Прыклады пытанняў па абмеркаванні асноўных хімічных сувязей
Пендахулуан
Хімічная сувязь — гэта сіла, якая ўтрымлівае атамы разам у малекуле або злучэнні. Разуменне асноў хімічнай сувязі вельмі важна для студэнтаў-хімікаў, бо яно закладвае аснову для разумення хімічных рэакцый, малекулярнай структуры і ўласцівасцей рэчыва. Хімічныя сувязі можна падзяліць на некалькі асноўных тыпаў: кавалентныя сувязі, іонныя сувязі, металічныя сувязі і сілы Ван-дэр-Ваальса. У гэтым артыкуле мы абмяркуем некалькі прыкладаў задач і іх рашэнні, каб дапамагчы ўдакладніць асноўныя паняцці хімічнай сувязі.
Іённыя сувязі
Іённыя сувязі ўзнікаюць, калі электроны пераносяцца ад аднаго атама да іншага, у выніку чаго ўтвараюцца дадатныя іоны (катыёны) і адмоўныя іоны (аніёны). Тыповым прыкладам з'яўляецца сувязь паміж натрыем (Na) і хлорам (Cl) у хларыдзе натрыю (NaCl).
Пытанне 1:
Апішыце працэс утварэння іоннай сувязі паміж магніем (Mg) і кіслародам (O).
Абмеркаванне:
1. Магній мае электронную канфігурацыю [Ne] 3s², а кісларод — электронную канфігурацыю [He] 2s² 2p⁴.
2. Магній вызваліць два электроны са сваёй валентнай абалонкі 3s², каб дасягнуць стабільнай электроннай канфігурацыі [Ne].
3. Кісларод прыме два электроны, каб запоўніць арбіталь 2p⁴ да 2p⁶, дасягаючы стабільнай электроннай канфігурацыі, як у неону (Ne).
4. Пасля вызвалення двух электронаў магній ператвараецца ў іон Mg²⁺, а пасля атрымання двух электронаў кісларод ператвараецца ў іон O²⁻.
5. Процілеглыя зарады паміж Mg²⁺ і O²⁻ прыцягваюцца адзін да аднаго, утвараючы іонную сувязь MgO.
Кавалентныя сувязі
Кавалентная сувязь узнікае, калі два атамы маюць адну агульную пару электронаў. Кавалентная сувязь можа быць непалярнай, калі пара электронаў размяркоўваецца пароўну, або палярнай, калі пара электронаў размяркоўваецца пароўну.
Пытанне 2:
Апішыце ўтварэнне кавалентных сувязей у малекуле вады (H₂O).
Абмеркаванне:
1. Атам кіслароду мае шэсць электронаў на знешняй абалонцы (канфігурацыя [He] 2s² 2p⁴) і яму патрэбныя яшчэ два электроны, каб дасягнуць актэта.
2. Кожны атам вадароду мае адзін электрон на крайняй знешняй абалонцы (канфігурацыя 1s¹) і мае патрэбу ў яшчэ адным электроне для дасягнення дуплета.
3. Кісларод будзе дзяліцца адной са сваіх электронных пар з кожным атамам вадароду, у той час як атамы вадароду будуць аддаваць па электрону.
4. У выніку ўтвараюцца дзве кавалентныя сувязі паміж кіслародам і двума атамамі вадароду, утвараючы малекулу H₂O са структурай Льюіса HOH.
Металічныя аблігацыі
Металічная сувязь узнікае ў металах, дзе існуе «мора» дэлакалізаваных электронаў, якія свабодна рухаюцца паміж іонамі металу. Гэта надае металам добрую электра- і цеплаправоднасць.
Пытанне 3:
Растлумачце, чаму такія металы, як медзь (Cu), добра праводзяць электрычнасць.
Абмеркаванне:
1. У структуры металу атамы медзі акружаны дэлакалізаваным электронным воблакам.
2. Гэтыя электроны не звязаны з якім-небудзь канкрэтным атамам і могуць свабодна перамяшчацца па ўсёй структуры металу.
3. Калі прыкладаецца электрычны патэнцыял, гэтыя электроны могуць рухацца разам у адным кірунку, што дазваляе працякаць электрычнаму току.
4. Такім чынам, гэтыя свабодныя электроны або дэлакалізацыя робяць медзь і іншыя металы здольнымі добра праводзіць электрычнасць.
Сіла Ван-дэр-Ваальса
Сілы Ван-дэр-Ваальса — гэта слабыя сілы, якія ўзнікаюць з-за нестабільнасці размеркавання электронаў унутры малекул або паміж імі. Існуюць два асноўныя тыпы: сілы Лондана (дысперсійныя) і дыполь-дыпольныя сілы.
Пытанне 4:
Растлумачце ролю сіл Ван-дэр-Ваальса ў вадкай і цвёрдай фазах бензолу (C₆H₆).
Абмеркаванне:
1. Малекулы бензолу з'яўляюцца непалярнымі малекуламі, бо яны сіметрычныя, таму лонданскія (дысперсійныя) сілы з'яўляюцца дамінуючымі сіламі Ван-дэр-Ваальса.
2. Лонданскія сілы ўзнікаюць з-за ўзаемадзеяння паміж імгненнымі дыполямі, якія ўтвараюцца ваганнямі размеркавання электронаў у малекуле бензолу.
3. Нягледзячы на тое, што гэтыя сілы слабейшыя ў параўнанні з кавалентнымі або іоннымі сувязямі, у вялікіх колькасцях лонданскія сілы могуць уплываць на ўласцівасці малекул.
у цвёрдай і вадкай фазах.
4. У вадкай фазе сілы Ван-дэр-Ваальса ўтрымліваюць малекулы разам, нават калі рухомасць малекул усё яшчэ высокая.
5. У цвёрдай фазе гэтыя сілы дапамагаюць падтрымліваць больш упарадкаваную малекулярную структуру.
Дадатковыя прыклады пытанняў і абмеркаванні
Пытанне 5:
Растлумачце ўтварэнне палярных кавалентных сувязей у малекуле вуглякіслага газу (CO₂) і чаму гэтая малекула непалярная.
Абмеркаванне:
1. Вуглярод мае чатыры валентныя электроны, а кісларод — шэсць валентных электронаў.
2. Каб дасягнуць актэтнай канфігурацыі, вугляроду патрэбныя два электроны, а кіслароду — па два электроны кожны.
3. Вуглярод утварае дзве падвойныя кавалентныя сувязі з двума атамамі кіслароду з кожнага боку (структура O=C=O).
4. Кожная падвойная кавалентная сувязь прадугледжвае сумеснае выкарыстанне дзвюх пар электронаў паміж вугляродам і кіслародам.
5. Нягледзячы на тое, што кожная сувязь C=O з'яўляецца палярнай (больш электраадмоўны кісларод мацней прыцягвае электроны), гэтыя палярнасці сіметрычныя і кампенсуюць адна адну ў лінейным размяшчэнні малекулы CO₂, так што малекула ў цэлым непалярная.
Пытанне 6:
Чаму вугал сувязі ў малекуле аміяку (NH₃) меншы, чым у ідэальнага тэтраэдра?
Абмеркаванне:
1. Азот у аміяку мае пяць валентных электронаў (канфігурацыя [He] 2s² 2p³) і патрабуе яшчэ тры электроны, каб дасягнуць актэта.
2. Азот утварае тры кавалентныя сувязі з трыма атамамі вадароду, пакідаючы адну няпоўную пару электронаў на азоте.
3. Ідэальны тэтраэдр мае вугал сувязі 109.5°, але паколькі няпоўная пара патрабуе больш месца і зрушвае сувязь HNH бліжэй да 107°.
4. Эфект адштурхвання няпоўных электронных пар памяншае вугал сувязі ў параўнанні з ідэальным тэтраэдрычным вуглом.
Пытанне 7:
Чаму NaCl раствараецца ў вадзе, а I₂ не?
Абмеркаванне:
1. NaCl — гэта іоннае злучэнне, якое складаецца з іонаў Na⁺ і Cl⁻. Вада — палярны растваральнік, які можа раздзяляць гэтыя іоны праз іон-дыпольныя ўзаемадзеянні.
2. Калі NaCl раствараецца, іоны Na⁺ і Cl⁻ акружаюцца малекуламі вады, якія размяшчаюцца так, каб стабілізаваць зарад іёнаў.
3. I₂ — непалярная малекула, таму яна дрэнна раствараецца ў палярных растваральніках, такіх як вада, але лепш раствараецца ў непалярных растваральніках паводле прынцыпу «падобнае раствараецца ў падобным».
Закрыццё
Разуменне асноў хімічнай сувязі праз рашэнне задач — эфектыўны метад замацавання раней вывучаных паняццяў. Вышэй мы абмеркавалі розныя тыпы хімічных сувязей і прывялі прыклады, якія ахопліваюць іонныя, кавалентныя, металічныя і сілы Ван-дэр-Ваальса. Разбіраючыся і разумеючы гэтыя задачы, вы, спадзяемся, лепш зразумееце хімічную сувязь і яе прымяненне ў розных кантэкстах.
