Îndoiți brațul în spate, cu pârghia îndreptată spre exterior. Familiarizarea și învățarea tehnicilor dureroase (pârghia brațului spre interior, nodul brațului în partea de sus, strangulare din spate)

O moleculă și un alt atom de hidrogen, de tip H-X (X este F, O, N, Cl, Br, I) datorită forțelor de atracție electrostatică.

Legătura dintre hidrogen și unul dintre acești atomi este destul de polară, deoarece norul de electroni de legătură este îndreptat către atomul mai electronegativ. Hidrogenul în acest caz este situat la capătul pozitiv al dipolului. Doi sau mai mulți astfel de dipoli interacționează unul cu celălalt, astfel încât nucleul atomului de hidrogen al unei molecule (capătul pozitiv al dipolului) este atras de perechea de electroni singură a celei de-a doua molecule. Această relație se manifestă în gaze, lichide și solide.

Este relativ durabil. Prezența unei legături de hidrogen determină o creștere a stabilității moleculelor unei substanțe, precum și o creștere a punctelor de fierbere și de topire ale acestora. Formarea legăturilor de hidrogen joacă un rol important atât în ​​sistemele chimice, cât și în cele biologice.

Legăturile de hidrogen pot fi intra și intermoleculare (Fig. 14) moleculele de acizi carboxilici din solvenți nepolari se dimerizează datorită a două legături de hidrogen intermoleculare;

A	b

Orez. 14. Formarea legăturii de hidrogen: A- intramolecular; b- intermolecular.

Existența substanțelor în diferite stări de agregare indică faptul că între particule (atomi, ioni, molecule) există interacțiune datorată forțelor de atracție van der Waals. Cea mai importantă și distinctivă trăsătură a acestor forțe este universalitatea lor, deoarece ele acționează fără excepție între toți atomii și moleculele.

Legăturile de hidrogen afectează proprietățile fizice (punctul de fierbere, punctul de topire, volatilitatea, vâscozitatea, caracteristicile spectrale) și chimice (acido-bazic) ale compușilor.

Legături de hidrogen intermoleculare provoacă asocierea moleculelor, ceea ce duce la creșterea temperaturilor de fierbere și de topire a substanței. De exemplu, alcoolul etilic C 2 H 5 OH, capabil de asociere, fierbe la +78,3 ° C, și dimetil eter CH 3 OCH 3, care nu formează legături de hidrogen, doar la 24 ° C (formula moleculară a ambelor substanțe este C 2 H 6 DESPRE).

Formarea de legături H cu moleculele de solvent îmbunătățește solubilitatea. Astfel, alcoolii metilici și etilici (CH 3 OH, C 2 H 5 OH), formând legături H cu moleculele de apă, se dizolvă la infinit în el.

Legătură de hidrogen intramoleculară se formează cu o aranjare spațială favorabilă a grupurilor corespunzătoare de atomi din moleculă și afectează în mod specific proprietățile. De exemplu, legătura H din moleculele de acid salicilic crește aciditatea acestuia.

Legăturile de hidrogen și influența lor asupra proprietăților materiei

De asemenea, în prezent se crede că legăturile chimice de hidrogen pot fi slabe și puternice.

Ele diferă unele de altele în ceea ce privește energia și lungimea legăturilor (distanța dintre atomi):

1. Legăturile de hidrogen sunt slabe. Energie - 10-30 kJ/mol, lungimea legăturii - 30. Toate substanțele enumerate mai sus sunt exemple de legături de hidrogen normale sau slabe.

2. Legăturile de hidrogen sunt puternice. Energie - 400 kJ/mol, lungime - 23-24.

Legătura de hidrogen este de natură intermediară între interacțiunea intermoleculară și legătura covalentă. Dacă hidrogenul este conectat la un element puternic electronegativ (F, O, N), acesta poate forma o altă legătură suplimentară - o legătură de hidrogen. Deși energia unei legături de hidrogen este scăzută (8-40 kJ/mol), această legătură ar trebui considerată un tip de legătură covalentă, deoarece are proprietăţi de direcţionalitate şi saturaţie. Mecanismul formării legăturilor de hidrogen se reduce la interacțiuni electrostatice și donor-acceptor (donatorul unei perechi de electroni este un atom al unui element electronegativ; acceptorul este un proton (H +).

Să luăm în considerare apariția unei legături de hidrogen într-o moleculă de fluorură de hidrogen. În ea, perechea de electroni este deplasată la atomul de fluor, adică. Atomul de hidrogen este polarizat pozitiv, iar atomul de fluor este polarizat negativ. Datorită faptului că fluorul este foarte electronegativ, perechea de electroni este aproape complet deplasată spre ea și ionul de hidrogen dobândește un orbital gol, vacant, care formează o legătură donor-acceptor cu perechea singură de fluor. Legăturile de hidrogen sunt de obicei notate cu puncte. Vă rugăm să rețineți că o legătură de hidrogen este o legătură între molecule, și nu atomii din moleculă.

Datorită legăturilor de hidrogen, acidul fluorhidric, spre deosebire de acidul clorhidric, este un acid slab și formează săruri precum KHF 2. Legăturile de hidrogen joacă un rol important în procesele de dizolvare, deoarece solubilitatea depinde și de capacitatea unei substanțe de a forma legături de hidrogen cu un solvent (apa).

Legătura de hidrogen într-o moleculă de apă

Exemplu. Acidul sulfuric și acidul fluorhidric sunt solubile în apă pe termen nelimitat, dar acidul clorhidric are o solubilitate limitată, ceea ce nu permite obținerea acidului clorhidric cu o concentrație mai mare de 37%. Explicați această diferență.

Soluţie. Acidul sulfuric conține o legătură O–H și fluorură de hidrogen H–F, care sunt capabile să formeze legături de hidrogen cu apa, care are și o legătură O–H, iar dizolvarea are loc aproape nelimitat.

Tipuri de legături chimice

Principalele caracteristici ale unei legături chimice, care oferă informații despre structura moleculei și rezistența acesteia, includ unghiul de legătură, lungimea, polaritatea și energia de legătură.

Lungimea link-ului numiți distanța dintre centrele atomilor care formează o legătură dată (distanță internucleară). Se determină experimental folosind diverse metode fizico-chimice. Lungimea legăturii este determinată de mărimea atomilor care reacţionează şi de gradul de suprapunere a norilor lor de electroni, care depinde de tipul legăturii chimice. Trebuie remarcat faptul că lungimea legăturii este întotdeauna mai mică decât suma razelor elementelor, deoarece se întâmplă suprapune orbitalii atomici, neatingându-i.

Lungimea legăturii de la etan la acetilenă scade deoarece Multiplicitatea (ordinea) legăturii crește de la simplu la triplu. Cu cât este mai mare multiplicitatea legăturilor, cu atât lungimea legăturii este mai mică.

În seria de halogenuri de hidrogen, lungimea legăturii H-G are următoarele valori (în pm, 1 pm = 10 -12 m):

O altă caracteristică a unei legături chimice care reflectă structura geometrică este unghi de legătură.

Depinde de natura atomilor și de natura legăturii chimice.

Cantitatea de energie eliberată atunci când se formează o legătură chimică se numește energie de legare. Această valoare este o caracteristică a rezistenței de legătură. Se exprimă în kJ/mol de substanță formată.

Moleculele polare sunt dipoli, adică sisteme formate din două sarcini egale ca mărime dar opuse ca semn (q+ și q‑), situate la o distanță l (lungimea dipolului) una de cealaltă. Polaritatea unei molecule este estimată prin valoarea momentului dipolar electric =
. Momentul dipol electric este suma vectorială a momentelor tuturor legăturilor și perechilor de electroni nelegatori din moleculă. Rezultatul adăugării depinde de structura moleculei. Molecula de CO 2 are o structură liniară și, în ciuda polarității legăturii C=O, datorită compensării reciproce a momentelor dipolului electric, molecula de CO 2 este nepolară ( = 0). Într-o moleculă de apă unghiulară, legăturile polare O-H sunt situate la un unghi de 104,5, nu are loc compensarea reciprocă, iar molecula de apă este polară ( = 0,6110 -29 Cm).

Legăturile de hidrogen se găsesc în mulți compuși chimici. Ele apar, de regulă, între atomii de fluor, azot și oxigen (cele mai electronegative elemente), mai rar - cu participarea atomilor de clor, sulf și alte nemetale. Legături puternice de hidrogen se formează în substanțe lichide, cum ar fi apa, fluorură de hidrogen, acizi anorganici care conțin oxigen, acizi carboxilici, fenoli, alcooli, amoniac și amine. În timpul cristalizării, legăturile de hidrogen din aceste substanțe sunt de obicei păstrate. Prin urmare, structurile lor cristaline iau forma unor lanțuri (metanol), straturi plate bidimensionale (acid boric) sau rețele spațiale tridimensionale (gheață).

Dacă o legătură de hidrogen unește părți dintr-o moleculă, atunci vorbim de o legătură de hidrogen intramoleculară. Acest lucru este valabil mai ales pentru mulți compuși organici (Fig. 42). Dacă se formează o legătură de hidrogen între un atom de hidrogen al unei molecule și un atom nemetal al altei molecule (legătură de hidrogen intermoleculară), atunci moleculele formează perechi, lanțuri, inele destul de puternice. Astfel, acidul formic există sub formă de dimeri atât în ​​stare lichidă, cât și în stare gazoasă:

iar fluorură de hidrogen gazoasă conține molecule de polimer care conțin până la patru particule de HF. Legături puternice între molecule pot fi găsite în apă, amoniac lichid și alcooli. Toți carbohidrații, proteinele și acizii nucleici conțin atomi de oxigen și azot necesari pentru formarea legăturilor de hidrogen. Se știe, de exemplu, că glucoza, fructoza și zaharoza sunt foarte solubile în apă. Un rol important în acest sens îl au legăturile de hidrogen formate în soluție între moleculele de apă și numeroase grupe OH de carbohidrați.

15) Racord metalic.

- Metalele combină proprietăți care sunt comune și diferă de proprietățile altor substanțe. Astfel de proprietăți sunt temperaturi de topire relativ ridicate, capacitatea de a reflecta lumina și conductivitate termică și electrică ridicată. Aceste caracteristici se datorează existenței unui tip special de legătură în metale - o legătură metalică. Conexiune metalica- comunicarea intre ionii pozitivi din cristalele metalice, realizata datorita atractiei electronilor care se misca liber in tot cristalul. Conform poziției lor în tabelul periodic, atomii de metal au un număr mic de electroni de valență. Acești electroni sunt legați destul de slab de nucleele lor și se pot rupe cu ușurință de ei. Ca rezultat, în rețeaua cristalină a metalului apar ioni încărcați pozitiv și electroni liberi. Prin urmare, în rețeaua cristalină a metalelor există o mare libertate de mișcare a electronilor: unii dintre atomi își vor pierde electronii, iar ionii rezultați pot accepta acești electroni din „gazul de electroni”. În consecință, metalul reprezintă un număr de ioni pozitivi localizați în anumite poziții ale rețelei cristaline și un număr mare de electroni care se deplasează relativ liber în câmpul centrilor pozitivi. Aceasta este o diferență importantă între legăturile metalice și legăturile covalente, care au o orientare strictă în spațiu. De asemenea, o legătură metalică diferă de o legătură covalentă în putere: energia sa este de 3-4 ori mai mică decât energia unei legături covalente. Energia de legătură este energia necesară pentru a rupe o legătură chimică în toate moleculele care alcătuiesc un mol dintr-o substanță. Energiile legăturilor covalente și ionice sunt de obicei mari și se ridică la valori de ordinul 100-800 kJ/mol.

Atomii A și B sunt diferiți:

Semnul unei legături de hidrogen: distanța dintre nucleul H și nucleul atomului B este mai mică decât această distanță în timpul interacțiunii van der Waals. Cele mai puternice legături cu elemente din perioada a II-a: - Н... F- > -Н... O= > -Н... N≡

Energia unei legături de hidrogen este intermediară între energia unei legături covalente și forțele van der Waals.

Apariția legăturilor de hidrogen duce la asocierea moleculelor: la formarea de dimeri, trimeri și alte structuri polimerice, structuri în zigzag (HF)n, structuri elicoidale ale proteinelor, structura cristalină a gheții, structura dimerului inel al acizilor carboxilici inferiori. , etc. Legăturile intermoleculare H modifică proprietățile substanțelor: crește vâscozitatea, constanta dielectrică, punctele de fierbere și de topire, căldura de fuziune și vaporizarea substanței: H 2 O, HF și NH 3 - T bp și T pl anormal de mari .

EXEMPLU. Cum explicați punctul de fierbere mai mare al NH 3 în comparație cu PH 3?

Ambele molecule sunt polare. Există interacțiuni van der Waals între moleculele de PH 3, iar într-un sistem format din molecule de NH 3, pe lângă interacțiunile van der Waals, există legături de hidrogen intermoleculare, prin urmare, pentru tranziția de fază NH 3, trebuie aplicată mai multă energie și punctul de fierbere al NH 3 este mai mare.

Proprietățile Solidelor

Stările materiei – solid, lichid, gazos.

Solid:

– amorf: nu există un punct de topire specific - există un interval de înmuiere (rășină, sticlă, plastilină)

Cristalin: anumit punct de topire (NaCl, grafit, metale)

Particule ale unui corp cristalin solid: atomi, molecule, ioni.

Pozițiile particulelor într-un cristal sunt noduri. Dispunerea tridimensională a nodurilor - cristal. Cea mai simplă parte a unui cristal este celula unitară.

Tipuri de cristale și proprietățile lor

Molecular.

1.1. La noduri sunt atomi legați prin forțe de dispersie (Ar, Ne...). Instabil, trece ușor de la starea condensată la starea gazoasă, T bp. conductivitate termică și electrică scăzută, slabă.

1.2. Nodurile conțin molecule legate prin forțe van der Waals și hidrogen (H 2 , O 2 , CO 2 , CH 4 , NH 3 , H 2 O , HF, substanțe organice). Multe sunt volatile chiar și la gazele T obișnuite. Duritatea și densitatea sunt scăzute. Cristalele cu molecule polare sunt mai puternice decât cele cu molecule nepolare. Duritatea și rezistența sunt crescute în continuare odată cu apariția legăturilor de hidrogen. Dielectrice. Puncte de topire scăzute. Solubilitate slabă în apă.

Exemple de substanțe: gheață, gheață carbonică (monoxid de carbon (IV), halogeni solizi, halogenuri de hidrogen solide.

ionic

Nodurile conțin ioni legați prin legături ionice (săruri ale metalelor alcaline și alcalino-pământoase, unii oxizi ai metalelor alcaline). E ion.cr. cu cât este mai mare, cu atât produsul sarcinilor ionice este mai mare și distanța dintre ionii de la nodurile cristalului este mai mică. Solid dar fragil. T se topește. înalt. Conductivitate termică și electrică slabă. Dielectricii, dar soluțiile și topiturile sunt conductoare de electricitate.

EXEMPLU

Care substanță are un punct de topire mai mare - KF sau KBr (cu același tip de celulă unitară)?

Deoarece R Br >R F atunci E cristale rezolvă. KBr < E kris.dec. KF și T se topesc.K Br< T Плав. KF

Covalent atomic

La noduri sunt atomi legați printr-o legătură chimică covalentă (C diamant, Ge, Si, Sn alb...., SiC, SiO 2, ZnS, Al 2 N 3...). Foarte tare cu topire T mare. Conductivitatea electrică variază: de la dielectricul diamantului, semiconductori Ge, Si până la conductorul C (cărbune).

În diamant: sp 3 - hibridizare. Un tetraedru înscris într-un cub. Fără ℮ mobil - dielectric.

Ge: un cristal ideal cu hibridizare sp 3 - AO doar la 0 K, iar la T – se rup legăturile, apar electroni liberi → semiconductor.

Grafit: sp 2 - hibridizarea AO în straturi, interacțiunile van der Waals între straturi. Al patrulea electron liber al fiecărui atom intră într-o legătură π cu atomii vecini, oferind conductivitate electrică și termică.

Metal

Nodurile conțin ioni metalici pozitivi conectați la electroni împărtășiți printr-o legătură chimică metalică. Natura MS determină proprietăți metalice: conductivitate electrică ridicată (Cu, Ag, Au, Al, Fe...) și conductivitate termică (Ag, Cu...), maleabilitatea (capacitatea de a da formă) și plasticitate (deformare fără distrugere), luciu metalic (M һ ν ↔ M*). Densitatea și duritatea variază de la scăzută pentru metalele alcaline la foarte mare pentru metalele d (Mo, W), ceea ce se explică prin gradul diferit de împachetare a atomilor în rețea (cu cât este mai mare numărul, masa atomică și cu atât atomul este mai mic). raza, cu atât este mai mare). Punctul de topire este diferit. Valorile ridicate ale topiturii T în metalele d se datorează unui E crist mai mare în comparație cu E cristul din metalele s-p datorită prezenței unui număr mai mare de electroni de valență și a legăturilor covalente localizate suplimentare la cele metalice. În plus, cu cât masa atomică este mai mare, cu atât topirea T este mai mare

Exemple de substanțe: metale, aliaje

EXEMPLU

Care este natura forțelor de interacțiune dintre particulele din cristalele de Li și Mo? Ce proprietăți fizico-chimice sunt caracteristice acestui tip de cristale? Care dintre aceste substanțe are o energie mai mare a rețelei cristaline și un punct de topire mai mare?

Li este un S-metal, cu un tip de cristal metalic (atomii sunt legați printr-o legătură metalică). Mo este un d-metal, cu un tip mixt de cristal (atomii, datorită prezenței unui număr mai mare de electroni de valență, sunt legați prin legături covalente localizate pe lângă cele metalice).

Prin urmare, Mo are un E cr.resh mai mare decât Li, deci este mai greu de distrus și T-ul său se topește mai mult.

Caracteristicile unor substanțe în stare solidă cristalină

Tipuri de rețele cristaline

Caracteristici	Tip grila
forjate atomic.	ionic	molecular	metal
Tipul de particule în noduri	Atomi	Ioni	Molecule	Atom de metal (ion)
Natura legăturii chimice dintre particule	Covalent	ionic	Forțe de interacțiune intermoleculară	Conexiune metalica
Forța de legătură	Foarte rezistent	Durabil	Slab	Diferite puncte forte
Proprietăți distinctive ale substanțelor	Solid, refractar, nevolatil, insolubil în apă	Solid, refractar, nevolatil, solubil în apă (multe)	Casant, fuzibil, adesea lichid sau gazos în condiții normale	Metal. luciu, conductivitate electrică și termică bună, maleabilitate, ductilitate
Exemple de substanțe	Siliciu, diamant	NaCI, CaCI2, baze	Iod, gheață, gheață carbonică	Cupru, fier, aur