7: Хімічне склеювання та молекулярна геометрія
- Page ID
- 22614
\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)
Хімічний зв'язок - це тяжіння між атомами, що дозволяє утворювати хімічні речовини, які містять два і більше атомів. Зв'язок викликаний електростатичною силою тяжіння між протилежними зарядами, або між електронами і ядрами, або в результаті дипольного тяжіння. Всі зв'язки можна пояснити квантовою теорією, але, на практиці, правила спрощення дозволяють хімікам прогнозувати міцність, спрямованість і полярність зв'язків. Правило октету та теорія VSEPR - два приклади. Більш складними теоріями є теорія валентних зв'язків, яка включає орбітальну гібридизацію та резонанс, а також лінійну комбінацію атомних орбіталів молекулярно-орбітального методу. Електростатика використовується для опису полярності зв'язку та впливу, який вони мають на хімічні речовини.
- 7.0: Прелюдія до хімічного склеювання та молекулярної геометрії
- Давно відомо, що чистий вуглець зустрічається в різних формах (алотропи), включаючи графіт і алмази. Але лише в 1985 році була визнана нова форма вуглецю: бакмінстерфуллерен, широко відомий як «бакібол». Експериментальні дані виявили формулу С60, а потім вчені визначили, як 60 атомів вуглецю можуть утворювати одну симетричну стабільну молекулу. Вони керувалися теорією зв'язку - темою цієї глави - яка пояснює, як окремі атоми з'єднуються, утворюючи більше комп
- 7.1: Іонне склеювання
- Атоми отримують або втрачають електрони, утворюючи іони з особливо стабільними електронними конфігураціями. Заряди катіонів, утворених представницькими металами, можуть бути визначені легко, оскільки, за невеликим винятком, електронні структури цих іонів мають або конфігурацію благородного газу, або повністю заповнену електронну оболонку. Заряди аніонів, утворених неметалами, також можуть бути легко визначені, оскільки ці іони утворюються, коли атоми неметалів отримують достатньо електронів, щоб заповнити їх валентні оболонки.
- 7.2: Ковалентне склеювання
- Ковалентні зв'язки утворюються, коли електрони діляться між атомами і притягуються ядрами обох атомів. У чистих ковалентних зв'язках електрони діляться порівну. У полярних ковалентних зв'язках електрони діляться неоднаково, оскільки один атом надає на електрони сильнішу силу тяжіння, ніж інший. Здатність атома притягувати пару електронів в хімічному зв'язку називається його електронегативністю.
- 7.3: Символи та структури Льюїса
- Валентні електронні структури можуть бути візуалізовані шляхом малювання символів Льюїса (для атомів і одноатомних іонів) і структур Льюїса (для молекул і багатоатомних іонів). Самотні пари, непарні електрони та одинарні, подвійні або потрійні зв'язки використовуються для позначення того, де валентні електрони розташовані навколо кожного атома в структурі Льюїса. Більшість структур, особливо тих, що містять елементи другого рядка, підкоряються правилу октету, в якому кожен атом (крім H) оточений вісьмома електронами.
- 7.4: Формальні заряди та резонанс
- У структурі Льюїса формальні заряди можуть бути призначені кожному атому, обробляючи кожен зв'язок так, ніби половина електронів призначена кожному атому. Ці гіпотетичні формальні звинувачення є керівництвом для визначення найбільш підходящої структури Льюїса. Переважна структура, в якій формальні збори максимально наближені до нуля. Резонанс виникає у випадках, коли можна записати дві або більше структур Льюїса з однаковими розташуваннями атомів, але різні розподіли електронів.
- 7.5: Сильні сторони іонних і ковалентних зв'язків
- Сила ковалентного зв'язку вимірюється його енергією дисоціації зв'язку, тобто кількістю енергії, необхідної для розриву цього конкретного зв'язку в молі молекул. Множинні зв'язки міцніше одиночних зв'язків між тими ж атомами. Реакційні ентальпії можна оцінити на основі енергії, необхідної для розриву зв'язків, і енергії, що виділяється при утворенні нових зв'язків. Для іонних зв'язків енергія решітки - це енергія, необхідна для відділення одного моля сполуки на його іони газової фази.
- 7.6: Молекулярна структура та полярність
- Теорія VSEPR передбачає тривимірне розташування атомів в молекулі. Він стверджує, що валентні електрони прийматимуть геометрію електронної пари, яка мінімізує відбиття між областями високої електронної щільності (зв'язки та/або одинокі пари). Молекулярна структура, яка стосується лише розміщення атомів у молекулі, а не електронів, еквівалентна геометрії електрон-пари лише тоді, коли навколо центрального атома немає одиноких електронних пар.
- 7.E: Хімічне склеювання та молекулярна геометрія (вправи)
- Це домашні вправи для супроводу TextMap, створеного для «Хімії» OpenStax. Додаткові загальні банки питань хімії можна знайти для інших Textmaps і можуть бути доступні тут. На додаток до цих загальнодоступних питань, доступ до приватного банку проблем для використання в іспитах та домашніх завданнях доступний викладачам лише в індивідуальному порядку; будь ласка, зв'яжіться з Delmar Larsen для облікового запису з дозволом на доступ.
Мініатюра: Ковалентно пов'язаний водень та вуглець у молекулі метану. (CC BY-SA 2.5; DynaBlast через Вікіпедію)