хімія лекц

31

Н-Cl H Cl

Багатоатомні молекули також можуть бути неполярними – при симетричному розподілі зарядів або полярними – при асиметричному розподілі.

Якщо між атомами виник один ковалентний зв'язок, то він називається одинарним, якщо дві – подвійним і три – потрійним.

Ковалентний зв'язок утворюється не тільки за рахунок перекриття одноелектронних хмар – це обмінний механізм утворення ковалентного зв'язку, але і можливий інший механізм її освіти – донорно-акцепторний.

У цьому випадку хімічний зв'язок виникає за рахунок двохелектронної хмари одного атома і вільної орбітали іншого. Приклад: механізм утворення іона амонія NH4+. В молекулі аміаку атом азоту має неподілену пару електронів. У іона водню вільна

H

HN :

H

незаповнена 1s-орбиталь. При утворенні іона NH4+ двохелектронна хмара азоту стає загальною для атомів азоту і водню, тобто перетворюється на молекулярну електронну хмару, а значить, виникає четвертий ковалентний зв'язок. Процес утворення іона амонія можна представити по схемі:

Заряд іона водню стає загальним, а двохелектронна хмара (неподілена пара електронів), що належить азоту, стає загальним з воднем.

Атом, що предоставляє неподілену пару, називають донором, а атом приймаючий її акцептором.

32

Таким чином, механізм утворення ковалентного зв'язку за рахунок двохелектронної хмари одного атома (донора) і вільної орбітали іншого атома (акцептора) називається донорно-акцепторним.

Зв'язок, утворений електронними хмарами, що мають максимальну густину на лінії, що сполучає центри атомів, називається -зв’язком .

р – р механізм

s – s механізм

Зв'язок, утворений електронними хмарами, що мають максимальну густину на лінії, що сполучає центри атомів, називається - зв’язком.

р-р механізм

Під тим, що насищається ковалентний зв'язок мається на увазі неможливість приєднання інших атомів до атома, біля якого використані всі валентні електрони для утворення електронних пар.

Спрямованість ковалентного зв'язку обумовлена тим, що перекриття валентних електронних хмар можливе тільки при їх певній взаємній

33

орієнтації. Область перекриття розташовується в певному напрямі по відношенню до взаємодіючих атомів, так виникає або - зв’язок.

Дуже часто електрони, що беруть участь в утворенні ковалентного зв'язку, знаходяться в різних поляганнях, наприклад один в s – інший в р – орбіталях. Здавалося б і зв'язки в молекулі по міцності повинні бути нерівноцінними. Проте, досвід показує, що вони рівноцінні. Це явище пояснюється уявленням про гібридизацію атомних орбіталей, введене Л.

Полінгом.

Гібридизацію валентних орбіталей розглянемо на прикладі освіти ВеСl2.

Перехід атомів Ве в збуджене полягання супроводжується роз'єднанням спарених електронів, тобто розпадом 2s2 хмари на одноєлектронні. Схематично це можна представити: 1s22s2 1s22s12р1.

Узбудженому стані берилій приєднує два атоми Сl2. Обидва зв'язки Сl

–Ве – Сl міцні і розташовані під кутом 180оС.

Даний вид гібридизації є sp-гібридизацією. В ній беруть участь один s-

і один р – електрони.

Хімічний зв'язок, утворюваний з участю електронів гібридних орбіталей, міцніше за зв'язок з участю електронів негібридних орбіталей,

оскільки відбувається більше перекриття електронних хмар.

Відомі також sp2 – гібридизація, яка характерна для трьох валентних електронів, один з яких знаходиться на s – оріталі і два - на р –

орбіталі. З трьох орбіталей утворюються три sp2 – гібридні орбітали,

розташовані в одній площині під кутом 120 0 один до одного.

Sp3 – гібридизація, характерна для 4-х валентних електронів, один з яких знаходиться на s- орбіталі, три на р – орбіталі. Чотири гібридні орбітали розташовані під кутом 109,50 один до одного і направлені до вершин тетраедра, в центрі якого знаходиться чотиривалентний атом.

Іонний зв'язок здійснюється в результаті взаємного електростатичного тяжіння протилежно заряджених іонів. До типових

34

з'єднань з іонним типом зв'язку відносять галогениди лужних металів: NаF, CsF, KCl і ін.

На відміну від ковалентного зв'язку, іонний зв'язок не володіє спрямованістю. Це пояснюється тим, що електричне поле іона володіє сферичною симетрією, тобто убуває з відстанню по одному закону в будь-

якому напрямі. Тому взаємодія між іонами здійснюється однаково незалежно від напряму.

Іонний зв'язок також не володіє тим, що насищається, тому до даного іона може приєднуватися різне число іонів протилежного знаку.

Іонні молекули схильні до утворення асоціацій, тобто до з'єднання один з одним. Це особливо наочно виявляється при пониженні температури і при переході в рідке і особливо тверде полягання.

У іонних з'єднаннях не відбувається повного розділення (-) і (+)

зарядів, тобто повного переходу електрона від одного атома до іншого.

Неповне розділення зарядів в іонних з'єднаннях пояснюється взаємною

поляризацією іонів, тобто впливом їх один на одного, яке приводить до деформації електронних оболонок іонів. Причиною поляризації служить дія електричного поля. Проте під дією одного і того ж електричного поля різні іони деформуються різною мірою, тобто поляризуємість різних іонів неоднакова: чим слабкий зв'язані зовнішні електрони з ядром, тим легше поляризується іон, тим сильніше він деформується в електричне поле. Так біля іонів лужних металів поляризуємість зростає в ряду: Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+.

Поляризація іонів робить помітний вплив на властивості утворюваних ними з'єднань – це позначається на дисоціації солей у водних розчинах.

Металевий зв'язок

Атоми більшості металів на зовнішньому електричному рівні містять невелику кількість електронів. Елементи метали утворюють прості речовини

– метали. В звичних умовах – це кристалічні речовини. При зближенні атомів в результаті утворення кристалічних грат валентні орбітали сусідніх атомів

35

перекриваються, завдяки чому електрони вільно переміщаються з однієї орбітали в іншу, здійснюючи зв'язок між всіма атомами кристала металу.

Такий тип хімічного зв'язку називається металевою.

Металевий зв'язок утворюють елементи, атоми яких на зовнішньому рівні мають мало валентних електронів в порівнянні із загальним числом зовнішніх електрично близьких орбіталей, а валентні електрони через велику енергію іонізації слабо утримуються в атомі. Хімічний зв'язок в металевих кристалах сильне делокалізована, тобто електрони, що здійснюють зв'язок обобществлені і переміщаються по всьому об'єму металу, в цілому електронейтрального.

Цей зв'язок характерний для металів в твердому і рідкому поляганні. В

пароподібному поляганні атоми металів зв'язані між собою ковалентний зв'язком.

Водневий зв'язок – це своєрідний хімічний зв'язок. Вона може бути міжмолекулярною і внутрішньомолекулярною. Міжмолекулярний водневий зв'язок виникає між молекулами, до складу яких входять водень і сильно електрично негативний елемент. Оскільки в такій молекулі загальна електрична пара сильно зміщена від водню до атома електронегативного елементу (+) заряд водню сконцентрований в малому об'ємі, то протон взаємодіє з неподіленою електронною парою іншого атома або іона. В

результаті утворюється другий, більш слабкий зв'язок, що одержав назву водневої. Для неї характерні спрямованість в просторі і насищається.

Схемно вона зображається:

Водневий зв'язок робить вплив на властивості багатьох речовин.

Завдяки ній фтороводень в звичних умовах існує в рідкому поляганні (нижче

19,50 С). Наявністю водневого зв'язку пояснюється більш висока температура

36

кипіння води (1000С) в порівнянні з водневими з'єднаннями елементів підгрупи кисню. У разі води треба затрачувати додаткову енергію на руйнування водневих зв'язків.

Особливо поширені водневі зв'язки в молекулах білків, нуклеїнових кислот і інших біологічно важливих з'єднаннях.

ЛЕКЦІЯ 5

Тема: Основні класи неорганічних з'єднань (4 години)

Заняття 1 Оксиди. Гідроксиди (основи)

Найважливішими класами неорганічних з'єднань є оксиди, кислоти,

підстави, солі.

Оксиди – це складні з'єднання, що складаються з двох елементів один з яких кисень.

Наприклад: СаО, SiO2, SO3, Al2O3

Отримання оксидів:

1. при безпосередній взаємодії елементів з киснем:

2 Мg + O2 = 2MgO

S+ O2 = SO2

2.при розкладанні кислот, підстав, солей:

Н2СО3 = СО2 + Н2О

Сu(OH) 2 = СиО + Н2О

MgCO3 = MgO + CO2

3. при обміні сульфідів:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + SO2

4. при спалюванні водневих з'єднань:

2Н2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O

Типи оксидів.

Оксиди підрозділяються на солеутворюючі і несолеутворюючі

(байдужі).

37

Солеутворюючі оксиди СаО, MgO, SO2, SO3, SіO2 при взаємодії з кислотами і підставами утворюють солі:

СаО + Н 2SO4 = Са SO4 + Н2О

SO3 + 2NaOH = Na2 SO4 + Н2О

Байдужі оксиди NО, CО не утворюють солей, але вступають в хімічні реакції:

NО + О = NO

CО + О2 = СО2

Залежно від хімічних властивостей солеутворюючі оксиди підрозділяють на три типи: основні, кислотні і амфотерні.

Основні оксиди – це оксиди, гідрати яких є підставами або взаємодіючі з кислотами з утворенням солей.

СаО + Н2О =Са(ОН)2

СаО + 2НСl = CaCl2 + Н2О

До складу основних оксидів входять типовий або перехідної метал,

якщо він проявляє низький (+) позитивний ступінь окислення, наприклад:

СrO, TiО і т.п.

Кислотні оксиди – це оксиди, гідрати яких є кислотами або взаємодіючі з підставами з утворенням солі.

SO3 + Н2О = Н2 SO4

SO3 + 2NaOH = Na2 SO4 + Н2О

До складу кислотних оксидів входять неметал або перехідної метал,

якщо він проявляє вищий (+) ступінь окислення. Наприклад, СО, SіO, СrO3, Mn2O7.

Амфотерні оксиди – це оксиди, що володіють властивостями як основних, так і кислотних оксидів або створюючі солі при взаємодії як з кислотами так і з основами.

ZnO + 2НСl = ZnСl2 + Н2О

ZnO + 2NaOH = Na2 ZnO2 + Н2О

38

До складу амфотерних оксидів входить метал, що володіє амфотерними властивостями, а також перехідної метал, що проявляє більш

високі (+) ступені окислення.

Наприклад: Al2O3, Сr 2O3, TiО2, MnO2.

Тип оксиду визначається положенням елементів, їх створюючих, в

періодичній системі.

У періодах біля елементів головної підгрупи зліва направо у зв'язку із зменшенням атомного розпаду відбувається ослаблення основних і наростання кислотних властивостей оксидів. Так, наприклад, для елементів

39

Тверді: СаО, MgO, SіO2, Р2О5.

Рідкі: N2О3, N2О4

Газоподібні: SO2, NО, SO3 СО2

Також оксиди діляться на розчинні і нерозчинні у воді. Розчинні у воді оксиди утворюють підстави.

Реакції, характерні для кожного типу оксидів

Для основних оксидів характерні реакції взаємодії з кислотними оксидами, а також амфотерними оксидами і гідроксидами:

MgO + Н 2СО3 = MgСО3 + Н2О

MgO + СО2= MgСО3

Li2O3 + ZnO = Li2ZnO2

Li2O + Zn(OH)2 = Li2ZnO2 + Н2О

Для кислотних оксидів характерні реакції з основами і основними оксидами, а також з амфотерними оксидами і гідроксидами:

СО2 + Са(ОН)2 = СаСО3 + Н2О

СО2 + СаО = СаСО3

SO2 + ZnO = ZnSO3

SO2 + Zn(OН)2 = ZnSO3 + Н2О

Для амфотерних оксидів характерні реакції – з основами і основними оксидами, з кислотами і кислотними оксидами.

Al2O3 + 2 NaOH = 2 NaAlO2 + Н2О

Al2O3 + Na 2O = 2 NaAlO2

Al2O3 + 3 Н2 SO4 = Al2 (SO4)3 + 3Н2О

Al2O3 + 3 SO3 = Al2 (SO4)3

Назва оксидів походить від основного елементу становить оксид з вказівкою ступеня окислення (якщо вона змінна).

Наприклад: MgO – оксид магнію

SO2 – оксид сірки (ІV)

CиО – оксид міді (І)

40

Основи – це складні з'єднання, в яких атоми електропозитивних елементів пов'язані з гідроксогрупами (ОН). Наприклад: NaOH, Са(ОН)2 і

т.п.

Основи (гідроксиди) бувають розчинні і нерозчинні у воді. Розчинні у воді основи називають лугами. До лугів відносяться, освічені елементи 1А і ІІА групи (виключення Ве, Mg).

По числу гідроксогруп основи підрозділяються на одне – і

багатокислотні.

Отримання.

Розчинні у воді основи одержують при взаємодії активних металів і їх оксидів з водою:

2 Li + 2Н2О = 2LiOН + Н2

Li2O + Н2О = 2LiOН

Нерозчинні у воді гідроксиди одержують при дії лугів на солі:

СdSO4 + 2 NaOH = Сd(ОН)2 + Na2 SO4.

Хімічні властивості основ

Характерними реакціями для основ є реакції взаємодії з кислотами і кислотними оксидами, а також амфотерними оксидами і гідроксидами.

2NaOH + Н2 SO4 = Na2 SO4 + Н2О

2NaOH + SO4 = Na2 SO4 + Н2О

2NaOH + ZnO = Na2 ZnO2 + Н2О

2NaOH + Zn(OН)2 = Na2 ZnO2 + 2 Н2О

Гідроксиди також взаємодіють з солями:

2NaOH + СиSO4 = Си(OН)2 + Na2 SO4.

Назва основ походить від слова гідроксид і назва металу з вказівкою ступеня окислення, якщо вона змінна.

Амфотерні гідроксиди – це складні з'єднання, які залежно від умов проявляють властивості як кислот, так і основ. Наприклад: Zn(OН)2, Al(OН)3, Сr(OН)3, Mn(OН)4.