Ո՞ր մոլեկուլում է կապի բևեռականությունն ավելի բարձր: Էլեկտրաբացասականություն: Հարաբերական էլեկտրաբացասականություն: Քիմիական կապի բևեռականություն, մոլեկուլների և իոնների բևեռականություն: Հաղորդակցության բևեռականության որոշում
Կովալենտային կապերի երկու տեսակ կա. ոչ բևեռային և բևեռային... Ոչ բևեռային կովալենտային կապի դեպքում էլեկտրոնային ամպը, որը ձևավորվում է ընդհանուր զույգ էլեկտրոններից կամ էլեկտրոնային կապի ամպը, տարածվում են տարածության մեջ սիմետրիկորեն երկու ատոմների նկատմամբ: Օրինակ են դիատոմիական մոլեկուլները, որոնք բաղկացած են մեկ տարրի ատոմներից ՝ H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 և այլն, որոնցում էլեկտրոնային զույգը հավասարապես պատկանում է երկու ատոմներին: Բևեռային կովալենտային կապի դեպքում կապի էլեկտրոնային ամպը տեղաշարժվում է դեպի ավելի բարձր հարաբերական էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմ: Օրինակ է անկայուն անօրգանական միացությունների մոլեկուլները `HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 և այլն:
Ատոմների հարաբերական էլեկտրաբացասականությունը
Մոլեկուլում դրական և բացասական լիցքերի էլեկտրական կենտրոնները չեն համընկնում մեկ կետում, այլ գտնվում են որոշակի հեռավորության վրա:
Բևեռային մոլեկուլ ՝ մշտական էլեկտրական երկբևեռ մոմենտով
Ընդհանուր չեզոքություն ունեցող մոլեկուլը էլեկտրական երկբևեռ է ՝ լիցքով q - - քլորի ատոմում և q + - ջրածնի ատոմում: Նման կապերն ու մոլեկուլները կոչվում են բեւեռային... Q- ի մոլեկուլում ատոմների լիցքերը կոչվում են արդյունավետ վճարներ(HCl մոլեկուլում q cl = -0.18; և q n = +0.18 բացարձակ էլեկտրոնային լիցքի, կապի իոնության աստիճանը
Կապի և մոլեկուլի բևեռականության չափիչ է երկբևեռի էլեկտրական պահը(μ - «mu») որոշվում է արտադրանքով
μ = qℓ, Kl ∙ m կամ μ = qℓ / 3.33 ∙ 10 -30, D
որտեղ q- ն է արդյունավետ գանձումը. ℓ երկբևեռի երկարությունն է: Երկբևեռի էլեկտրական պահի միավորը (SI համակարգ) արտահայտվում է 3.33 ∙ 10 -30 C ∙ մ (կուլոն -մետր) = 1D (D -Debye):
Երկբևեռի էլեկտրական պահը վեկտորային մեծություն է: Նրա ուղղությունը պայմանականորեն դրական լիցքից բացասական է տեղափոխվում `դեպի միացնող էլեկտրոնային ամպի տեղաշարժը: Որքան մեծ է բևեռային մոլեկուլներում տարրերի էլեկտրաբացասականության տարբերությունը, այնքան մեծ է երկբևեռի էլեկտրական մոմենտը:
Պոլիատոմիկ մոլեկուլների համար պետք է տարբերակել առանձին կապերի երկբևեռ պահերի և ամբողջ մոլեկուլի հասկացությունները: Քանի որ, մոլեկուլում մի քանի կապերի առկայության դեպքում, դրանց երկբևեռ պահերը ավելացվում են ըստ զուգահեռագծի կանոնին, կախված մոլեկուլի ձևից, որը որոշվում է կապերի ուղղությամբ, արդյունքում երկբևեռ պահը տարբերվում է անհատի երկբևեռ պահերից: պարտատոմսերը և կոնկրետ դեպքում (խիստ սիմետրիկ մոլեկուլների դեպքում) կարող են զրո լինել, չնայած առանձին կապերի էական բևեռականությանը: Օրինակ, CO 2 գծային մոլեկուլը ոչ բևեռ է (μ = 0), թեև յուրաքանչյուր C = O կապ ունի զգալի երկբևեռ պահ (μ = 2.7 D):
2.7 Դ 2.7 դ
Ոչ բեւեռային կովալենտային կապ պարունակող մոլեկուլները կոչվում են ոչ բեւեռայինկամ հոմեոպոլյար... Նման մոլեկուլներում կապող էլեկտրոնային ամպը սիմետրիկորեն բաշխված է երկու ատոմների միջուկների միջև, և միջուկները հավասարապես գործում են դրա վրա: Օրինակ `պարզ նյութերի մոլեկուլները, որոնք բաղկացած են մեկ տարրի ատոմներից` H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 և այլն: Նման մոլեկուլների էլեկտրական երկբևեռ պահը զրո է:
Արտաքին էլեկտրական դաշտի ազդեցության տակ մոլեկուլների (և առանձին կապերի) բևեռացման ունակությունը կոչվում է բեւեռայնություն. Սա կարող է առաջանալ նաև մոտեցող բևեռային մոլեկուլով ստեղծված դաշտի ազդեցության ներքո: Հետեւաբար, բեւեռայնությունը մեծ նշանակություն ունի քիմիական ռեակցիաներում:
Միշտ կարևոր է հաշվի առնել մոլեկուլի բևեռականությունը և դրա էլեկտրական երկբևեռ պահը: Վերջինս կապված է նյութերի ռեակտիվության հետ: Որպես կանոն, որքան մեծ է մոլեկուլի երկբևեռի էլեկտրական պահը, այնքան բարձր է նյութի ռեակտիվությունը: Նյութերի լուծելիությունը կապված է նաև երկբևեռի էլեկտրական մոմենտի հետ: Հեղուկների բևեռային մոլեկուլները նպաստում են դրանցում լուծված էլեկտրոլիտների էլեկտրական դիսոցմանը `« նմանը լուծվում է նմանի »սկզբունքի համաձայն:
Միասեռ միջուկային մոլեկուլներում (H 2, F 2 և այլն) էլեկտրոնային զույգը, որը կապ է ստեղծում, հավասարապես պատկանում է յուրաքանչյուր ատոմին, հետևաբար մոլեկուլում դրական և բացասական լիցքերի կենտրոնները համընկնում են: Նման մոլեկուլները ոչ բևեռային են:
Այնուամենայնիվ, հետերուկուկային մոլեկուլներում տարբեր ատոմների ալիքային գործառույթների միացման գործում ներդրումը նույնը չէ: Էլեկտրոնի ավելցուկային խտությունը հայտնվում է ատոմներից մեկի մոտ, հետևաբար ՝ ավելորդ բացասական լիցք, իսկ մյուսի մոտ ՝ դրական: Այս դեպքում նրանք խոսում են մեկ ատոմից մյուսը էլեկտրոնային զույգի տեղաշարժի մասին, բայց դա չպետք է հասկանալ բառացիորեն, այլ միայն որպես մոլեկուլի միջուկներից մեկի մոտ էլեկտրոնային զույգ գտնելու հավանականության բարձրացում:
Նման տեղաշարժի ուղղությունը և դրա մեծության կիսաքանակական գնահատումը որոշելու համար ներկայացվեց էլեկտրաբացասականության հայեցակարգը:
Գոյություն ունեն էլեկտրաբացասականության մի քանի սանդղակներ: Այնուամենայնիվ, տարրերն իրար հաջորդաբար դասավորված են էլեկտրաբացասականության առումով նույն կարգով, հետևաբար տարբերություններն աննշան են, իսկ էլեկտրաբացասականության սանդղակները ՝ բավականին համեմատելի:
R. Mulliken- ի էլեկտրաբացասականությունը իոնացման էներգիաների և էլեկտրոնների հարազատության կես գումարն է (տես բաժին 2.10.3).
Վալենտային էլեկտրոնային զույգը տեղափոխվում է ավելի էլեկտրաբացասական ատոմ:
Ավելի հարմար է օգտագործել ոչ էլեկտրաբացասականության բացարձակ արժեքներ, այլ հարաբերական: Լիթիում 3 Li- ի էլեկտրաբացասականությունը ընդունվում է որպես միասնություն: Elementանկացած Ա տարրի հարաբերական էլեկտրաբացասականությունը հավասար է.
Alkանր ալկալիական մետաղներն ունեն ամենացածր էլեկտրաբացասականությունը (X Fr = 0.7): Առավել էլեկտրաբացասական տարրը ֆտորն է (X F = 4.0): Ըստ ժամանակաշրջանների, նկատվում է էլեկտրաբացասականության բարձրացման ընդհանուր միտում, իսկ ենթախմբերի կողմից `դրա նվազում (աղյուսակ 3.4):
Այս աղյուսակի տվյալների (ինչպես նաև էլեկտրաբացասականության այլ սանդղակների տվյալների) գործնական օգտագործման դեպքում պետք է հաշվի առնել, որ երեք կամ ավելի ատոմներից բաղկացած մոլեկուլներում էլեկտրաբացասականության արժեքը կարող է զգալիորեն փոխվել հարևանի ազդեցության ներքո ատոմներ: Խստորեն ասած, անընդհատ էլեկտրաբացասականությունը բնավ չի կարող վերագրվել տարրի: Դա կախված է տարրի վալենտային վիճակից, միացության տեսակից և այլն: Այնուամենայնիվ, այս հասկացությունը օգտակար է քիմիական կապերի և միացությունների հատկությունների որակական բացատրության համար:
Աղյուսակ 3.4
S- ի և p- տարրերի Պաուլինգի էլեկտրաբացասականությունը
|
Ժամանակաշրջան |
Խումբ |
||||||
Կապի բևեռականությունը որոշվում է դիատոմիական մոլեկուլներում վալենտային էլեկտրոնային զույգի տեղաշարժով և քանակականորեն բնութագրվում է երկբևեռ պահ,կամ երկբևեռի էլեկտրական պահը, մոլեկուլները. Այն հավասար է միջուկների միջև հեռավորության արտադրյալին Գայս հեռավորությանը համապատասխանող մոլեկուլում և 5 արդյունավետ լիցքում.
Այնքանով, որքանով Գհամարվում է դրականից բացասական լիցքի ուղղորդված վեկտոր, երկբևեռ պահը նույնպես վեկտոր է և ունի նույն ուղղությունը: Երկբևեռ պահի չափման միավորը D- դեբյեն է (1D = 3.33 10 -30 C մ):
Բարդ մոլեկուլի երկբևեռ պահը սահմանվում է որպես բոլոր կապերի երկբևեռ պահերի վեկտորային գումար: Հետևաբար, եթե AB I մոլեկուլը սիմետրիկ է յուրաքանչյուր կապի գծի նկատմամբ, այդպիսի մոլեկուլի ընդհանուր երկբևեռ պահը, չնայած բևեռային
ոչ հղումներ A-B, հավասար է զրոյի. D = ^ D; = 0. Օրինակներ են դեպքերը
նախկինում դիտարկված սիմետրիկ մոլեկուլներ, որոնց կապերը ձևավորվում են հիբրիդային օրբիտալներով ՝ BeF 2, BF 3, CH 4, SF 6 և այլն:
Մոլեկուլները, որոնցում կապերը ձևավորվում են ոչ հիբրիդային օրբիտալներով կամ հիբրիդային օրբիտալներով ՝ միայնակ զույգ էլեկտրոնների մասնակցությամբ, ասիմետրիկ են կապի գծերի նկատմամբ: Նման մոլեկուլների երկբևեռ պահերը հավասար չեն զրոյի: Նման բևեռային մոլեկուլների օրինակներ `H 2 S, NH 3, H 2 0 և այլն: Նկ. 3.18 -ը ցույց է տալիս BeF 2 (fl) սիմետրիկ մոլեկուլում և ասիմետրիկ H 2 S մոլեկուլում բևեռային կապերի վեկտորների գումարի գրաֆիկական մեկնաբանություն: (բ)
Բրինձ 3.18.(A) BeF 2 և (b) H 2 S մոլեկուլների երկբևեռ պահեր
Ինչպես արդեն նշվեց, որքան մեծ է կապը կազմող ատոմների էլեկտրաբացասականության տարբերությունը, այնքան ավելի շատ տեղաշարժվում է վալենտային էլեկտրոնային զույգը, այնքան ավելի է բևեռային կապը, և, հետևաբար, ավելի մեծ է արդյունավետ լիցքը b- ն, որը պատկերված է Աղյուսակում: 3.5.
Աղյուսակ 3.5
Ֆտորի II շրջանի տարրերի միացությունների շարքում կապի բնույթի փոփոխություններ
Բևեռային կապի մեջ պայմանականորեն կարելի է առանձնացնել երկու բաղադրիչ ՝ իոնային ՝ էլեկտրաստատիկ գրավչության պատճառով և կովալենտային ՝ օրբիտալների համընկնման պատճառով:Քանի որ մեծանում է էլեկտրաբացասականության տարբերությունը ՕՀվալենտային էլեկտրոնային զույգը գնալով ավելի է տեղաշարժվում դեպի ֆտորի ատոմը, որը ձեռք է բերում ավելի ու ավելի բացասական արդյունավետ լիցք: Կապի մեջ իոնային բաղադրիչի ներդրումը մեծանում է, կովալենտային բաղադրիչի բաժինը `նվազում: Քանակական փոփոխությունները վերածվում են որակական փոփոխությունների. UF մոլեկուլում էլեկտրոնային զույգը գրեթե ամբողջությամբ պատկանում է ֆտորին, և դրա արդյունավետ լիցքը մոտենում է միասնությանը, այսինքն. դեպի էլեկտրոնային լիցքը: Կարելի է ենթադրել, որ առաջացել է երկու իոն ՝ Li + կատիոնը և անիոնը F ~,իսկ կապը պայմանավորված է միայն դրանց էլեկտրաստատիկ գրավչությամբ (կովալենտային բաղադրիչը կարող է անտեսվել): Այս կապը կոչվում է իոնայինԱյն կարելի է դիտել որպես կովալենտային բևեռային կապի ծայրահեղ դեպք:
Էլեկտրաստատիկ դաշտը նախընտրելի ուղղություններ չունի: Ահա թե ինչու իոնային կապի տարբերություն կովալենտային ուղղորդվածությունը յուրահատուկ չէ:Իոնը փոխազդում է հակառակ լիցքի ցանկացած քանակի իոնների հետ: Դա պայմանավորված է իոնային կապի մեկ այլ տարբերակիչ հատկությամբ ` հագեցվածության բացակայություն:
Իոնային մոլեկուլների համար կարող է հաշվարկվել կապող էներգիան: Եթե իոնները դիտարկենք որպես չդեֆորմացվող գնդեր ՝ լիցքերով ± ե,ապա նրանց միջև ներգրավման ուժը ՝ կախված իոնների կենտրոնների միջև եղած հեռավորությունից Գկարող է արտահայտվել Կուլոնի հավասարմամբ.
Ներգրավման էներգիան որոշվում է հարաբերակցությամբ 
Մոտենալիս էլեկտրոնային պատյանների փոխազդեցության պատճառով հայտնվում է վանող ուժ: Այն հակադարձ համեմատական է աստիճանի հեռավորությանը NS:
որտեղ Վ- որոշակի հաստատուն: Ցուցիչ ԱԱշատ ավելին, քան միասնությունը և իոնների տարբեր կազմաձևերի համար գտնվում է 5 -ից 12 -ի սահմաններում: Հաշվի առնելով, որ ուժը հեռավորության նկատմամբ էներգիայի ածանցյալն է, հավասարությունից (3.6) մենք ստանում ենք.
Փոփոխությամբ Գփոփոխություն F npեւ F qtt.Որոշ հեռավորության վրա r 0այդ ուժերը հավասարվում են, ինչը համապատասխանում է առաջացած փոխազդեցության էներգիայի նվազագույնին U Ք.Փոխակերպումներից հետո կարող եք ստանալ
Այս հավասարումը հայտնի է որպես ornնված հավասարում:
Նվազագույնը կախվածության կորից U = f (r)հավասարակշռության հեռավորությունը r 0 և էներգիան U Ք.Սա իոնների միջև կապող էներգիա է: Նույնիսկ ԱԱանհայտ է, ապա հնարավոր է գնահատել կապող էներգիայի արժեքը ՝ վերցնելով 1 /ԱԱհավասար է զրոյի.
Այս դեպքում սխալը չի գերազանցի 20%-ը:
Լիցքեր ունեցող իոնների համար z lև z 2 հավասարումները (3.7) և (3.8) ձև են ստանում.
Քանի որ այս տեսակի մոլեկուլներում զուտ իոնային կապին մոտեցող կապի առկայությունը խնդրահարույց է, վերջին հավասարումները պետք է համարել շատ կոպիտ մոտարկում:
Միևնույն ժամանակ, կապերի բևեռականության և իոնայնության խնդիրներին կարելի է մոտենալ հակառակ դիրքից `իոնների բևեռացման տեսանկյունից: Ենթադրվում է, որ կա էլեկտրոնների ամբողջական փոխանցում, և մոլեկուլը բաղկացած է մեկուսացված իոններից: Այնուհետև էլեկտրոնային ամպերը տեղաշարժվում են իոնների կողմից ստեղծված էլեկտրական դաշտի ազդեցության ներքո. բեւեռացումիոններ:
Բեւեռացումը երկկողմանի գործընթաց է, որը համատեղում է բեւեռացման գործողությունիոններ իրենցից բեւեռայնություն:Բեւեռայնություն - դա իոնի, մոլեկուլի կամ ատոմի էլեկտրոնային ամպի դեֆորմացման ունակությունն է `իոնի էլեկտրաստատիկ դաշտի ազդեցության տակ: Այս դաշտի ուժը որոշում է իոնի բեւեռացման ազդեցությունը: Հավասարումից (3.10) հետևում է, որ իոնի բևեռացման գործողությունը որքան մեծ է, այնքան մեծ է նրա լիցքը և այնքան փոքր շառավիղը: Կատիոնների շառավիղը, որպես կանոն, շատ ավելի փոքր է, քան անիոնների շառավիղը, հետևաբար, գործնականում, ավելի հաճախ պետք է զբաղվել կատիոնների գործողության ներքո անիոնների բևեռացման հետ, և ոչ թե հակառակը: Իոնների բեւեռայնությունը կախված է նաեւ դրանց լիցքից եւ շառավղից: Մեծ չափի և լիցքի իոններն ավելի հեշտությամբ են բևեռացվում: Իոնի բևեռացման գործողությունը կրճատվում է ՝ իր վրա քաշելով հակառակ լիցքի իոնի էլեկտրոնային ամպը: Արդյունքում, կապի իոնայնությունը նվազում է, այսինքն. կապը դառնում է բևեռային կովալենտ: Այսպիսով, իոնների բևեռացումը նվազեցնում է կապի իոնության աստիճանը և, իր ազդեցությամբ, հակառակ է կապի բևեռացմանը:
Իոնների բևեռացումը մոլեկուլում, այսինքն. դրանում կովալենտային կապերի համամասնության բարձրացումը մեծացնում է դրա քայքայման ուժը իոնների մեջ: Նույն տիպի անիոններով տրված կատիոնների միացությունների շարքում լուծումների տարանջատման աստիճանը նվազում է անիոնների բևեռայնության բարձրացման հետ: Օրինակ, կապարի հալոգենների շարքում PbCl 2 - PbBr 2 - PN 2, հալիդ անիոնների շառավիղը մեծանում է, դրանց բևեռայնությունը մեծանում է, իսկ իոնների քայքայումը նվազում է, ինչն արտահայտվում է լուծելիության նվազումով:
Նույն անիոնով և բավականաչափ մեծ կատիոններով աղերի հատկությունները համեմատելիս պետք է հաշվի առնել կատիոնների բևեռացումը: Օրինակ, Hg 2+ իոնի շառավիղը ավելի մեծ է, քան Ca 2+ իոնի շառավիղը, ուստի Hg 2+ ավելի բևեռացված է, քան Ca 2+: Արդյունքում, CaCl2- ը ուժեղ էլեկտրոլիտ է, այսինքն. ամբողջությամբ լուծարվում է լուծույթի մեջ, իսկ HgCl 2 - թույլ էլեկտրոլիտով, այսինքն. գործնականում չի տարանջատվում լուծումների մեջ:
Մոլեկուլում իոնների բևեռացումը նվազեցնում է նրա ուժը ատոմների կամ մոլեկուլների քայքայման ժամանակ: Օրինակ, CaCl2 - CaBr 2 - Ca1 2 շարքերում մեծանում է հալիդ իոնների շառավիղը, մեծանում է դրանց բևեռացումը Ca 2+ իոնով, հետևաբար, կալցիումի և հալոգենի ջերմային դիսոցացիայի ջերմաստիճանը նվազում է. CaHa1 2 = Ca + Na1 2.
Եթե իոնը հեշտությամբ բևեռացված է, ապա այն գրգռելու համար պահանջվում է փոքր էներգիա, ինչը համապատասխանում է տեսանելի լույսի քվանտների կլանմանը: Դրանով է պայմանավորված նման միացությունների լուծույթների գույնը: Բևեռայնության բարձրացումը հանգեցնում է գույնի ավելացման, օրինակ ՝ NiCl 2 - NiBr 2 - Nil 2 սերիաներում (անիոնների բևեռայնություն) կամ KC1 - CuCl 2 սերիաներում (կատիոնների բևեռայնություն):
Կովալենտային բևեռային և իոնային կապերի միջև սահմանը բավականին կամայական է: Գազային վիճակում գտնվող մոլեկուլների համար ենթադրվում է, որ էլեկտրաբացասականության տարբերությամբ ԱՀ> 2.5 կապը իոնային է: Բևեռային լուծիչների լուծույթներում, ինչպես նաև բյուրեղային վիճակում, բյուրեղյա վանդակի տեղերում համապատասխանաբար լուծիչ մոլեկուլներն ու հարակից մասնիկները ուժեղ ազդեցություն ունեն: Հետեւաբար, կապի իոնային բնույթը դրսեւորվում է էլեկտրաբացասականության շատ ավելի փոքր տարբերությամբ: Գործնականում մենք կարող ենք ենթադրել, որ լուծումների և բյուրեղների բնորոշ մետաղների և ոչ մետաղների միջև փոխհարաբերությունները իոնային են:
Մոլեկուլը բևեռային է, եթե բացասական լիցքի կենտրոնը չի համընկնում դրականի կենտրոնի հետ: Նման մոլեկուլը երկբևեռ է. Տարածության մեջ իրարից բաժանված են հավասար մեծության և նշանի հակառակ երկու լիցքեր:
Սովորաբար երկբևեռը նշվում է խորհրդանիշով, որտեղ սլաքը ցույց է տալիս երկբևեռի դրական ծայրից դեպի բացասական: Մոլեկուլն ունի երկբևեռ պահ, որը հավասար է լիցքի մեծությանը բազմապատկած լիցքերի կենտրոնների միջև եղած հեռավորության վրա.
Մոլեկուլների երկբևեռ պահերը կարելի է չափել. Գտնված որոշ արժեքներ տրված են աղյուսակում: 1.2. Երկբևեռ պահերի արժեքները ծառայում են որպես տարբեր մոլեկուլների հարաբերական բևեռականության չափիչ:
Աղյուսակ 1.2 (տես սկան) Երկպոլի պահեր
Անկասկած, մոլեկուլը բևեռային է, եթե միայն դրա մեջ եղած կապերն են բևեռային: Մենք կդիտարկենք կապի բևեռականություն, քանի որ մոլեկուլի բևեռականությունը կարելի է համարել որպես առանձին կապերի բևեռությունների գումար:
Մոլեկուլներ, ինչպիսիք են զրոյին հավասար երկբևեռ պահը, այսինքն ՝ դրանք ոչ բևեռ են: Տվյալ մոլեկուլներից յուրաքանչյուրի երկու նույնական ատոմներն, իհարկե, ունեն նույն էլեկտրաբացասականությունը և հավասարապես սեփական էլեկտրոնները. լիցքը զրո է, և, հետևաբար, երկբևեռ պահը նույնպես զրո է:
Տիպի մոլեկուլն ունի մեծ երկբևեռ պահ: Չնայած ջրածնի ֆտորի մոլեկուլը փոքր է, էլեկտրաբացասական ֆտորը ուժեղորեն գրավում է էլեկտրոնները. չնայած հեռավորությունը փոքր է, լիցքը մեծ է, և, հետևաբար, երկբևեռ պահը նույնպես մեծ է:
Մեթանը և ածխածնի տետրաքլորիդը զրոյական երկբևեռ մոմենտ ունեն: Առանձին կապերը, առնվազն ածխածնի տետրաքլորիդի մեջ, բևեռային են. Այնուամենայնիվ, քառանկյուն դասավորության համաչափության պատճառով դրանք միմյանց չեղարկում են (նկ. 1.9): Մեթիլ քլորիդի դեպքում ածխածնի -քլորի կապի բևեռականությունը չի փոխհատուցվում, և մեթիլ քլորիդի երկբևեռ պահը, հետևաբար, մոլեկուլների բևեռայնությունը կախված է ոչ միայն առանձին կապերի բևեռականությունից, այլև դրանց ուղղությունից, այսինքն ՝ ձևից: մոլեկուլից:
Ամոնիակի երկբևեռ պահը հավասար է դրան: Այն կարելի է համարել որպես առանձին պարտատոմսերի երեք պահերի ընդհանուր երկբևեռ պահ (վեկտորային գումար), որն ունի նկարում ցույց տրված ուղղություն:
Բրինձ 1.9. Որոշ մոլեկուլների երկբևեռ պահեր: Կապերի և մոլեկուլների բևեռականություն:
Theրի երկբևեռ պահը `հավասար
Ի՞նչ երկբևեռ պահ պետք է սպասել ազոտի տրիֆտորիդի համար, որը, ինչպես և ամոնիակը, բրգաձև կառուցվածք ունի: Ֆտորն ամենաէլեկոնեգատիվ տարրն է, և, անշուշտ, էլեկտրոնները շատ է հեռացնում ազոտից: հետևաբար, ազոտա -ֆտորային կապերը պետք է լինեն խիստ բևեռային, իսկ դրանց վեկտորային գումարը `մեծ, շատ ավելին, քան ամոնիակի համար` ոչ շատ բևեռային կապերով:
Ի՞նչ է տալիս փորձը: Ազոտի տրիֆտորիդի երկբևեռ պահը հավասար է դրան significantlyգալիորեն փոքր է ամոնիակի երկբևեռ պահից:
Ինչպե՞ս կարելի է բացատրել այս փաստը: Վերոնշյալ քննարկումը հաշվի չի առել էլեկտրոնների միայնակ զույգը: B (քանի որ այս զույգը զբաղեցնում է –օրբիտալը, և դրա ներդրումը երկբևեռ պահին պետք է ունենա հակառակ ուղղություն ՝ ազոտ -ֆտոր կապերի ընդհանուր մոմենտի համեմատ (նկ. 1.10); հակառակ նշանի այս պահերը, ակնհայտորեն, ունեն մոտավորապես նույն արժեքը, և արդյունքում նկատվում է մի փոքր երկբևեռ պահ, որի ուղղությունն անհայտ է: Ամոնիակում, երկբևեռ պահը, հավանաբար, որոշվում է հիմնականում այս ազատ էլեկտրոնային զույգով, և այն ավելանում է կապի պահերի գումարով: իհարկե, ցանկացած այլ մոլեկուլ, որոնցում դրանք առկա են:
Երկբևեռ պահերի արժեքներից կարելի է արժեքավոր տեղեկություններ ստանալ մոլեկուլների կառուցվածքի մասին: Օրինակ, դուք կարող եք բացառել ածխածնի տետրաքլորիդի ցանկացած կառուցվածք, որը տանում է դեպի բևեռային մոլեկուլ, միայն «երկբևեռ մոմենտի մեծության հիման վրա:
Բրինձ 1.10. Որոշ մոլեկուլների երկբևեռ պահեր: Էլեկտրոնների միայնակ զույգի ներդրումը: Էլեկտրոնների միայնակ զույգի պատճառով երկբևեռ պահը ունի ուղղություն, որը հակառակ է կապի պահերի ընդհանուր վեկտորի ուղղությանը:
Այսպիսով, երկբևեռ պահը հաստատում է ածխածնի տետրաքլորիդի քառաքաղ կառուցվածքը (թեև դա այդպես չէ, քանի որ հնարավոր են այլ կառուցվածքներ, ինչը նույնպես կտա ոչ բևեռային մոլեկուլ):
Առաջադրանք 1.4. Ստորև բերված երկու հնարավոր կառույցներից ո՞րը պետք է ունենա նաև զրո երկբևեռ պահ: ա) Ածխածինը գտնվում է հրապարակի կենտրոնում, որի անկյուններում քլորի ատոմներ են, բ) Ածխածինը գտնվում է քառանկյուն բուրգի վերևում, իսկ քլորի ատոմները `հիմքի անկյուններում:
Առաջադրանք 1.5. Չնայած ածխածնի - թթվածնի և բոր - ֆտորի կապերը պետք է բևեռային լինեն, միացությունների երկբևեռ պահը զրո է: Առաջարկեք յուրաքանչյուր միացության ատոմների դասավորությունը, որը կհանգեցնի զրոյական երկբևեռ պահի:
Միացությունների մեծ մասի համար երկբևեռ պահը երբեք չի չափվել: Այս միացությունների բևեռականությունը կարելի է կանխատեսել դրանց կառուցվածքից: Կապերի բևեռականությունը որոշվում է ատոմների էլեկտրաբացասականությամբ. եթե կապերի միջև եղած անկյունները հայտնի են, ապա մոլեկուլի բևեռականությունը կարող է որոշվել ՝ հաշվի առնելով նաև էլեկտրոնների անհամապատասխան զույգերը:
Տարրերի ատոմների էլեկտրաբացասականությունը:Հարաբերական էլեկտրաբացասականություն: Պարբերական աղյուսակի ժամանակաշրջանների և խմբերի փոփոխություն: Քիմիական կապի բևեռականություն, մոլեկուլների և իոնների բևեռականություն:
Էլեկտրաբացասականությունը (ԷՕ) ատոմի ունակությունն է ՝ դեպի իրեն տեղափոխելու էլեկտրոնային զույգերը:
E.o. չափով էներգիան թվաբանորեն հավասար է I իոնացման էներգիայի գումարի և E էլեկտրոնին նմանության էներգիայի գումարին
Է.Օ. = ½ (I + E)
Հարաբերական էլեկտրաբացասականություն: (OEE)
Ֆտորին, որպես ամենաուժեղ e.o տարրի, տրվում է 4.00 արժեք, որի նկատմամբ հաշվի են առնվում մնացած տարրերը:
Պարբերական աղյուսակի ժամանակաշրջանների և խմբերի փոփոխություններ:
Theամանակաշրջանների ներսում, ձախից աջ միջուկային լիցքի ավելացման հետ մեկտեղ, աճում է էլեկտրաբացասականությունը:
Նվազագույնըարժեքը դիտվում է ալկալիական և ալկալային հողային մետաղներում:
Մեծագույն- հալոգենների համար:
Որքան բարձր է էլեկտրաբացասականությունը, այնքան ավելի ուժեղ են տարրերի ոչ մետաղական հատկությունները:
Էլեկտրաբացասականությունը (χ) հիմնարար է քիմիական հատկությունատոմ, մոլեկուլում ատոմի ունակության քանակական բնութագիրը, որն ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերը տեղափոխում է դեպի իրեն:
Ատոմների էլեկտրաբացասականության ժամանակակից հայեցակարգը ներկայացրեց ամերիկացի քիմիկոս Լ. Պոլինգը: Լ. Պոլինգը օգտագործեց էլեկտրաբացասականության հայեցակարգը `բացատրելու այն փաստը, որ հետերոատոմիական կապի էներգիան A-B (A, B ցանկացած խորհրդանիշ է քիմիական տարրեր) ընդհանուր առմամբ ավելի մեծ է, քան հոմոատոմիական երկրաչափական միջինը հղումներ A-Aև B-B
E.o.- ի ամենաբարձր արժեքը ֆտոր, իսկ ամենացածրը `ցեզիումը:
Էլեկտրաբացասականության տեսական սահմանումն առաջարկել է ամերիկացի ֆիզիկոս Ռ.Մալիկենը: Ելնելով ակնհայտ առաջարկից, որ մոլեկուլում ատոմի ՝ էլեկտրոնային լիցք ներգրավելու ունակությունը կախված է ատոմի իոնացման էներգիայից և էլեկտրոնի նկատմամբ նրա հարազատությունից, Ռ. Մալիկենը ներկայացրեց A ատոմի էլեկտրաբացասականության հայեցակարգը որպես Արտաքին էլեկտրոնների պարտադիր էներգիայի միջին արժեքը վալենտային վիճակների իոնացման ընթացքում (օրինակ ՝ A−- ից A +) և դրա հիման վրա առաջարկել է շատ պարզ հարաբերություն ատոմի էլեկտրաբացասականության համար.
որտեղ J1A և εA են համապատասխանաբար ատոմի իոնացման էներգիան և նրա էլեկտրոնային հարազատությունը:
Խիստ ասած, տարրին չի կարելի վերագրել մշտական էլեկտրաբացասականություն: Ատոմի էլեկտրաբացասականությունը կախված է բազմաթիվ գործոններից ՝ մյուսները. Վերջերս այսպես կոչված ուղեծրային էլեկտրաբացասականությունն ավելի ու ավելի է օգտագործվում էլեկտրաբացասականությունը բնութագրելու համար, որը կախված է կապի ձևավորման մեջ ներգրավված ատոմային ուղեծրի տեսակից և նրա էլեկտրոնային պոպուլյացիայից, այսինքն ՝ նրանից, թե ատոմային ուղեծրը զբաղված է միայնակ էլեկտրոնո՞վ: զույգ, մեկ անգամ բնակեցված է չհամապատասխանված էլեկտրոնով կամ թափուր է: Բայց, չնայած էլեկտրաբացասականության մեկնաբանման և սահմանման հայտնի դժվարություններին, այն միշտ մնում է անհրաժեշտ մոլեկուլային համակարգում կապերի բնույթի որակական նկարագրության և կանխատեսման համար, ներառյալ կապող էներգիան, էլեկտրոնային լիցքի բաշխումը և աստիճանը: իոնության, ուժի հաստատունի և այլն: ներկայիս մոտեցումը Սանդերսոնի մոտեցումն է: Այս մոտեցումը հիմնված է ատոմների էլեկտրաբացասականության հավասարեցման գաղափարի վրա `նրանց միջև քիմիական կապի ձևավորման ժամանակ: Բազմաթիվ ուսումնասիրությունների արդյունքում հայտնաբերվել են հարաբերություններ Սանդերսոնի էլեկտրաբացասականության և պարբերական համակարգի տարրերի ճնշող մեծամասնության անօրգանական միացությունների ամենակարևոր ֆիզիկաքիմիական հատկությունների միջև: Սանդերսոնի մեթոդի փոփոխությունը ՝ հիմնված օրգանական միացությունների համար մոլեկուլի ատոմների միջև էլեկտրաբացասականության վերաբաշխման վրա, շատ պտղաբեր ստացվեց:
2) Քիմիական կապի բեւեռականություն, մոլեկուլների եւ իոնների բեւեռականություն:
Այն, ինչ կա ամփոփագրում և դասագրքում,-Բևեռականությունը կապված է երկբևեռ պահի հետ: Այն դրսևորվում է ընդհանուր էլեկտրոնային զույգի ատոմներից մեկին տեղաշարժվելու արդյունքում: Բևեռայնությունը կախված է նաև կապված էլեկտրաբացասականության տարբերությունից ատոմներ: Որքան բարձր է EO- ի արժեքը: երկու ատոմ, այնքան ավելի բևեռ է քիմիական կապը նրանց միջև: Կախված նրանից, թե ինչպես է տեղի ունենում էլեկտրոնային խտության վերաբաշխումը քիմիական կապի ձևավորման ժամանակ, առանձնանում են մի քանի տեսակներ: Քիմիական կապի բևեռացման սահմանափակող դեպքը ամբողջական անցումն է մեկ ատոմից ուրիշ
Այս դեպքում առաջանում է երկու իոն, որոնց միջեւ իոնային կապ է առաջանում: Որպեսզի երկու ատոմ կարողանա ստեղծել իոնային կապ, անհրաժեշտ է, որ իրենց e.o. շատ տարբեր: Եթե e.o. հավասար են, ապա ձևավորվում է ոչ բևեռային կովալենտային կապ: Ամենից հաճախ հայտնաբերվում է բևեռային կովալենտային կապ `այն ձևավորվում է տարբեր e.o. արժեքներով ցանկացած ատոմների միջև:
Ատոմների արդյունավետ լիցքերը կարող են ծառայել որպես կապի բևեռականության քանակական գնահատում: Ատոմի արդյունավետ լիցքը բնութագրում է քիմիական միացության մեջ տվյալ ատոմին պատկանող էլեկտրոնների և ազատ ատոմի էլեկտրոնների միջև տարբերությունը: Ավելի էլեկտրաբացասական տարրի ատոմը ավելի ուժեղ է գրավում էլեկտրոնները, ուստի էլեկտրոններն ավելի մոտ են դրան, և այն ստանում է որոշ բացասական լիցք, որը կոչվում է արդյունավետ, և նրա գործընկերն ունի նույն դրական արդյունավետ լիցքը: Եթե էլեկտրոնները կապ են ստեղծում ատոմները հավասարապես պատկանում են նրանց, արդյունավետ լիցքերը հավասար են զրոյի:
Դիատոմիկ մոլեկուլների համար կապի բևեռականությունը կարելի է բնութագրել, և ատոմների արդյունավետ լիցքերը կարող են որոշվել ՝ չափելով երկբևեռ պահը M = q * r, որտեղ q երկբևեռ բևեռի լիցքն է ՝ հավասար դիատոմիական մոլեկուլի արդյունավետ լիցքին: , r միջուկային հեռավորությունն է: Կապի երկբևեռ պահը վեկտորային մեծություն է: Այն ուղղորդվում է մոլեկուլի դրական լիցքավորված մասից դեպի բացասական մասը: Տարերքի ատոմի վրա արդյունավետ լիցքը չի համընկնում օքսիդացման վիճակի հետ:
Մոլեկուլների բևեռականությունը մեծապես որոշում է նյութերի հատկությունները: Բևեռային մոլեկուլները հակադարձ լիցքավորված բևեռներ են շրջում միմյանց նկատմամբ, և նրանց միջև առաջանում է փոխադարձ գրավչություն: Հետևաբար, բևեռային մոլեկուլներով ձևավորված նյութերն ունեն ավելի բարձր հալման և եռման ջերմաստիճան, քան այն նյութերը, որոնց մոլեկուլները ոչ բևեռ են:
Բևեռային մոլեկուլներով հեղուկներն ունեն լուծարման ավելի մեծ ուժ: Ավելին, որքան մեծ է վճարունակ մոլեկուլների բևեռականությունը, այնքան բարձր է դրանում բևեռային կամ իոնային միացությունների լուծելիությունը: Այս կախվածությունը բացատրվում է նրանով, որ լուծիչի բևեռային մոլեկուլները, լուծի հետ երկբևեռ կամ իոն-երկբևեռ փոխազդեցության շնորհիվ, նպաստում են լուծված նյութի իոնների քայքայմանը: Օրինակ, ջրածնի քլորիդի լուծույթը, որի մոլեկուլները բևեռային են, լավ է անցկացնում էլեկտրական հոսանքը: Բենզոլի մեջ ջրածնի քլորիդի լուծույթը չունի զգալի էլեկտրական հաղորդունակություն: Սա վկայում է բենզոլի լուծույթում ջրածնի քլորիդի իոնացման բացակայության մասին, քանի որ բենզոլի մոլեկուլները ոչ բևեռային են:
Իոնները, ինչպես էլեկտրական դաշտը, բևեռացնող ազդեցություն են թողնում միմյանց վրա: Երբ երկու իոններ հանդիպում են, տեղի է ունենում նրանց փոխադարձ բևեռացում, այսինքն. արտաքին շերտերի էլեկտրոնների տեղաշարժը միջուկների նկատմամբ: Իոնների փոխադարձ բեւեռացումը կախված է միջուկի եւ իոնի լիցքերից, իոնի շառավիղից եւ այլ գործոններից:
E.o.- ի խմբերում նվազում է:
Տարրերի մետաղական հատկությունները մեծանում են:
Արտաքին էներգիայի մակարդակի մետաղական տարրերը պարունակում են 1,2,3 էլեկտրոն և բնութագրվում են իոնացման պոտենցիալների ցածր արժեքով և e.o. քանի որ մետաղները արտահայտում են էլեկտրոններից հրաժարվելու ընդգծված միտում:
Ոչ մետաղական տարրերն ունեն ավելի բարձր իոնացման էներգիա:
Երբ արտաքին պատյանը լցվում է, ժամանակաշրջաններում ոչ մետաղների ատոմային շառավիղը նվազում է: Արտաքին պատյանում էլեկտրոնների թիվը հավասար է 4,5,6,7,8:
Քիմիական կապի բևեռականություն: Մոլեկուլների և իոնների բևեռականություն:
Քիմիական կապի բեւեռականությունը որոշվում է էլեկտրոնային զույգի կապերի տեղաշարժով ատոմներից մեկին:
Քիմիական կապն առաջանում է վալենտային օրբիտալների էլեկտրոնների վերաբաշխման պատճառով, որի արդյունքում առաջանում է ազնվական գազի կայուն էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիա ՝ իոնների ձևավորման կամ ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի ձևավորման պատճառով:
Քիմիական կապը բնութագրվում է էներգիայով և երկարությամբ:
Պարտքի ուժի չափիչն է կապը քանդելու համար ծախսվող էներգիան:
Օրինակ. H - H = 435 կJմոլ -1
Ատոմային տարրերի էլեկտրաբացասականությունը
Էլեկտրաբացասականությունը ատոմի քիմիական հատկությունն է, մոլեկուլում ատոմի ՝ այլ տարրերի ատոմներից էլեկտրոններ դեպի իրեն գրավելու ունակության քանակական բնութագիրը:
Հարաբերական էլեկտրաբացասականություն
Հարաբերական էլեկտրաբացասականության առաջին և ամենահայտնի սանդղակը Լ. Պաուլինգի սանդղակն է, որը ստացվել է ջերմաքիմիական տվյալներից և առաջարկվել է 1932 թվականին: .
VIII խմբի տարրեր պարբերական համակարգ(ազնիվ գազեր) ունեն զրո էլեկտրաբացասականություն.
Մետաղների և ոչ մետաղների պայմանական սահմանը հարաբերական էլեկտրաբացասականության արժեքն է, որը հավասար է 2-ի:
Պարբերական աղյուսակի տարրերի էլեկտրաբացասականությունը, որպես կանոն, յուրաքանչյուր շրջանում պարբերաբար աճում է ձախից աջ: Յուրաքանչյուր խմբի ներսում, բացառությամբ մի քանի բացառությունների, էլեկտրաբացասականությունն աստիճանաբար նվազում է վերևից ներքև: Էլեկտրաբացասականությունը կարող է օգտագործվել քիմիական կապը բնութագրելու համար:
Ատոմների էլեկտրաբացասականության ավելի փոքր տարբերությամբ կապերը կոչվում են բևեռային կովալենտային կապեր: Որքան փոքր է քիմիական կապ կազմող ատոմների էլեկտրաբացասականության տարբերությունը, այնքան ցածր է այս կապի իոնության աստիճանը: Ատոմների էլեկտրաբացասականության զրոյական տարբերությունը ցույց է տալիս նրանց կողմից ձևավորված կապի իոնային բնույթի բացակայությունը, այսինքն ՝ նրա ուժեղ կովալենտությունը:
Քիմիական կապի բևեռականություն, մոլեկուլի և իոնների բևեռականություն
Քիմիական կապերի բևեռականություն, որը բնութագրվում է քիմիական կապով, որը ցույց է տալիս միջուկների մոտ տարածության մեջ էլեկտրոնների խտության վերաբաշխումը ՝ համեմատած այս կապը կազմող չեզոք ատոմներում այս խտության սկզբնական բաշխման հետ:
Գրեթե բոլոր քիմիական կապերը, բացառությամբ դիատոմիկ միատարր մոլեկուլների կապերի, այս կամ այն չափով բևեռային են: Սովորաբար կովալենտային կապերը թույլ բևեռային են, իոնային կապերը ՝ բարձր բևեռային:
Օրինակ:
կովալենտային ոչ բեւեռային ՝ Cl2, O2, N2, H2, Br2
կովալենտային բևեռ ՝ H2O, SO2, HCl, NH3 և այլն:
Բեւեռականություն:
Կախված ատոմների միջուկների միջև ընդհանուր էլեկտրոնային զույգի (էլեկտրոնային խտություն) տեղադրությունից, առանձնանում են ոչ բևեռային և բևեռային կապերը:
Ոչ բեւեռային կապը ձեւավորվում է նույն էլեկտրաբացասականությամբ տարրերի ատոմներից: Էլեկտրոնների խտությունը սիմետրիկորեն բաշխված է ատոմների միջուկների նկատմամբ:
Տարբեր էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմների միջև կապը կոչվում է բևեռ: Ընդհանուր էլեկտրոնային զույգը կողմնակալ է դեպի ավելի էլեկտրաբացասական տարր: Դրական (b +) և բացասական (b -) լիցքերի ծանրության կենտրոնները չեն համընկնում: Որքան մեծ է կապը կազմող տարրերի էլեկտրաբացասականության տարբերությունը, այնքան բարձր է կապի բևեռականությունը: Երբ էլեկտրաբացասականության տարբերությունը 1.9 -ից փոքր է, հաշվի է առնվում կապը բևեռային կովալենտ.
Դիատոմիկ մոլեկուլի համար մոլեկուլի բեւեռականությունը համընկնում է կապի բեւեռայնության հետ: Պոլիատոմիկ մոլեկուլներում մոլեկուլի ընդհանուր երկբևեռ պահը հավասար է նրա բոլոր կապերի պահերի վեկտորական գումարին: Երկբևեռ վեկտորն ուղղված է + -ից -
Օրինակ 3.Օգտագործելով վալենտային կապերի մեթոդը, որոշեք թիթեղի (II) քլորիդի և անագի (IV) քլորիդի մոլեկուլների բևեռականությունը:
50 Sn- ը վերաբերում է p - տարրերին:
Վալանսի էլեկտրոններ 5s 2 5p 2. Նորմալ վիճակում էլեկտրոնների բաշխումը քվանտային բջիջների վրա.
| |
| |
| |
Անագի (IV) քլորիդի քիմիական բանաձևեր -SnCl 4, անագի (II) քլորիդ `SnCl 2
Մոլեկուլների երկրաչափական ձևը կառուցելու համար մենք պատկերելու ենք անզուգական վալենտային էլեկտրոնների օրբիտալները ՝ հաշվի առնելով դրանց առավելագույն համընկնումը
Բրինձ 4. SnCl 2 եւ SnCl 4 մոլեկուլների երկրաչափական ձեւը
Sn- ի էլեկտրաբացասականությունը 1.8 է: Cl - 3.0 Sn - Cl կապ, բևեռային, կովալենտ: Եկեք ներկայացնենք բևեռային կապերի երկբևեռ պահերի վեկտորները:
SnCl 2 և SnCl 4 մոլեկուլներում
SnCl 2 - բևեռային մոլեկուլ
SnCl 4-ը ոչ բևեռային մոլեկուլ է:
Նյութերը, կախված ջերմաստիճանից և ճնշումից, կարող են գոյություն ունենալ ագրեգացման գազային, հեղուկ և պինդ վիճակում:
Գազային վիճակում նյութերը առանձին մոլեկուլների տեսքով են:
Հեղուկ վիճակում `ագրեգատների տեսքով, որտեղ մոլեկուլները կապված են միջմոլեկուլային վան դեր Վաալսի ուժերով կամ ջրածնային կապերով: Ավելին, որքան ավելի բևեռային են մոլեկուլները, այնքան ավելի ամուր է կապը, և, արդյունքում, այնքան բարձր է հեղուկի եռման կետը:
Պինդ նյութերում կառուցվածքային մասնիկները կապված են ինչպես միջմոլեկուլային, այնպես էլ միջմոլեկուլային կապերով: Դասակարգել ՝ իոնային, մետաղական, ատոմային (կովալենտային), մոլեկուլային բյուրեղներ և խառը կապերով բյուրեղներ:
Վերահսկողության առաջադրանքներ
73. Ինչու՞ են քլոր և կալիում տարրերը ակտիվ, իսկ արգոն տարրը, որը գտնվում է նրանց միջև, անգործուն է:
74. Օգտագործելով վալենտային կապերի մեթոդը, բացատրեք, թե ինչու է ջրի մոլեկուլը (Н 2 О) բևեռային, իսկ մեթանի մոլեկուլը (СН 4) `ոչ բևեռ:
75. Ածխածնի օքսիդ (II) նյութը ակտիվ նյութ է, իսկ ածխածնի օքսիդը (IV) դասակարգվում է որպես ցածր ակտիվ նյութ: Բացատրեք ՝ օգտագործելով վալենտային կապի մեթոդը:
76. Ինչպես է փոխվում ազոտի եւ թթվածնի մոլեկուլների ուժը: Բացատրեք ՝ օգտագործելով վալենտային կապի մեթոդը:
77. Ինչու՞ են նատրիումի քլորիդի (NaCl) բյուրեղի հատկությունները տարբերվում նատրիումի (Na) բյուրեղի հատկություններից: Ինչպիսի՞ կապ է իրականացվում այս բյուրեղներում:
78. Վալենտային կապերի մեթոդով որոշեք ալյումինի քլորիդի եւ ջրածնի սուլֆիդի մոլեկուլների բեւեռականությունը:
79. Ի՞նչ տեսակի հիդրօքսիդներ են ռուբիդիումի հիդրօքսիդը: Բացատրեք ՝ օգտագործելով վալենտային կապի մեթոդը:
80. Հեղուկ ջրածնի ֆտորի եռման կետը 19.5 0 С է, իսկ հեղուկ ջրածնի քլորիդը (- 84.0 0 С): Ինչու՞ է եռման կետերի այդքան մեծ տարբերություն:
81. Վալենտային կապերի մեթոդով բացատրեք, թե ինչու ածխածնի տետրաքլորիդը (CCl 4) ոչ բևեռ է, իսկ քլորոֆորմը (CHCl 3) բևեռային նյութ:
82. Ինչպե՞ս է փոխվում կապերի ուժը CH 4 - SnH 4 մոլեկուլներում: Բացատրեք օգտագործելով վալենտային միացությունների մեթոդը:
83. Ի՞նչ հնարավոր միացություններ են կազմում տարրերը `կապար և բրոմ: Որոշեք այդ կապերի բևեռականությունը:
84. Վալենտային կապերի մեթոդի միջոցով որոշեք ազոտի մոլեկուլների եւ ազոտի (III) բրոմի բեւեռականությունը:
85. boilingրի եռման կետը 100 0 С, իսկ ծծմբաջրածինը (60.7 0 С): Ինչու՞ է եռման կետերի այդքան մեծ տարբերություն:
86. Որոշիր, թե որ միացության մեջ է ամուր կապն անագի բրոմիդը կամ ածխածնի բրոմը: Որոշեք այդ միացությունների բեւեռականությունը:
87. Վալենտային կապերի մեթոդի միջոցով որոշեք գալլիումի յոդիդի եւ բիսմուտի յոդիդի մոլեկուլների բեւեռականությունը:
88. Օգտագործելով քիմիական կապի տեսությունը, բացատրիր, թե ինչու է քսենոնը պատկանում ազնվական (ցածր ակտիվության) տարրերին:
89. Նշեք հիբրիդացման տեսակը (sp, sp 2, sp 3) միացությունների մեջ `BeCl 2, SiCl 4: Գծեք մոլեկուլների երկրաչափական ձևերը:
90. Նկարիր մոլեկուլներում կապերի տարածական դասավորությունը `բորի հիդրիդ և ֆոսֆորի (III) հիդրիդ: Որոշեք մոլեկուլների բևեռականությունը:
Կարգապահության վերահսկման առաջադրանքների մեթոդական ցուցումներ » Քիմիա»Նամակագրության դասընթացների ոչ քիմիական մասնագիտությունների ուսանողների համար: Մաս 1.
Կազմեց ՝ դոցենտ, բ.գ.թ. Օբուխով Վ.Մ.
օգնական Կոստարևա Է.Վ.
Ստորագրված է Գրելու թուղթ տպելու համար Թիվ 1
Պատվեր թիվ. խմբ. լ
Ձևաչափ 60/90/1/16: ՀԱՄԱԿԱՐԳ տպել լ
Տպագրված է RISO GR 3750 -ի վրա
Նավթի և գազի համալսարանի հրատարակչություն
Պետություն ուսումնական հաստատությունպրոֆեսիոնալ բարձրագույն կրթություն
«Տյումենի նավթագազային պետական համալսարան»
Նավթի և գազի համալսարանի հրատարակչության գործառնական տպագրության բաժին
625000, գ. Տյումեն, փող. Վոլոդարսկի, 38
