молекул, в которых помимо связывающих, имеются также и неподеленные электронные пары. В молекулах воды и аммиака общее число электронных пар центрального атома (О и N) равно четырем. При этом в молекуле воды имеются две, а в молекуле аммиака – одна неподеленная электронная пара. Образование химических связей в данных молекулах можно объяснить, предполагая, что неподеленные электронные пары также могут заполнять гибридные орбитали. Неподеленные электронные пары занимают в пространстве значительно больше места, чем связывающие. В результате отталкивания, которое возникает между неподеленными и связывающими электронными парами происходит уменьшение валентных углов в молекулах воды и аммиака, которые оказываются меньше, чем 109,5 o .

Рис. 5.17. sp 3 – гибридизация с участием неподеленных электронных пар в молекулах H 2 O (А) и NH 3 (Б)

5.1.8.4. Установление типа гибридизации и определение строения молекул

Для установления типа гибридизации, а, следовательно, и структуры молекул необходимо использовать следующие правила.

1. Тип гибридизации центрального атома, не содержащего неподеленных электронных пар, определяется числом сигма связей. Если таких связей две имеет место sp-гибридизация, три - sp 2 -гибридизация, четыре - sp 3 -гибридизация. Неподеленные электронные пары (в отсутствии связей, образованных по донорно-акцепторному механизму) отсутствуют в молекулах, образованных атомами бериллия, бора, углерода, кремния, т.е. у элементов главных подгрупп II - IV групп.

2. Если центральный атом содержит неподеленные электронные пары, то число гибридных орбиталей и тип гибридизации определяются суммой числа сигма-связей и числа неподеленных электронных пар. Гибридизация с участием неподеленных электронных пар имеет место в молекулах, образованных атомами азота, фосфора, кислорода, серы, т.е. элементов главных подгрупп V и VI групп.

3. Геометрическая форма молекул определяется типом гибридизации центрального атома (табл. 5.3).

Таблица 5.3.

Валентные углы, геометрическая форма молекул в зависимости от числа гибридных орбиталей и типа гибридизации центрального атома

5.2. Ионная связь

Ионная связь осуществляется путем электростатического притяжения между противоположно заряженными ионами. Эти ионы образуются в результате перехода электронов от одного атома к другому. Ионная связь образуется между атомами, имеющими большие различия электроотрицательностей (обычно больше 1,7 по шкале Полинга), например, между атомами щелочных металлов и галогенов.

Рассмотрим возникновение ионной связи на примере образования NaCl. Из электронных формул атомов Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 и Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 видно, что для завершения внешнего уровня атому натрия легче отдать один электрон, чем присоединить семь, а атому хлора легче присоединить один, чем отдать семь. В химических реакциях атом натрия отдает один электрон, а атом хлора принимает его. В результате электронные оболочки атомов натрия и хлора превращаются в устойчивые электронные оболочки благородных газов (электронная конфигурация катиона натрия Na + 1s 2 2s 2 2p 6 , а электронная конфигурация аниона хлора Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Электростатическое взаимодействие ионов приводит к образованию молекулы NaCl.

Основные характеристики ионной связи и свойства ионных соединений

1. Ионная связь является прочной химической связью. Энергия этой связи составляет величины порядка 300 – 700 кДж/моль.

2. В отличие от ковалентной связи, ионная связь является ненаправленной , поскольку ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении.

3. В отличие от ковалентной связи, ионная связь является ненасыщенной , так как взаимодействие ионов противоположного знака не приводит к полной взаимной компенсации их силовых полей.

4. В процессе образования молекул с ионной связью не происходит полной передачи электронов, поэтому стопроцентной ионной связи в природе не существует. В молекуле NaCl химическая связь лишь на 80% ионная.

5. Соединения с ионной связью – это твердые кристаллические вещества, имеющие высокие температуры плавления и кипения.

6. Большинство ионных соединений растворяются в воде. Растворы и расплавы ионных соединений проводят электрический ток.

5.3. Металлическая связь

Атомы металлов на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число валентных электронов. Поскольку энергия ионизации атомов металлов невелика, валентные электроны слабо удерживаются в этих атомах. В результате в кристаллической решетке металлов появляются положительно заряженные ионы и свободные электроны. При этом катионы металла находятся в узлах кристаллической их решетки, а электроны свободно перемещаются в поле положительных центров образуя так называемый «электронный газ». Наличие между двумя катионами отрицательно заряженного электрона приводит тому, что каждый катион взаимодействует с этим электроном. Таким образом, металлическая связь – это связь между положительными ионами в кристаллах металлов, которая осуществляется путем притяжения электронов, свободно перемещающихся по всему кристаллу.

Поскольку валентные электроны в металле равномерно распределены по всему кристаллу металлическая связь, как и ионная, является ненаправленной связью. В отличие от ковалентной связи, металлическая связь является ненасыщенной связью. От ковалентной связи металлическая связь отличается также и прочностью. Энергия металлической связи примерно в три – четыре раза меньше энергии ковалентной связи.

Вследствие большой подвижности электронного газа металлы характеризуются высокой электро- и теплопроводностью.

5.4. Водородная связь

В молекулах соединениях HF, H 2 O, NH 3 существуют связи водорода с сильно электроотрицательным элементом (Н–F, Н–O, Н–N). Между молекулами таких соединений могут образовываться межмолекулярные водородные связи . В некоторых органических молекулах, содержащих связи Н–O, Н–N, могут возникать внутримолекулярные водородные связи .

Механизм образования водородной связи имеет частично электростатический, частично донорно – акцепторный характер. При этом донором электронной пары выступают атом сильно электроотрицательного элемента (F, O, N), а акцептором - атомы водорода, соединенные с этими атомами. Как и для ковалентной связи, для водородной связи характерны направленность в пространстве и насыщаемость .

Водородную связь принято обозначать точками: Н ··· F. Водородная связь проявляется тем сильнее, чем больше электроотрицательность атома-партнера и чем меньше его размеры. Она характерна прежде всего для соединений фтора, а также кислорода, в меньшей степени азота, в еще меньшей степени для хлора и серы. Соответственно меняется и энергия водородной связи (табл. 5.4).

Таблица 5.4.

Средние значения энергий водородных связей

Межмолекулярная и внутримолекулярная водородная связь

Благодаря водородным связям молекулы объединяются в димеры и более сложные ассоциаты. Например, образование димера муравьиной кислоты можно представить следующей схемой (рис. 5.18).

Рис. 5.18. Образование межмолекулярных водородных связей в муравьиной кислоте

В воде могут возникать длинные цепи ассоциатов (Н 2 О) n (рис. 5.19).

Рис. 5.19. Образование цепи ассоциатов в жидкой воде за счет межмолекулярных водородных связей

Каждая молекула Н 2 О может образовать четыре водородных связи, а молекула HF – только две.

Водородные связи могут возникать как между различными молекулами (межмолекулярная водородная связь), так и внутри молекулы (внутримолекулярная водородная связь). Примеры образования внутримолекулярной связи для некоторых органических веществ представлены на рис. 5.20.

Рис. 5.20. Образование внутримолекулярной водородной связи в молекулах различных органических соединений

Влияние водородной связи на свойства веществ

Наиболее удобным индикатором существования межмолекулярной водородной связи является температура кипения вещества. Более высокая температура кипения воды (100 o C по сравнению с водородными соединениями элементов подгруппы кислорода (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) объясняется наличием водородных связей: на разрушение межмолекулярных водородных связей в воде необходимо затратить дополнительную энергию.

Водородная связь существенным образом может влиять на структуру и свойства веществ. Существование межмолекулярной водородной связи повышает температуры плавления и кипения веществ. Наличие внутримолекулярной водородной связи приводит к тому, что молекула дезоксирибонуклеиновой кислоты (ДНК) оказывается свернутой в воде двойной спирали.

Водородная связь также играет важную роль в процессах растворения, поскольку растворимость зависит и от способности соединения давать водородные связи с растворителем. В результате содержащие ОН-группы такие вещества, как сахар, глюкоза, спирты, карбоновые кислоты, как правило, хорошо растворимы в воде.

5.5. Типы кристаллических решеток

Твердые вещества, как правило, имеют кристаллическое строение. Частицы, из которых состоят кристаллы (атомы, ионы или молекулы) располагаются в строго определенных точках пространства, образуя кристаллическую решетку. Кристаллическая решетка состоит из элементарных ячеек, которые сохраняют особенности структуры, характерные для данной решетки. Точки, в которых находятся частицы, называются узлами кристаллической решетки . В зависимости от вида частиц, находящихся в узлах решетки и от характера связи между ними различают 4 типа кристаллических решеток.

5.5.1. Атомная кристаллическая решетка

В узлах атомных кристаллических решеток находятся атомы, соединенные между собой ковалентными связями. К веществам, имеющим атомную решетку, относятся алмаз, кремний, карбиды, силициды и т.д. В структуре атомного кристалла невозможно выделить отдельные молекулы, весь кристалл рассматривается как одна гигантская молекула. Структура алмаза показана на рис. 5.21. Алмаз состоит из атомов углерода, каждый из которых связан с четырьмя соседними атомами. Вследствие того, что ковалентные связи прочные, все вещества, имеющие атомные решетки, являются тугоплавкими, твердыми и малолетучими. Они мало растворимы в воде.

Рис. 5.21. Кристаллическая решетка алмаза

5.5.2. Молекулярная кристаллическая решетка

В узлах молекулярных кристаллических решеток находятся молекулы, связанные между собой слабыми межмолекуляриыми силами. Поэтому вещества с молекулярной решеткой имеют малую твердость, они легкоплавки, характеризуются значительной летучестью, мало растворимы в воде, их растворы, как правило, не проводят электрический ток. Веществ c молекулярной кристаллической решеткой известно очень много. Это твердые водород, хлор, оксид углерода(IV) и другие вещества, которые при обычной температуре находятся в газообразном состоянии. Большинство кристаллических органических соединений имеют молекулярную решетку.

5.5.3. Ионная кристаллическая решетка

Кристаллические решетки, в узлах которых находятся ионы, называются ионными . Их образуют вещества с ионной связью, например, галогениды щелочных металлов. В ионных кристаллах нельзя выделить отдельные молекулы, весь кристалл можно рассматривать как одну макромолекулу. Связи между ионами прочные, поэтому вещества с ионной решеткой обладают малой летучестью, высокими температурами плавления и кипения. Кристаллическая решетка хлорида натрия представлена на рис. 5.22.

Рис. 5.22. Кристаллическая решетка хлорида натрия

На этом рисунке светлые шары – ионы Na + , темные – ионы Сl – . Слева на рис. 5.22 показана элементарная ячейка NaCI.

5.5.4. Металлическая кристаллическая решетка

Металлы в твердом состоянии образуют металлические кристаллические решетки. В узлах таких решеток находятся положительные ионы металлов, а валентные электроны свободно перемещаются между ними. Электроны электростатически притягивают катионы, тем самым придавая устойчивость металлической решетке. Такое строение решетки обусловливает высокую теплопроводность, электропроводность и пластичность металлов - при механическом деформировании не происходит разрыва связей и разрушения кристалла, поскольку составляющие его ионы как бы плавают в облаке электронного газа. На рис. 5.23 представлена кристаллическая решетка натрия.

Рис. 5.23. Кристаллическая решетка натрия

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Аммиак — нитрид водорода.

Формула – NH 3 . Молярная масса – 17 г/моль.

Физические свойства аммиака

Аммиак (NH 3) – бесцветный газ с резким запахом (запах «нашатырного спирта»), легче воздуха, хорошо растворим в воде (один объем воды растворят до 700 объемов аммиака). Концентрированный раствор аммиака содержит 25% (массовых) аммиака и имеет плотность 0,91 г/см 3 .

Связи между атомами в молекуле аммиака – ковалентные. Общий вид молекулы AB 3 . В гибридизацию вступают все валентные орбитали атома азота, следовательно, тип гибридизации молекулы аммиака – sp 3 . Аммиак имеет геометрическую структуру типа AB 3 E – тригональная пирамида (рис. 1).

Рис. 1. Строение молекулы аммиака.

Химические свойства аммиака

В химическом отношении аммиак довольно активен: он вступает в реакции взаимодействия со многими веществами. Степень окисления азота в аммиаке «-3» — минимальная, поэтому аммиак проявляет только восстановительные свойства.

При нагревании аммиака с галогенами, оксидами тяжелых металлов и кислородом образуется азот:

2NH 3 + 3Br 2 = N 2 + 6HBr

2NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

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

В присутствии катализатора аммиак способен окисляться до оксида азота (II):

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (катализатор – платина)

В отличие от водородных соединений неметаллов VI и VII групп, аммиак не проявляет кислотные свойства. Однако, атомы водорода в его молекуле все же способны замещаться на атомы металлов. При полном замещении водорода металлом происходит образование соединений, называемых нитридами, которые также можно получить и при непосредственном взаимодействии азота с металлом при высокой температуре.

Основные свойства аммиака обусловлены наличием неподеленной пары электронов у атома азота. Раствор аммиака в воде имеет щелочную среду:

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

При взаимодействии аммиака с кислотами образуются соли аммония, которые при нагревании разлагаются:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

NH 4 Cl = NH 3 + HCl (при нагревании)

Получение аммиака

Выделяют промышленные и лабораторные способы получения аммиака. В лаборатории аммиак получают действием щелочей на растворы солей аммония при нагревании:

NH 4 Cl + KOH = NH 3 + KCl + H 2 O

NH 4 + + OH — = NH 3 + H 2 O

Эта реакция является качественной на ионы аммония.

Применение аммиака

Производство аммиака – один из важнейших технологических процессов во всем мире. Ежегодно в мире производят около 100 млн. т. аммиака. Выпуск аммиака осуществляют в жидком виде или в виде 25%-го водного раствора – аммиачной воды. Основные направления использования аммиака – производство азотной кислоты (производство азотсодержащих минеральных удобрений в последствии), солей аммония, мочевины, уротропина, синтетических волокон (нейлона и капрона). Аммиак применяют в качестве хладагента в промышленных холодильных установках, в качестве отбеливателя при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

.

Вам известно, что атомы могут соединяться друг с другом с образованием как простых, так и сложных веществ. При этом образуются различного типа химические связи: ионная, ковалентная (неполярная и полярная), металлическая и водородная. Одно из наиболее существенных свойств атомов элементов, определяющих, какая связь образуется между ними – ионная или ковалентная, - это электроотрицательность, т.е. способность атомов в соединении притягивать к себе электроны.

Условную количественную оценку электроотрицательности дает шкала относительных электроотрицательностей.

В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрица-тельности элементов, а в группах – их падения. Элементы по электроот-рицательностям располагают в ряд, на основании которого можно сравнить электроотрицательности элементов, находящихся в разных периодах.

Тип химической связи зависит от того, насколько велика разность значений электроотрицательностей соединяющихся атомов элементов. Чем больше отличаются по электроотрицательности атомы элементов, образующих связь, тем химическая связь полярнее. Провести резкую границу между типами химических связей нельзя. В большинстве соединений тип химической связи оказывается промежуточным; например, сильнополярная ковалентная химическая связь близка к ионной связи. В зависимости от того, к какому из предельных случаев ближе по своему характеру химическая связь, ее относят либо к ионной, либо к ковалентной полярной связи.

Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые резко отличаются друг от друга по электроотрицательности. Например, типичные металлы литий(Li), натрий(Na), калий(K), кальций (Ca), стронций(Sr), барий(Ba) образуют ионную связь с типичными неметаллами, в основном с галогенами.

Кроме галогенидов щелочных металлов, ионная связь также образуется в таких соединениях, как щелочи и соли. Например, в гидроксиде натрия(NaOH) и сульфате натрия(Na 2 SO 4) ионные связи существуют только между атомами натрия и кислорода (остальные связи – ковалентные полярные).­­­ ­ ­­ ­­ ­

При взаимодействии атомов с одинаковой электроотрица-тельностью образуются молекулы с ковалентной неполярной связью. Такая связь существует в молекулах следующих простых веществ: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Химические связи в этих газах образованы посредством общих электронных пар, т.е. при перекрывании соответствующих электронных облаков, обусловленном электронно-ядерным взаимодей-ствием, которые осуществляет при сближении атомов.

Составляя электронные формулы веществ, следует помнить, что каждая общая электронная пара – это условное изображение повышенной электронной плотности, возникающей в результате перекрывания соответствующих электронных облаков.

При взаимодействии атомов, значение электроотрецательностей которых отличаются, но не резко, происходит смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому. Это наиболее распространенный тип химической связи, которой встречается как в неорганических, так и органических соединениях.

К ковалентным связям в полной мере относятся и те связи, которые образованы по донорно-акцепторному механизму, например в ионах гидроксония и амония.

Металлическая связь.

Связь, которая образуется в результате взаимодействия относите-льно свободных электронов с ионами металлов, называются металлической связью. Этот тип связи характерен для простых веществ- металлов.

Сущность процесса образования металлической связи состоит в следующем: атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительные заряженные ионы. Относительно свобо-дные электроны, оторвавшиеся от атома, перемещаются между положи-тельными ионами металлов. Между ними возникает металлическая связь, т. е. Электроны как бы цементируют положительные ионы кристал-лической решетки металлов.

Водородная связь.

Связь, которая образуется между атомов водорода одной молекулы и атомом сильно электроотрицательного элемента (O, N, F) другой молекулы, называется водородной связью.

Может возникнуть вопрос: почему именно водород образует такую специфическую химическую связь?

Это объясняется тем, что атомный радиус водорода очень мал. Кроме того, при смещении или полной отдаче своего единственного электрона водород приобретает сравнительно высокий положительный заряд, за счет которого водород одной молекулы взаимодействует с атомами электроотрицательных элементов, имеющих частичный отрицательный заряд, выходящий в состав других молекул (HF, H 2­ O, NH 3).

Рассмотрим некоторые примеры. Обычно мы изображаем состав воды химической формулой H 2 O. Однако это не совсем точно. Правильнее было бы состав воды обозначать формулой (H 2 O)n, где n = 2,3,4 и т. д. Это объясняется тем, что отдельные молекулы воды связаны между собой посредством водородных связей.

Водородную связь принято обозначать точками. Она гораздо более слабая, чем ионная или ковалентная связь, но более сильная, чем обычное межмолекулярное взаимодействие.

Наличие водородных связей объясняет увеличения объема воды при понижении температуры. Это связано с тем, что при понижении температуры происходит укрепление молекул и поэтому уменьшается плотность их «упаковки».

При изучении органической химии возникал и такой вопрос: почему температуры кипения спиртов гораздо выше, чем соответствующих углеводородов? Объясняется это тем, что между молекулами спиртов тоже образуются водородные связи.

Повышение температуры кипения спиртов происходит также всле-дствие укрупнения их молекул.

Водородная связь характерна и для многих других органических соединений (фенолов, карбоновых кислот и др.). Из курсов органической химии и общей биологии вам известно, что наличием водородной связи объясняется вторичная структура белков, строение двойной спирали ДНК, т. е. явление комплиментарности.

7.11. Строение веществ с ковалентной связью

Вещества, в которых из всех типов химической связи присутствует только ковалентная, делятся на две неравные группы: молекулярные (очень много) и немолекулярные (значительно меньше).
Кристаллы твердых молекулярных веществ состоят из слабо связанных между собой силами межмолекулярного взаимодействия молекул. Такие кристаллы не обладают высокой прочностью и твердостью (вспомните лед или сахар). Невысоки у них также температуры плавления и кипения (см. таблицу 22).

Таблица 22. Температуры плавления и кипения некоторых молекулярных веществ

В отличие от своих молекулярных собратьев немолекулярные вещества с ковалентной связью образуют очень твердые кристаллы. Кристаллы алмаза (самого твердого вещества) относятся именно к этому типу.
В кристалле алмаза (рис. 7.5) каждый атом углерода связан с четырьмя другими атомами углерода простыми ковалентными связями (sр 3 -гибридизация). Атомы углерода образуют трехмерный каркас. По существу весь кристалл алмаза представляет собой одну огромную и очень прочную молекулу.
Такое же строение имеют и кристаллы кремния, широко применяемые в радиоэлектронике и электронной технике.
Если заменить половину атомов углерода в алмазе на атомы кремния, не нарушая каркасную структуру кристалла, то получится кристалл карбида кремния SiC – также очень твердого вещества, используемого как абразивный материал. Обычный кварцевый песок (диоксид кремния) тоже относится к этому типу кристаллических веществ. Кварц – очень твердое вещество; под названием " наждак" он также используется как абразивный материал. Структуру кварца легко получить, если в кристалле кремния между каждыми двумя атомами кремния вставит атомы кислорода. При этом каждый атом кремния окажется связанным с четырьмя атомами кислорода, а каждый атом кислорода – с двумя атомами кремния.

Кристаллы алмаза, кремния, кварца и подобные им по структуре называют атомными кристаллами.
Атомный кристалл – кристалл, состоящий из атомов одного или нескольких элементов, связанных химическими связями.
Химическая связь в атомном кристалле может быть ковалентной или металлической.
Как вы уже знаете, любой атомный кристалл, как и ионный, представляет собой огромную " супермолекулу" . Структурную формулу такой " супермолекулы" записать нельзя – можно только показать ее фрагмент, например:

В отличие от молекулярных веществ, вещества, образующие атомные кристаллы, – одни из самых тугоплавких (см. таблицу 23.).

Таблица 23. Температуры плавления и кипения некоторых немолекулярных веществ с ковалентными связями

Такие высокие температуры плавления вполне понятны, если вспомнить, что при плавлении этих веществ рвутся не слабые межмолекулярные, а прочные химические связи. По этой же причине многие вещества, образующие атомные кристаллы, при нагревании не плавятся, а разлагаются или сразу переходят в парообразное состояние (возгоняются), например, графит возгоняется при 3700 o С.

7.12. Полярность ковалентной связи. Электроотрицательность

Вспомним, что изолированные атомы разных элементов имеют разную склонность как отдавать, так и принимать электроны. Эти различия сохраняется и после образования ковалентной связи. То есть, атомы одних элементов стремятся притянуть к себе электронную пару ковалентной связи сильнее, чем атомы других элементов.

Рассмотрим молекулу HCl.
На этом примере посмотрим, как можно оценить смещение электронного облака связи, используя молярные энергии ионизации и средства к электрону. 1312 кДж/моль, а 1251 кДж/моль – различие незначительно, примерно 5%. 73 кДж/моль, а 349 кДж/моль – здесь различие куда больше: энергия сродства к электрону атома хлора почти в пять раз больше таковой для атома водорода. Отсюда можно сделать вывод, что электронная пара ковалентной связи в молекуле хлороводорода в значительной степени смещена в сторону атома хлора. Иными словами, электроны связи больше времени проводят вблизи атома хлора, чем вблизи атома водорода. Такая неравномерность распределения электронной плотности приводит к перераспределению электрических зарядов внутри молекулы.На атомах возникают частичные (избыточные) заряды; на атоме водорода – положительный, а на атоме хлора – отрицательный.

В этом случае говорят, что связь поляризуется, а сама связь называется полярной ковалентной связью.
Если же электронная пара ковалентной связи не смещена ни к какому из связываемых атомов, то есть, электроны связи в равной степени принадлежат связываемым атомам, то такая связь называется неполярной ковалентной связью.
Понятие " формальный заряд" в случае ковалентной связи также применимо. Только в определении речь должна идти не об ионах, а об атомах. В общем случае может быть дано следующее определение.

В молекулах, ковалентные связи в которых образовались только по обменному механизму, формальные заряды атомов равны нулю. Так, в молекуле HCl формальные заряды на атомах как хлора, так и водорода равны нулю. Следовательно, в этой молекуле реальные (эффективные) заряды на атомах хлора и водорода равны частичным (избыточным) зарядам.
Далеко не всегда по молярным энергиям ионизации и сродства к электрод легко определить знак частичного заряда на атоме того или другого элемента в молекуле, то есть оценить, в какую сторону смещены электронные пары связей. Обычно для этих целей используют еще одну энергетическую характеристику атома – электроотрицательность.

В настоящее время единого, общепринятого обозначения для электроотрицательности нет. Можно обозначать ее буквами Э/О. Также пока нет и единого, общепринятого метода расчета электроотрицательности. Упрощенно ее можно представить как полусумму молярных энергий ионизации и сродства к электрону – таким и был один из первых способов ее расчета.
Абсолютные значения электроотрицательностей атомов различных элементов используются очень редко. Чаще используют относительную электроотрицательность, обозначаемую буквой c . Первоначально эта величина определялась как отношение электроотрицательности атома данного элемента к электроотрицательности атома лития. В дальнейшем методы ее расчета несколько изменились.
Относительная электроотрицательность – величина безразмерная. Ее значения приведены в приложении 10.

Так как относительная электроотрицательность зависит прежде всего от энергии ионизации атома (энергия сродства к электрону всегда намного меньше), то в системе химических элементов она изменяется примерно также, как и энергия ионизации, то есть возрастает по диагонали от цезия (0,86) ко фтору (4,10). Приведенные в таблице значения относительной электроотрицательности гелия и неона не имеют практического значения, так как эти элементы не образуют соединений.

Используя таблицу электроотрицательности, можно легко определить в сторону какого из двух атомов смещены электроны, связывающие эти атомы, и, следовательно, знаки частичных зарядов, возникающих на этих атомах.

Таким образом, в случае образования ковалентной связи между атомами разных элементов такая связь всегда будет полярной, а в случае образования ковалентной связи между атомами одного элемента (в простых веществах) связь в большинстве случаев неполярна.

Чем больше разность электроотрицательностей связываемых атомов, тем более полярной оказывается ковалентная связь между этими атомами.

ПОЛЯРНАЯ КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ,НЕПОЛЯРНАЯ КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ, АБСОЛЮТНАЯ ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ, ОТНОСИТЕЛЬНАЯ ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ.
1.Эксперименты и последующие расчеты показали, что эффективный заряд кремния в тетрафториде кремния равен +1,64 е, а ксенона в гексафториде ксенона +2,3 е. Определите значения частичных зарядов на атомах фтора в этих соединениях. 2. Составьте структурные формулы следующих веществ и, используя обозначения " " и " " , охарактеризуйте полярность ковалентных связей в молекулах этих соединений: а) CH 4 , CCl 4 , SiCl 4 ; б) H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te; в) NH 3 , NF 3 , NCl 3 ; г) SO 2 , Cl 2 O, OF 2 .
3.Пользуясь таблицей электроотрицательностей, укажите, в каком из соединений связь более полярна: а) CCl 4 или SiCl 4 ; б) H 2 S или H 2 O; в) NF 3 или NCl 3 ; г) Cl 2 O или OF 2 .

7.13. Донорно-акцепторный механизм образования связи

В предыдущих параграфах вы подробно познакомились с двумя типами связи: ионной и ковалентной. Вспомним, что ионная связь образуется при полной передаче электрона от одного атома другому. Ковалентная – при обобществлении неспаренных электронов связываемых атомов.

Кроме этого, существует еще один механизм образования связи. Рассмотрим его на примере взаимодействия молекулы аммиака с молекулой трифторида бора:

В результате между атомами азота и бора возникает и ковалентная, и ионная связь. При этом атом азота является донором электронной пары (" дает" ее для образования связи), а атом бора – акцептором (" принимает" ее при образовании связи). Отсюда и название механизма образования такой связи – " донорно-акцепторный" .

При образовании связи по донорно-акцепторному механизму образуются одновременно и ковалентная связь, и ионная.
Конечно, после образования связи за счет разницы в электроотрицательности связываемых атомов происходит поляризация связи, возникают частичные заряды, снижающие эффективные (реальные) заряды атомов.

Рассмотрим другие примеры.

Если рядом с молекулой аммиака окажется сильно полярная молекула хлороводорода, в которой на атоме водорода имеется значительный частичный заряд , то в этом случае роль акцептора электронной пары будет выполнять атом водорода. Его 1s -АО хоть и не совсем пустая, как у атома бора в предыдущем примере, но электронная плотность в облаке этой орбитали существенно понижена.

Пространственное строение получившегося катиона, иона аммония NH 4 , подобно строению молекулы метана, то есть все четыре связи N-H совершенно одинаковы.
Образование ионных кристаллов хлорида аммония NH 4 Cl можно наблюдать, смешав газообразный аммиак с газообразным хлороводородом:

NH 3(г) + HCl (г) = NH 4 Cl (кр)

Донором электронной пары может быть не только атом азота. Им может быть, например, атом кислорода молекулы воды. С тем же хлороводородом молекула воды будет взаимодействовать следующим образом:

Образующийся катион H 3 O называется ионом оксония и, как вы скоро узнаете, имеет огромное значение в химии.
В заключение рассмотрим электронное строение молекулы угарного газа (монооксида углерода) СО:

В ней, кроме трех ковалентных связей (тройной связи), есть еще и ионная связь.
Условия образования связи по донорно-акцепторному механизму:
1) наличие у одного из атомов неподеленной пары валентных электронов;
2) наличие у другого атома свободной орбитали на валентном подуровне.
Донорно-акцепторный механизм образования связи распространен довольно широко. Особенно часто он встречается при образовании соединений d -элементов. Атомы почти всех d -элементов имеют много свободных валентных орбиталей. Поэтому они являются активными акцепторами электронных пар.

ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ ОБРАЗОВАНИЯ СВЯЗИ, ИОН АММОНИЯ, ИОН ОКСОНИЯ, УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ СВЯЗИ ПО ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНОМУ МЕХАНИЗМУ.
1.Составьте уравнения реакций и схемы образования
а) бромида аммония NH 4 Br из аммиака и бромоводорода;
б) сульфата аммония (NH 4) 2 SO 4 из аммиака и серной кислоты.
2.Составьте уравнения реакций и схемы взаимодействия а) воды с бромоводородом; б) воды с серной кислотой.
3.Какие атомы в четырех предыдущих реакциях являются донорами электронной пары, а какие акцепторами? Почему? Ответ поясните диаграммами валентных подуровней.
4.Структурная формула азотной кислоты Углы между связями O– N– O близки к 120 o . Определите:
а) тип гибридизации атома азота;
б) какая АО атома азота принимает участие в образовании -связи;
в) какая АО атома азота принимает участие в образовании -связи по донорно-акцепторному механизму.
Как вы думаете, чему примерно равен угол между связями H– O– N в этой молекуле? 5.Составьте структурную формулу цианид-иона CN (отрицательный заряд – на атоме углерода). Известно, что цианиды (соединения, содержащие такой ион) и угарный газ СО – сильные яды, и биологическое действие их очень близко. Предложите свое объяснение близости их биологического действия.

7.14. Металлическая связь. Металлы

Ковалентная связь образуется между атомами, близкими по склонности к отдаче и присоединению электронов, только тогда, когда размеры связываемых атомов невелики. В этом случае электронная плотность в области перекрывания электронных облаков значительна, и атомы оказываются прочно связанными, как, например, в молекуле HF. Если хотя бы один из связываемых атомов имеет большой радиус, образование ковалентной связи становится менее выгодным, так как электронная плотность в области перекрывания электронных облаков у больших атомов значительно меньше, чем у маленьких. Пример такой молекулы с менее прочной связью – молекула HI (пользуясь таблицей 21, сравните энергии атомизации молекул HF и HI).

И все-таки между большими атомами (r o > 1,1) возникает химическая связь, но в этом случае она образуется за счет обобществления всех (или части) валентных электронов всех связываемых атомов. Например, в случае атомов натрия обобществляются все 3s -электроны этих атомов, при этом образуется единое электронное облако:

Атомы образуют кристалл с металлической связью.
Так могут связываться между собой как атомы одного элемента, так и атомы разных элементов. В первом случае образуются простые вещества, называемые металлами , а во втором – сложные вещества, называемые интерметаллическими соединениями .

Из всех веществ с металлической связью между атомами в школе вы будете издать только металлы. Каково же пространственное строение металлов? Металлический кристалл состоит из атомных остовов , оставшихся после обобществления валентных электронов, и электронного облака обобществленных электронов. Атомные остовы обычно образуют плотнейшую упаковку, а электронное облако занимает весь оставшийся свободным объем кристалла.

Основными видами плотнейших упаковок являются кубическая плотнейшая упаковка (КПУ) и гексагональная плотнейшая упаковка (ГПУ). Названия этих упаковок связаны с симметрией кристаллов, в которых они реализуются. Некоторые металлы образуют кристаллы с неплотнейшей упаковкой – объемноцентрированной кубической (ОЦК). Объемные и шаростержневые модели этих упаковок показаны на рисунке 7.6.
Кубическую плотнейшую упаковку образуют атомы Cu, Al, Pb, Au и некоторых других элементов. Гексагональную плотнейшую упаковку – атомы Be, Zn, Cd, Sc и ряд других. Объемноцентрированная кубическая упаковка атомов присутствует в кристаллах щелочных металлов, элементов VB и VIB групп. Некоторые металлы при разных температурах могут иметь разную структуру. Причины таких отличий и особенностей строения металлов до сих пор до конца не выяснены.
При плавлении металлические кристаллы превращаются в металлические жидкости . Тип химической связи между атомами при этом не изменяется.
Металлическая связь не обладает направленностью и насыщаемостью. В этом отношении она похожа на ионную связь.
В случае интерметаллических соединений можно говорить и о поляризуемости металлической связи.
Характерные физические свойства металлов:
1) высокая электропроводность;
2) высокая теплопроводность;
3) высокая пластичность.

Температуры плавления разных металлов очень сильно отличаются друг от друга: наименьшая температура плавления у ртути (- 39 o С), а наибольшая - у вольфрама (3410 o С).

МЕТАЛЛ, ИНТЕРМЕТАЛЛИЧЕСКОЕ СОЕДИНЕНИЕ, МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ, ПЛОТНЕЙШАЯ УПАКОВКА.
1.Для характеристики различных упаковок используется понятие " коэффициент заполнения пространства" , то есть отношение объема атомов к объему кристалла

где V a - объем атома,
Z - число атомов в элементарной ячейке,
V я - объём элементарной ячейки.
Атомы в этом случае представляются жесткими шарами радиуса R , соприкасающимися друг с другом. Объем шара V ш = (4/3)R 3 .
Определяйте коэффициент заполнения пространства для КПУ и ОЦК упаковки.
2.Используя значения металлических радиусов (приложение 9), рассчитайте размер элементарной ячейки а) меди (КПУ), б) алюминия (КПУ) и в) цезия (ОЦК).