Քիմիական կապ և էլեկտրաբացասականություն՝ ընդհանուր զույգերից մինչև իոնային ցանցեր

Ինչու է կապ առաջանում՝ էներգիան ըստ հեռավորության

Իրարից հեռու գտնվող ջրածնի երկու ատոմները չեն փոխազդում։ Երբ նրանք մոտենում են, յուրաքանչյուր էլեկտրոն ձգվում է երկու միջուկների կողմից, և էներգիան նվազում է։ Ավելի մոտ հեռավորության վրա երկու միջուկները ուժեղ վանում են իրար, և էներգիան աճում է։ Կապի երկարությունը այս էներգիական փոսի հատակին համապատասխանող հեռավորությունն է՝ H₂-ի համար 74 pm, իսկ փոսի խորությունը կապի էներգիան է՝ H–H-ի համար 436 kJ/mol՝ ըստ OpenStax Chemistry 2e-ի Աղյուսակ 7.2-ի։

Յուրաքանչյուր կապ ձգողության և վանման հավասարակշռություն է, ուստի կապը խզելը միշտ էներգիա է պահանջում, իսկ կապ առաջացնելը միշտ էներգիա է անջատում։ Ռեակցիան էկզոթերմ է, երբ առաջացած կապերն ընդհանուր առմամբ ավելի ամուր են, քան խզվածները։

Էլեկտրաբացասականություն և կովալենտից իոնային սանդղակը

Էլեկտրաբացասականությունը չափում է, թե որքան ուժեղ է ատոմը ձգում կապի ընդհանուր էլեկտրոնները։ Պոլինգի սանդղակն ամենատարածվածն է։ Այն անչափ, հաշվարկված թիվ է, այլ ոչ թե չափված հատկություն։ OpenStax-ի Նկար 7.6-ում ամենաբարձրը ֆտորն է՝ 4.0, որին հաջորդում են թթվածինը՝ 3.5, ազոտն ու քլորը՝ 3.0, իսկ ամենացածրը 1-ին խմբի մետաղներն են, օրինակ՝ նատրիումը՝ 0.9։ Արժեքներն աճում են պարբերությամբ և նվազում խմբով ներքև։

Կապված երկու ատոմների ΔEN տարբերությունը տալիս է կապի մոտավոր տեսակը։ OpenStax-ն օգտագործում է այս ուղենշային սահմանները՝ 0.4-ից ցածր՝ ոչ բևեռային կովալենտ, 0.4-ից 1.8՝ բևեռային կովալենտ, 1.8-ից բարձր՝ իոնային։ Ավելի էլեկտրաբացասական ատոմը կրում է մասնակի բացասական լիցքը՝ δ−։

Սահմանները ուղենիշներ են՝ իրական բացառություններով։ HF-ն ունի ΔEN = 1.9, բայց կովալենտ մոլեկուլ է, իսկ SiF₄-ը՝ յուրաքանչյուր Si–F կապի համար ΔEN = 2.2-ով, մոլեկուլային գազ է։ ΔEN-ն օգտագործեք կապերը համեմատելու, այլ ոչ թե միացությունը վստահաբար դասակարգելու համար։

Լուծված օրինակ՝ վեց կապի դասավորումն ըստ բևեռայնության

B–H, C–Br, N–O, P–Cl, Al–Cl և K–Br կապերը դասավորեք ամենաքիչ բևեռայինից մինչև ամենաբևեռայինը՝ օգտագործելով OpenStax-ի Նկար 7.6-ի Պոլինգի հին արժեքները՝ H 2.1, B 2.0, C 2.5, N 3.0, O 3.5, Al 1.5, P 2.1, Cl 3.0, Br 2.8 և K 0.8։

Տարբերություններն են՝ B–H 0.1, C–Br 0.3, N–O 0.5, P–Cl 0.9, Al–Cl 1.5 և K–Br 2.0, ինչը և դասավորությունն է։ Երկու արդյունք զարմացնում է շատ ուսանողների։ B–H-ում ջրածինն է բացասական ծայրը, քանի որ բորը ջրածնից պակաս էլեկտրաբացասական է։ Իսկ K–Br-ն ընկնում է իոնային տիրույթում, ինչը համապատասխանում է այն փաստին, որ կալիումի բրոմիդը իոնային պինդ նյութ է, մինչդեռ Al–Cl-ը գտնվում է բևեռային կովալենտ տիրույթի վերին մասի մոտ. ալյումինի քլորիդը որոշ ֆազերում նկարագրվում է որպես իոնային, իսկ մյուսներում՝ որպես մոլեկուլային։

Դիպոլային մոմենտներ և իոնային բնույթի տոկոս

Բևեռային կապն ունի μ = Qr դիպոլային մոմենտ՝ բաժանված լիցքի մեծության և լիցքերի միջև հեռավորության արտադրյալը։ Դիպոլային մոմենտները սովորաբար տրվում են դեբայներով՝ 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m։ Եթե էլեկտրոնի լրիվ լիցքը՝ 1.602 × 10⁻¹⁹ C, տեղափոխվեր 1 Å հեռավորությամբ, դիպոլային մոմենտը կլիներ 4.803 D։ Չափված μ-ն այս լրիվ իոնային արժեքի հետ համեմատելը տալիս է իոնային բնույթի մոտավոր տոկոսը՝ (μ չափված / μ լրիվ իոնային) × 100։

Լուծված օրինակ 1։ NIST Chemistry WebBook-ը գազային փուլի H³⁵Cl-ի համար նշում է μ = 1.1085 D և կապի հավասարակշռային երկարություն՝ 1.27455 Å։ Այդ հեռավորության վրա լրիվ իոնային H⁺Cl⁻-ը կունենար μ = 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D։ Իոնային բնույթի տոկոսը 1.1085/6.122 × 100 = 18.1% է։ HF-ի համար, WebBook-ի μ = 1.82618 D և r = 0.91680 Å արժեքներով, լրիվ իոնային արժեքը 4.404 D է, իսկ իոնային բնույթը՝ 41.5%։

Դասավորությունը համընկնում է ΔEN-ի հետ (HCl-ի համար 0.9, HF-ի համար 1.9), բայց թվերը ցույց են տալիս, թե որքան հեռու է նույնիսկ մեծ ΔEN-ը լիցքի լրիվ փոխանցումից։ HF-ն ավելի մոտ է կովալենտ ծայրին, քան ենթադրում է միայն նրա ΔEN-ը։

Ցանցի էներգիա և Կուլոնի օրենքը

Իոնային պինդ նյութը միասին է պահվում բյուրեղի յուրաքանչյուր կատիոնի և յուրաքանչյուր անիոնի միջև ձգողությամբ։ Նրա ցանցի էներգիան այն էներգիան է, որն անհրաժեշտ է պինդ նյութի մեկ մոլը գազային իոնների բաժանելու համար։ OpenStax-ն այն սահմանում է որպես դրական, բայց որոշ դասագրքեր օգտագործում են հակառակ գործընթացը և տալիս բացասական արժեքներ, ուստի նախ ստուգեք նշանի պայմանականությունը։

Կուլոնի օրենքի համաձայն՝ ձգողությունն աճում է իոնների լիցքերի արտադրյալի հետ և նվազում իոնների միջև հեռավորության աճին զուգընթաց։ Սովորաբար գերակշռում է լիցքը։ OpenStax-ի 7.5 բաժինը LiF-ի համար նշում է 1023 kJ/mol, իսկ MgO-ի համար, որի իոններն ունեն 2+ և 2− լիցքեր, 3900 kJ/mol՝ գրեթե չորս անգամ ավելի մեծ։ Հաջորդ կարևոր գործոնը չափն է. MgF₂-ը 2957 kJ/mol է, իսկ MgI₂-ը՝ 2327 kJ/mol, քանի որ ավելի մեծ յոդիդ իոնը լիցքերն ավելի հեռու է պահում իրարից։

Լուծված օրինակ՝ նատրիումի քլորիդի Բորն–Հաբերի ցիկլը

Ցանցի էներգիաները հնարավոր չէ ուղղակիորեն չափել, ուստի դրանք գտնում են Հեսի օրենքի ցիկլով։ NaCl(s)-ը կառուցեք իր տարրերից անուղղակի ճանապարհով, որի բոլոր քայլերը չափելի են, ապա պահանջեք, որ այդ ճանապարհը տա նույն գումարը, ինչ ուղղակի առաջացման ռեակցիան։

Լուծված օրինակ 2։ Օգտագործեք հետևյալ քայլերը։ Նատրիումի սուբլիմացում՝ Na(s) → Na(g). +107.5 kJ/mol՝ Na(g)-ի ΔH°f-ը OpenStax-ի Հավելված G-ից։ Քլորի ատոմների ստացում՝ ½ Cl₂(g) → Cl(g). +121.3 kJ/mol՝ Cl(g)-ի ΔH°f-ը։ Նատրիումի իոնացում՝ Na(g) → Na⁺(g) + e⁻. +495.8 kJ/mol՝ NIST-ի 5.1391 eV արժեքից։ Էլեկտրոնի միացում քլորին՝ Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g). −348.6 kJ/mol՝ NIST Chemistry WebBook-ի 3.6131 eV էլեկտրոնակապակցությունից։ Վերջապես, Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) քայլն անջատում է ցանցի էներգիան՝ U-ն։

Ընդհանուր ռեակցիան Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s) է՝ ΔH°f = −411.2 kJ/mol։ Հետևաբար 107.5 + 121.3 + 495.8 − 348.6 − U = −411.2, որտեղից U = 787.2 kJ/mol։ Նկատեք, որ իոնացումն ավելի շատ էներգիա է պահանջում, քան վերադարձնում է էլեկտրոնակապակցությունը։ Առանց մեծ ցանցի էներգիայի՝ NaCl-ի առաջացումն իր տարրերից էկզոթերմ չէր լինի։ NaCl-ի հրապարակված ցանցի էներգիաները տարբերվում են մի քանի տոկոսով՝ կախված օգտագործված տվյալներից և եղանակից (OpenStax-ը նշում է 769 kJ), ուստի համեմատեք օրինաչափությունները, այլ ոչ թե վերջին թվանշանները։

Ռեակցիայի էնթալպիայի գնահատումը կապի էներգիաներից

Գազային փուլի ռեակցիաների համար ΔH-ը կարող եք գնահատել՝ հաշվելով կապերը՝ ΔH ≈ Σ(խզված կապերի էներգիաներ) − Σ(առաջացած կապերի էներգիաներ)։ Աղյուսակավորված կապի էներգիաները բազմաթիվ մոլեկուլների միջինացված արժեքներ են, ուստի արդյունքը միայն գնահատական է և կարող է առաջացման էնթալպիաներից ստացված արժեքից տարբերվել տասնյակ կիլոջոուլներով։

Լուծված օրինակ 3։ Գնահատեք ΔH-ը C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g) ռեակցիայի համար։ Էթիլենի չորս C–H կապերը պահպանվում են, ուստի անտեսեք դրանք։ Խզվում են՝ մեկ C=C (611 kJ/mol) և մեկ H–H (436 kJ/mol), ընդհանուր 1047 kJ։ Առաջանում են՝ մեկ C–C (345 kJ/mol) և երկու նոր C–H (2 × 415 kJ/mol), ընդհանուր 1175 kJ։ ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ։ Առաջացման էնթալպիաներից ստացված արժեքը՝ Հավելված G-ից, −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ է։ Գնահատականն ունի ճիշտ նշան և տարբերվում է մոտ 6%-ի սահմաններում։

Կապի մասին թյուրըմբռնումներ, որոնցից պետք է խուսափել

Սխալների մեծ մասն առաջանում է մոտավոր ուղենիշները ճշգրիտ կանոններ համարելուց կամ նշանի պայմանականությունները խառնելուց։ Ահա ամենատարածվածները։

• ΔEN = 1.8-ը համարել կովալենտի և իոնայինի միջև հստակ սահման։ Սանդղակն անընդհատ է, և HF-ի ու SiF₄-ի նման միացությունները խախտում են կանոնը։
• Շփոթել էլեկտրաբացասականությունը էլեկտրոնակապակցության հետ։ Էլեկտրոնակապակցությունը գազային ատոմի չափված էներգիա է. էլեկտրաբացասականությունը նկարագրում է ատոմը կապի մեջ։
• Ենթադրել, որ ավելի էլեկտրաբացասական ատոմը միշտ այն ոչ մետաղն է, որը կսպասեիք։ Ստուգեք աղյուսակը. B–H և Si–H կապերում ջրածինն է բացասական ծայրը։
• Կապի էներգիաների բանաձևը շրջել։ Այն խզված կապեր մինուս առաջացած կապեր է՝ առաջացման էնթալպիայի բանաձևի հակառակ կարգով։
• Մեկ Բորն–Հաբերի ցիկլի ներսում խառնել ցանցի էներգիայի նշանի պայմանականությունները։
• Կրկնակի կապը հաշվել որպես երկու միակի կապ։ C=C կապը (611 kJ/mol) ավելի թույլ է, քան երկու C–C կապը (690 kJ/mol)։