Näidisküsimused põhiliste keemiliste sidemete kohta
Pendahuluan
Keemiline side on jõud, mis hoiab aatomeid molekulis või ühendis koos. Keemilise sideme põhitõdede mõistmine on keemiaüliõpilastele oluline, sest see loob aluse keemiliste reaktsioonide, molekulaarstruktuuri ja aine omaduste mõistmiseks. Keemilised sidemed võib jagada mitmeks põhitüübiks: kovalentsed sidemed, ioonsidemed, metallilised sidemed ja van der Waalsi jõud. Selles artiklis käsitleme mitmeid näidisülesandeid ja nende lahendusi, et aidata selgitada keemilise sideme põhimõisteid.
Ioonsed sidemed
Ioonsed sidemed tekivad elektronide üleminekul ühelt aatomilt teisele, mille tulemusel tekivad positiivsed ioonid (katioonid) ja negatiivsed ioonid (anioonid). Levinud näide on naatriumi (Na) ja kloori (Cl) vaheline side naatriumkloriidis (NaCl).
Küsimus 1:
Kirjeldage ioonse sideme moodustumise protsessi magneesiumi (Mg) ja hapniku (O) vahel.
Arutelu:
1. Magneesiumi elektronkonfiguratsioon on [Ne] 3s², hapniku elektronkonfiguratsioon aga [He] 2s² 2p⁴.
2. Magneesium vabastab oma 3s² valentskihist kaks elektroni, et saavutada stabiilne elektronkonfiguratsioon [Ne].
3. Hapnik võtab vastu kaks elektroni, et täita 2p⁴ orbitaal 2p⁶-ga, saavutades stabiilse elektronkonfiguratsiooni nagu neoon (Ne).
4. Pärast kahe elektroni vabanemist muutub magneesium Mg²⁺ iooniks ja pärast kahe elektroni vastuvõtmist muutub hapnik O²⁻ iooniks.
5. Mg²⁺ ja O²⁻ vahelised vastandlaengud tõmbuvad üksteist ligi, moodustades ioonse sideme MgO.
Kovalentsed sidemed
Kovalentne side tekib siis, kui kahel aatomil on ühine elektronide paar. Kovalentne side võib olla mittepolaarne, kui elektronide paar on jagatud võrdselt, või polaarne, kui elektronide paar on jagatud ebavõrdselt.
Küsimus 2:
Kirjeldage kovalentsete sidemete moodustumist veemolekulis (H₂O).
Arutelu:
1. Hapniku aatomi väliskihis on kuus elektroni (konfiguratsioon [He] 2s² 2p⁴) ja okteti moodustamiseks on vaja veel kahte elektroni.
2. Igal vesinikuaatomil on üks elektron kõige välimisel kestal (1s¹ konfiguratsioon) ja dupleti moodustamiseks on vaja veel ühte elektroni.
3. Hapnik jagab iga vesinikuaatomiga ühte oma elektronpaari, samas kui vesinikuaatomid loovutavad igaüks ühe elektroni.
4. Selle tulemuseks on kaks kovalentset sidet hapniku ja kahe vesiniku vahel, moodustades H₂O molekuli Lewise struktuuriga HOH.
Metallist võlakirjad
Metallide side toimub metallide vahel, kus metalliioonide vahel liigub vabalt delokaliseeritud elektronide „meri“. See annab metallidele hea elektri- ja soojusjuhtivuse.
Küsimus 3:
Selgitage, miks metallid, näiteks vask (Cu), juhivad elektrit hästi.
Arutelu:
1. Metallstruktuuris on vase aatomid ümbritsetud delokaliseeritud elektronpilvega.
2. Need elektronid ei ole seotud ühegi konkreetse aatomiga ja saavad vabalt liikuda kogu metallstruktuuris.
3. Elektrilise potentsiaali rakendamisel saavad need elektronid liikuda ühes suunas, võimaldades elektrivoolu voolamist.
4. Seega muudavad need vabad elektronid või delokalisatsioon vase ja teised metallid hästi elektrit juhtivaks.
Van der Waalsi jõud
Van der Waalsi jõud on nõrgad jõud, mis tekivad elektronide jaotuse ebastabiilsuse tõttu molekulides või molekulide vahel. Neid on kahte peamist tüüpi: Londoni (dispersiooni) jõud ja dipool-dipooljõud.
Küsimus 4:
Selgitage Van der Waalsi jõudude rolli benseeni (C₆H₆) vedelas ja tahkes faasis.
Arutelu:
1. Benseeni molekulid on mittepolaarsed molekulid, kuna nad on sümmeetrilised, seega on Londoni (dispersiooni) jõud domineerivad Van der Waalsi jõud.
2. Londoni jõud tekivad benseeni molekuli elektronide jaotuse kõikumiste tagajärjel moodustunud hetkeliste dipoolide omavahelise vastastikmõju tõttu.
3. Kuigi need jõud on kovalentsete või ioonsete sidemetega võrreldes nõrgad, võivad Londoni jõud suurtes kogustes molekulide omadusi mõjutada.
tahkes ja vedelas faasis.
4. Vedelas faasis hoiavad Van der Waalsi jõud molekule koos, isegi kui molekulide liikuvus on endiselt suur.
5. Tahkes faasis aitavad need jõud säilitada korrastatumat molekulaarset paigutust.
Lisaküsimuste ja arutelude näidised
Küsimus 5:
Selgitage polaarsete kovalentsete sidemete moodustumist süsinikdioksiidi (CO₂) molekulis ja miks see molekul on mittepolaarne.
Arutelu:
1. Süsinikul on neli valentselektroni, hapnikul aga kuus valentselektroni.
2. Oktetkonfiguratsiooni saavutamiseks vajab süsinik kahte elektroni ja hapnik vajab kumbki kahte elektroni.
3. Süsinik moodustab kaks kaksikkovalentset sidet kahe hapnikuaatomiga mõlemal pool (struktuur O=C=O).
4. Iga kaksikkovalentne side hõlmab kahe elektronipaari jagamist süsiniku ja hapniku vahel.
5. Kuigi iga C=O side on polaarne (elektronegatiivsem hapnik tõmbab elektrone tugevamalt ligi), on need polaarsused sümmeetrilised ja tühistavad teineteise CO₂ molekuli lineaarses paigutuses, nii et molekul tervikuna on mittepolaarne.
Küsimus 6:
Miks on ammoniaagi molekuli (NH₃) sideme nurk väiksem kui ideaalsel tetraeedril?
Arutelu:
1. Ammoniaagis sisalduval lämmastikul on viis valentselektroni (konfiguratsioon [He] 2s² 2p³) ja okteti moodustamiseks on vaja veel kolme elektroni.
2. Lämmastik moodustab kolm kovalentset sidet kolme vesinikuaatomiga, jättes lämmastiku külge ühe vaba elektronpaari.
3. Ideaalse tetraeedri sideme nurk on 109.5°, kuid kuna üksik paar vajab rohkem ruumi ja lükkab HNH sideme lähemale 107°-le.
4. Üksikute elektronpaaride tõukejõud vähendab sideme nurka võrreldes ideaalse tetraeedrilise nurgaga.
Küsimus 7:
Miks NaCl lahustub vees, aga I₂ mitte?
Arutelu:
1. NaCl on ioonne ühend, mis koosneb Na⁺- ja Cl⁻-ioonidest. Vesi on polaarne lahusti, mis suudab neid ioone eraldada ioon-dipoolinteraktsioonide kaudu.
2. Kui NaCl lahustub, ümbritsevad Na⁺ ja Cl⁻ ioone veemolekulid, mis paigutuvad ioonide laengu stabiliseerimiseks.
3. I₂ on mittepolaarne molekul, seega ei lahustu see hästi polaarsetes lahustites, näiteks vees, kuid lahustub paremini mittepolaarsetes lahustites vastavalt põhimõttele „sarnane lahustub sarnases“.
Sulgemine
Keemilise sideme põhitõdede mõistmine probleemide lahendamise kaudu on tõhus meetod eelnevalt õpitud kontseptsioonide kinnistamiseks. Ülalpool oleme käsitlenud erinevat tüüpi keemilisi sidemeid ja toonud näiteid ioonsete, kovalentsete, metalliliste ja van der Waalsi jõudude kohta. Nende probleemide lahendamise ja mõistmise abil saate loodetavasti paremini aru keemilisest sidemest ja selle rakendustest erinevates kontekstides.
