Connessione Pcl5. Legame chimico
“Tipi fondamentali di legami chimici” - Legame metallico. Meccanismi di scissione del legame covalente. Elettroni. Na+Cl. Legame chimico ionico. Legame chimico. Polarità della comunicazione. Parametri del legame covalente. Saturabilità. Legame idrogeno. Meccanismi di formazione del legame covalente. Proprietà dei legami covalenti. Tipi di legami covalenti. Interazione degli atomi nei composti chimici.
"Legame idrogeno" - Legame idrogeno. 2) tra le molecole di ammoniaca. Soggetto. Alte temperature. Si verifica tra le molecole. Fattori che distruggono i legami idrogeno in una molecola proteica (fattori denaturanti). 2) alcuni alcoli e acidi sono illimitatamente solubili in acqua. 1) tra le molecole d'acqua. Radiazioni elettromagnetiche. Legame idrogeno intramolecolare.
“Legame chimico metallico” - Un legame metallico ha caratteristiche simili a un legame covalente. Legame chimico dei metalli. I più duttili sono l'oro, il rame e l'argento. I migliori conduttori sono il rame e l'argento. Differenze tra legami metallici e legami ionici e covalenti. Un legame metallico è un legame chimico causato dalla presenza di elettroni relativamente liberi.
“Chimica “Legame chimico”” - Sostanze con legami covalenti. Parametri del legame covalente. Legame covalente. Il legame ionico è un'attrazione elettrostatica tra gli ioni. I metalli formano reticoli cristallini metallici. Il numero di coppie di elettroni condivise è uguale al numero di legami tra due atomi. Legame chimico idrogeno. Tipi di legami chimici e tipi di reticoli cristallini.
“Legame covalente” - Metodi di formazione del legame. A 3. Legame chimico. Nella molecola di ossido di zolfo (IV) ci sono i legami 1) 1b e 1 P 2) 3b e 1 P 3) 4b 4) 2b e 2 P. Stato di ossidazione e valenza degli elementi chimici. Lo stato di ossidazione è zero nei composti: 1) Ca3P2 2) O3 3) P4O6 4) CaO 12. Lo stato di ossidazione più elevato è mostrato nel composto 1) SO3 2) Al2S3 3) H2S 4) NaHSO3 11.
“Legame chimico e sue tipologie” - Legame polare. Interazione tra atomi. Definizione del concetto. Lavoro di verifica. Tipi di legami chimici nelle sostanze inorganiche. Legame covalente non polare. Caratteristiche dei tipi di comunicazione. Un percorso vincente. Completa il compito. Legame ionico. Parametri delle caratteristiche di comunicazione. Lavoro indipendente.
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opzione 1
2) indicare il numero del periodo e il numero del gruppo nella Tavola Periodica degli Elementi Chimici D.I. Mendeleev, in cui si trova questo elemento;
Indica la posizione dello zolfo nella tavola periodica. Fornisci la sua formula elettronica.
Selezionare dall'elenco le sostanze le cui molecole contengono un legame covalente non polare:PCl 5 , CH 4 , H 2 , CO 2 , O 2 , S 8 , SCl 2 , SiH 4 .
2 O,S 2 , N.H. 3 .
Test "Atomi di elementi chimici"
opzione 2
La figura mostra un modello della struttura elettronica di un atomo di un determinato elemento chimico.
Sulla base dell'analisi del modello proposto, completare le seguenti attività:
1) identificare l'elemento chimico il cui atomo ha tale struttura elettronica;
3) determinare se la sostanza semplice che forma questo elemento chimico è un metallo o un non metallo.
Indica la posizione dell'azoto nella tavola periodica. Fornisci la sua formula elettronica.
Seleziona dall'elenco le sostanze le cui molecole contengono legami ionici:NaF, N 2 O 5 , H 2 S, KI, Cu, COSÌ 3 , BaS.
Determina il tipo di legame chimico e scrivi lo schema della sua formazione per le sostanze: Cl 2 , MgCl 2 , NCl 3 .
Determinare per ciascun isotopo:
Test "Atomi di elementi chimici"
Opzione 3
La figura mostra un modello della struttura elettronica di un atomo di un determinato elemento chimico.
Sulla base dell'analisi del modello proposto, completare le seguenti attività:
1) identificare l'elemento chimico il cui atomo ha tale struttura elettronica;
2) indicare il numero del periodo e il numero del gruppo nella tavola periodica degli elementi chimici di D.I.
3) determinare se la sostanza semplice che forma questo elemento chimico è un metallo o un non metallo.
Indica la posizione dell'alluminio nella tavola periodica. Fornisci la sua formula elettronica.
Selezionare dall'elenco le sostanze le cui molecole contengono un legame covalente polare:O 3 , P 2 O 5 , P 4 , H 2 COSÌ 4 , CsF, HF, HNO 3 , H 2 .
Determina il tipo di legame chimico e scrivi lo schema della sua formazione per le sostanze: H 2 SU 2 ,N / a 3 S.
Determinare per ciascun isotopo:
Test "Atomi di elementi chimici"
Opzione 4
La figura mostra un modello della struttura elettronica di un atomo di un determinato elemento chimico.
Sulla base dell'analisi del modello proposto, completare le seguenti attività:
1) identificare l'elemento chimico il cui atomo ha tale struttura elettronica;
2) indicare il numero del periodo e il numero del gruppo nella tavola periodica degli elementi chimici di D.I.
3) determinare se la sostanza semplice che forma questo elemento chimico è un metallo o un non metallo.
Indica la posizione dell'ossigeno nella tavola periodica. Fornisci la sua formula elettronica.
3. Le sostanze con solo legami ionici sono elencate nelle seguenti serie:
1) F 2 , SSl 4 , KS1;
2) NaBr, Na 2 Oh, KI;
3) COSÌ 2 , P 4 ,CaF 2 ;
4) H 2 S, fr 2 , K 2 S.
4. Determina il tipo di legame chimico e scrivi lo schema della sua formazione per le sostanze: CaCl 2 , o 2 , HF.
5. Determinare per ciascun isotopo:
Test "Atomi di elementi chimici"
Opzione 5
La figura mostra un modello della struttura elettronica di un atomo di un determinato elemento chimico.
Sulla base dell'analisi del modello proposto, completare le seguenti attività:
1) identificare l'elemento chimico il cui atomo ha tale struttura elettronica;
2) indicare il numero del periodo e il numero del gruppo nella tavola periodica degli elementi chimici di D.I.
3) determinare se la sostanza semplice che forma questo elemento chimico è un metallo o un non metallo.
2. Indicare la posizione del carbonio nella tavola periodica. Fornisci la sua formula elettronica.
3. In quali serie tutte le sostanze hanno un legame covalente polare?
1) HCl, NaCl, Cl 2 ;
2)O 2 , H 2 Oh, CO 2 ;
3) H 2 Oh,NH 3 ,CH 4 ;
4) NaBr, HBr, CO.
4. Determina il tipo di legame chimico e scrivi lo schema della sua formazione per le sostanze: Li 2 O,S 2 , N.H. 3 .
5. Determinare per ciascun isotopo:
Momenti di dipolo delle molecole
Il metodo del legame di valenza si basa sul concetto che ciascuna coppia di atomi in una particella chimica è tenuta insieme da una o più coppie di elettroni. Queste coppie di elettroni appartengono ai due atomi legati e sono localizzati nello spazio tra loro. A causa dell'attrazione dei nuclei degli atomi legati a questi elettroni, si forma un legame chimico.
Orbitali atomici sovrapposti
Quando si descrive la struttura elettronica di una particella chimica, gli elettroni, compresi quelli socializzati, vengono assegnati ai singoli atomi e i loro stati sono descritti dagli orbitali atomici. Quando si risolve l'equazione di Schrödinger, la funzione d'onda approssimativa viene scelta in modo tale da fornire l'energia elettronica minima del sistema, cioè il valore massimo dell'energia di legame. Questa condizione si ottiene con la massima sovrapposizione di orbitali appartenenti a un legame. Pertanto, la coppia di elettroni che collega due atomi si trova nella regione di sovrapposizione dei loro orbitali atomici.
Gli orbitali sovrapposti devono avere la stessa simmetria attorno all'asse internucleare.
La sovrapposizione degli orbitali atomici lungo la linea che collega i nuclei atomici porta alla formazione di legami σ. È possibile un solo legame σ tra due atomi in una particella chimica. Tutti i legami σ hanno simmetria assiale rispetto all'asse internucleare. Frammenti di particelle chimiche possono ruotare attorno all'asse internucleare senza disturbare il grado di sovrapposizione degli orbitali atomici che formano i legami σ. Un insieme di legami σ diretti e strettamente orientati nello spazio crea la struttura di una particella chimica.
Con un'ulteriore sovrapposizione degli orbitali atomici perpendicolari alla linea di legame, si formano legami π.
Di conseguenza, tra gli atomi si creano più legami:
| Singolo (σ) | Doppio (σ +π) | Triplo (σ + π + π) |
| F−F | O=O | N≡N |
Con l'apparizione di un legame π che non ha simmetria assiale, la libera rotazione dei frammenti di una particella chimica attorno al legame σ diventa impossibile, poiché dovrebbe portare alla rottura del legame π. Oltre ai legami σ e π, è possibile la formazione di un altro tipo di legame: il legame δ:
Tipicamente, un tale legame si forma dopo che gli atomi hanno formato legami σ e π se gli atomi hanno D- E F-orbitali sovrapponendo i loro “petali” in quattro punti contemporaneamente. Di conseguenza, la molteplicità delle comunicazioni può aumentare fino a 4-5.
Ad esempio, nello ione 2-ottaclorodirenato (III), si formano quattro legami tra gli atomi di renio.
Meccanismi di formazione dei legami covalenti
Esistono diversi meccanismi per la formazione dei legami covalenti: scambio(equivalente), donatore-accettante, dativo.
Quando si utilizza il meccanismo di scambio, la formazione del legame è considerata il risultato dell'accoppiamento degli spin degli elettroni liberi degli atomi. In questo caso, due orbitali atomici di atomi vicini si sovrappongono, ciascuno dei quali è occupato da un elettrone. Pertanto, ciascuno degli atomi legati assegna una coppia di elettroni da condividere, come se li scambiasse. Ad esempio, quando una molecola di trifluoruro di boro è formata da atomi, tre orbitali atomici di boro, ciascuno contenente un elettrone, si sovrappongono a tre orbitali atomici di tre atomi di fluoro (ciascuno contenente anche un elettrone spaiato). Come risultato dell'accoppiamento degli elettroni nelle aree di sovrapposizione dei corrispondenti orbitali atomici, compaiono tre coppie di elettroni che collegano gli atomi in una molecola.
Secondo il meccanismo donatore-accettore, l'orbitale con una coppia di elettroni di un atomo e l'orbitale libero di un altro atomo si sovrappongono. In questo caso, nella regione di sovrapposizione appare anche una coppia di elettroni. Secondo il meccanismo donatore-accettore, ad esempio, avviene l'aggiunta di uno ione fluoruro a una molecola di trifluoruro di boro. Vacante R-l'orbitale del boro (accettore di coppie di elettroni) nella molecola BF 3 si sovrappone a R-orbitale dello ione F −, agendo come donatore di una coppia di elettroni. Nello ione risultante, tutti e quattro i legami covalenti boro-fluoro sono equivalenti in lunghezza ed energia, nonostante la differenza nel meccanismo della loro formazione.
Atomi il cui guscio elettronico esterno è costituito solo da S- E R Gli orbitali possono essere donatori o accettori di una coppia di elettroni. Atomi il cui guscio elettronico esterno include D Gli orbitali possono fungere sia da donatore che da accettore di coppie di elettroni. In questo caso viene considerato il meccanismo dativo di formazione del legame. Un esempio della manifestazione del meccanismo dativo durante la formazione del legame è l'interazione di due atomi di cloro. Due atomi di cloro in una molecola di Cl 2 formano un legame covalente secondo il meccanismo di scambio, combinando i loro 3 spaiati R-elettroni. Inoltre c'è una sovrapposizione 3 R-orbitale dell'atomo Cl-1, che ha una coppia di elettroni, e vacante 3 D-orbitali dell'atomo Cl-2, nonché sovrapposizione 3 R-orbitale dell'atomo Cl-2, che ha una coppia di elettroni, e vacante 3 D-orbitali dell'atomo Cl-1. L'azione del meccanismo dativo porta ad un aumento della forza del legame. Pertanto, la molecola Cl 2 è più forte della molecola F 2, in cui i legami covalenti si formano solo attraverso il meccanismo di scambio:
Ibridazione degli orbitali atomici
Quando si determina la forma geometrica di una particella chimica, è necessario tenere conto del fatto che le coppie di elettroni esterni dell'atomo centrale, compresi quelli che non formano un legame chimico, si trovano nello spazio il più lontano possibile l'uno dall'altro.
Quando si considerano i legami chimici covalenti, viene spesso utilizzato il concetto di ibridazione degli orbitali dell'atomo centrale: l'allineamento della loro energia e forma. L'ibridazione è una tecnica formale utilizzata per la descrizione chimica quantistica della riorganizzazione degli orbitali nelle particelle chimiche rispetto agli atomi liberi. L'essenza dell'ibridazione orbitale atomica è che un elettrone vicino al nucleo di un atomo legato è caratterizzato non da un singolo orbitale atomico, ma da una combinazione di orbitali atomici con lo stesso numero quantico principale. Questa combinazione è chiamata orbitale ibrido. Di norma, l'ibridazione colpisce solo gli orbitali atomici di energia superiore e simile occupati dagli elettroni.
Come risultato dell'ibridazione, compaiono nuovi orbitali ibridi (Fig. 24), che sono orientati nello spazio in modo tale che le coppie di elettroni (o elettroni spaiati) situati su di essi siano il più distanti possibile l'uno dall'altro, il che corrisponde al energia minima di repulsione interelettronica. Pertanto, il tipo di ibridazione determina la geometria della molecola o dello ione.
TIPI DI IBRIDAZIONE
| Tipo di ibridazione | Forma geometrica | Angolo tra i legami | Esempi |
| sp | lineare | 180 o | BeCl2 |
| sp 2 | triangolare | 120 o | BCl 3 |
| sp 3 | tetraedrico | 109,5 o | CAP 4 |
| sp 3 D | trigonale-bipiramidale | 90°; 120 o | PCl5 |
| sp 3 D 2 | ottaedrico | 90o | SF6 |
L'ibridazione coinvolge non solo il legame degli elettroni, ma anche le coppie di elettroni solitari. Ad esempio, una molecola d'acqua contiene due legami chimici covalenti tra un atomo di ossigeno e due atomi di idrogeno.
Oltre alle due coppie di elettroni condivise con gli atomi di idrogeno, l'atomo di ossigeno ha due coppie di elettroni esterni che non partecipano alla formazione dei legami (coppie elettroniche solitarie). Tutte e quattro le coppie di elettroni occupano regioni specifiche nello spazio attorno all'atomo di ossigeno.
Poiché gli elettroni si respingono, le nubi elettroniche si trovano il più distanti possibile. In questo caso, a seguito dell'ibridazione, la forma degli orbitali atomici cambia; sono allungati e diretti verso i vertici del tetraedro; Pertanto, la molecola d'acqua ha una forma angolare e l'angolo tra i legami ossigeno-idrogeno è 104,5 o.
Per prevedere il tipo di ibridazione è conveniente utilizzarlo meccanismo donatore-accettore formazione del legame: c'è una sovrapposizione tra gli orbitali vuoti di un elemento meno elettronegativo e gli orbitali di un elemento più elettronegativo su cui si trovano coppie di elettroni. Quando si compilano le configurazioni elettroniche degli atomi, vengono prese in considerazione stati di ossidazione- un numero condizionale che caratterizza la carica di un atomo in un composto, calcolato sulla base del presupposto della struttura ionica della sostanza.
Per determinare il tipo di ibridazione e la forma di una particella chimica, procedere come segue:
La presenza di legami π non influenza il tipo di ibridazione. Tuttavia, la presenza di legami aggiuntivi può portare a cambiamenti negli angoli di legame, poiché gli elettroni di legami multipli si respingono più fortemente. Per questo motivo, ad esempio, l'angolo di legame nella molecola NO 2 ( sp 2-ibridazione) aumenta da 120 o a 134 o.
La molteplicità del legame azoto-ossigeno in questa molecola è 1,5, dove uno corrisponde a un legame σ, e 0,5 è uguale al rapporto tra il numero di orbitali dell'atomo di azoto che non partecipano all'ibridazione (1) e il numero delle rimanenti coppie di elettroni attive sull'atomo di ossigeno che formano legami π (2). Pertanto, si osserva la delocalizzazione dei legami π (i legami delocalizzati sono legami covalenti, la cui molteplicità non può essere espressa come numero intero).
Quando sp, sp 2 , sp 3 , sp 3 D Le ibridazioni di 2 vertici nel poliedro che descrivono la geometria di una particella chimica sono equivalenti, e quindi legami multipli e coppie solitarie di elettroni possono occupare uno qualsiasi di essi. Tuttavia sp 3 D-risposte di ibridazione bipiramide trigonale, in cui gli angoli di legame per gli atomi situati alla base della piramide (piano equatoriale) sono pari a 120 o, e gli angoli di legame che coinvolgono gli atomi situati ai vertici della bipiramide sono pari a 90 o. L'esperimento mostra che le coppie elettroniche solitarie si trovano sempre nel piano equatoriale di una bipiramide trigonale. Su questa base si conclude che richiedono più spazio libero rispetto alle coppie di elettroni coinvolte nella formazione dei legami. Un esempio di particella con una tale disposizione di una coppia solitaria di elettroni è il tetrafluoruro di zolfo (Fig. 27). Se l'atomo centrale ha contemporaneamente coppie solitarie di elettroni e forma più legami (ad esempio, nella molecola XeOF 2), allora nel caso sp 3 D-ibridazione, si trovano nel piano equatoriale della bipiramide trigonale (Fig. 28).
Momenti di dipolo delle molecole
Un legame covalente ideale esiste solo in particelle costituite da atomi identici (H 2, N 2, ecc.). Se si forma un legame tra atomi diversi, la densità elettronica si sposta su uno dei nuclei atomici, ovvero si verifica la polarizzazione del legame. La polarità di un legame è caratterizzata dal suo momento dipolare.
Il momento di dipolo di una molecola è uguale alla somma vettoriale dei momenti di dipolo dei suoi legami chimici (tenendo conto della presenza di coppie solitarie di elettroni). Se i legami polari sono disposti simmetricamente in una molecola, le cariche positive e negative si annullano a vicenda e la molecola nel suo insieme è apolare. Ciò accade, ad esempio, con una molecola di anidride carbonica. Le molecole poliatomiche con una disposizione asimmetrica dei legami polari (e quindi della densità elettronica) sono generalmente polari. Ciò vale in particolare per la molecola d'acqua.
Il momento dipolare risultante di una molecola può essere influenzato dalla coppia solitaria di elettroni. Pertanto, le molecole NH 3 e NF 3 hanno una geometria tetraedrica (tenendo conto della coppia solitaria di elettroni). I gradi di ionicità dei legami azoto-idrogeno e azoto-fluoro sono rispettivamente del 15 e del 19%, e la loro lunghezza è rispettivamente di 101 e 137 µm. Sulla base di ciò, si potrebbe concludere che NF 3 ha un momento dipolare maggiore. Tuttavia, l’esperimento mostra il contrario. Per una previsione più accurata del momento di dipolo, è necessario tenere conto della direzione del momento di dipolo della coppia solitaria (Fig. 29).
61. Quale legame chimico è chiamato legame idrogeno? Fornisci tre esempi di composti con legami idrogeno. Disegna i diagrammi strutturali dei soci di cui sopra. In che modo la formazione di un legame idrogeno influisce sulle proprietà delle sostanze (viscosità, punti di ebollizione e fusione, calore di fusione e vaporizzazione?
62. Quale legame è chiamato legame s e quale è chiamato legame p? Quale è meno durevole? Disegna le formule strutturali di etano C 2 H 6, etilene C 2 H 4 e acetilene C 2 H 2. Etichettare i legami S e P sui diagrammi strutturali degli idrocarburi.
63. Nelle molecole F 2, O 2, H 2 SO 4, HCl, CO 2, indicare il tipo di legami, il numero di legami s e p.
64. Quali forze di interazione intermolecolare sono chiamate dipolo-dipolo (orientativa), induttiva e dispersiva? Spiegare la natura di queste forze. Qual è la natura delle forze di interazione intermolecolari predominanti in ciascuna delle seguenti sostanze: H 2 O, HBr, Ar, N 2, NH 3?
65. Fornire due schemi per riempire gli MO durante la formazione di un legame donatore-accettore in sistemi con popolazioni atomiche:
a) coppia di elettroni – orbitale libero (2+0) e
b) coppia elettronica – elettrone (2+1).
Determinare l'ordine dei legami, confrontare le energie dei legami. Quale dei legami considerati è coinvolto nella formazione dello ione ammonio +?
66. Basandosi sulla struttura degli atomi negli stati normale ed eccitato, determinare la covalenza del berillio e del carbonio nelle molecole BeCl 2, (BeCl 2) n, CO e CO 2. Disegna le formule di struttura delle molecole.
67. Sulla base delle disposizioni della teoria delle bande dei cristalli, caratterizzare metalli, conduttori e dielettrici. Cosa determina il band gap? Quali impurità è necessario aggiungere al silicio per trasformarlo in:
a) n-semiconduttore; b) semiconduttore p?
68. Fornire la configurazione elettronica della molecola NO utilizzando il metodo MO. Come cambiano le proprietà magnetiche e la forza del legame durante la transizione dalla molecola NO allo ione molecolare NO+?
69. Quale legame chimico è chiamato ionico? Qual è il meccanismo della sua formazione? Quali proprietà di un legame ionico lo distinguono da un legame covalente? Fornire esempi di molecole con legami tipicamente ionici e indicare il tipo di reticolo cristallino. Comporre la serie isoelettronica dello xeno.
70. Basandosi sulla struttura degli atomi negli stati normale ed eccitato, determinare la covalenza di litio e boro nei composti: Li 2 Cl 2, LiF, -, BF 3.
71. Quale legame chimico è chiamato coordinazione o donatore-accettore? Smonta la struttura del complesso 2+. Specificare donatore e accettore. In che modo il metodo del legame di valenza (BC) spiega la struttura tetraedrica di questo ione?
72. Perché esiste la molecola PCl 5, ma non la molecola NCl 5, sebbene azoto e fosforo si trovino nello stesso sottogruppo VA della tavola periodica? Che tipo di legame c'è tra gli atomi di fosforo e di cloro? Indicare il tipo di ibridazione dell'atomo di fosforo nella molecola PCl 5.
73 Descrivere i tipi di strutture cristalline in base alla natura delle particelle dei siti reticolari. Quali strutture cristalline hanno: CO 2, CH 3 COOH, diamante, grafite, NaCl, Zn? Disporli in ordine crescente di energia dei reticoli cristallini. Cos'è l'intercalazione?
74. Fornisci quattro esempi di molecole e ioni con legami delocalizzati. Disegna le loro formule strutturali.
75. Che tipo di ibridazione c'è nelle molecole CCl 4, H 2 O, NH 3? Disegna diagrammi delle posizioni relative delle nuvole ibride e indica gli angoli tra loro.
76. Fornisci due schemi per riempire gli MO durante l'interazione di due AO con le popolazioni:
a) elettrone + elettrone (1+1) e
b) elettrone + orbitale vacante (1+0).
Determinare la covalenza di ciascun atomo e l'ordine di legame. Quali sono i limiti dell’energia di legame? Quali dei seguenti legami sono presenti nella molecola di idrogeno H 2 e nello ione molecolare?
77. Fornire la configurazione elettronica della molecola di azoto utilizzando il metodo MO. Dimostrare perché la molecola di azoto ha un'elevata energia di dissociazione.
78. Cos'è il momento dipolare? Come cambia in una serie di molecole costruite in modo simile: HCl, HBr, HJ? Che tipo di legame si verifica tra gli atomi di idrogeno, cloro, bromo e iodio nelle molecole date? S- o legami p in queste molecole?
79. Cos'è l'ibridazione orbitale di valenza? Quale struttura hanno le molecole di tipo AB n se il legame in esse si forma a causa dell'ibridazione sp-, sp 2 -, sp 3 - degli orbitali dell'atomo A? Fornire esempi di molecole con i tipi di ibridazione indicati. Specificare gli angoli tra i legami.
80. Date coppie di sostanze: a) H 2 O e CO; b) Br2 e CH4; c) CaO e N 2; d) H2 e NH3. Quale coppia di sostanze è caratterizzata da un legame covalente apolare? Disegna diagrammi strutturali delle molecole selezionate, indica le forme di queste molecole e gli angoli tra i legami.
