Химийн холбоо ба цахилгаан сөрөг чанар: хуваалцсан хосоос ион тор хүртэл

Холбоо яагаад үүсдэг вэ: энерги ба зайн хамаарал

Хол зайтай хоёр устөрөгчийн атом харилцан үйлчилдэггүй. Тэд ойртох тусам электрон бүр хоёр цөмд татагдаж, энерги буурна. Улам ойртвол хоёр цөм бие биенээ хүчтэй түлхэж, энерги өснө. Холбооны урт нь энэ энергийн нүхний ёроол дахь зай бөгөөд H₂-т 74 pm, нүхний гүн нь холбооны энерги бөгөөд OpenStax Chemistry 2e-ийн Хүснэгт 7.2-т H–H-д 436 kJ/mol.

Холбоо бүр таталцал ба түлхэлцлийн тэнцвэр тул холбоо тасрахад үргэлж энерги зарцуулагдаж, үүсэхэд үргэлж энерги ялгарна. Үүссэн холбоонууд нийтдээ тасарсан холбоонуудаас хүчтэй бол урвал экзотермик.

Цахилгаан сөрөг чанар ба ковалентаас ион хүртэлх шкал

Цахилгаан сөрөг чанар нь атом холбоон дахь хуваалцсан электронуудыг хэр хүчтэй татдагийг хэмждэг. Полингийн шкал хамгийн түгээмэл. Энэ нь хэмжсэн шинж чанар биш, хэмжээсгүй, тооцоолсон тоо. OpenStax-ийн Зураг 7.6-д фтор 4.0-ээр хамгийн өндөр, араас нь хүчилтөрөгч 3.5, азот ба хлор 3.0, харин 1-р бүлгийн металлууд хамгийн бага, жишээ нь натри 0.9. Утгууд үеийн дагуу өсч, бүлгээр доошлоход буурна.

Холбогдсон хоёр атомын ΔEN зөрүү холбооны төрлийг ойролцоогоор өгнө. OpenStax дараах чиглүүлэх хязгааруудыг ашигладаг: 0.4-өөс бага бол туйлгүй ковалент; 0.4-өөс 1.8 бол туйлт ковалент; 1.8-аас их бол ион. Илүү цахилгаан сөрөг атом хэсэгчилсэн сөрөг цэнэг δ−-ийг зөөнө.

Хязгаарууд нь бодит үл хамаарах тохиолдолтой чиглүүлэг. HF нь ΔEN = 1.9 боловч ковалент молекул, харин Si–F холбоо бүрт ΔEN = 2.2 бүхий SiF₄ молекул хий. ΔEN-ийг холбоонуудыг харьцуулахад ашигла, нэгдлийг итгэлтэйгээр ангилахад биш.

Бодит жишээ: зургаан холбоог туйлшралаар эрэмбэлэх

B–H, C–Br, N–O, P–Cl, Al–Cl ба K–Br-ийг хамгийн бага туйлтаас хамгийн их туйлт хүртэл OpenStax-ийн Зураг 7.6 дахь Полингийн хуучин утгуудаар эрэмбэл: 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 ба K 0.8.

Зөрүүнүүд нь B–H 0.1, C–Br 0.3, N–O 0.5, P–Cl 0.9, Al–Cl 1.5 ба K–Br 2.0 бөгөөд энэ нь эрэмбэ юм. Хоёр үр дүн олон сурагчийг гайхшруулдаг. B–H-д устөрөгч сөрөг төгсгөл, учир нь бор устөрөгчөөс бага цахилгаан сөрөг. Мөн K–Br ион мужид орох нь калийн бромид ион хатуу бодис байдагтай нийцэх бол Al–Cl туйлт ковалент мужийн дээд хэсэгт ойр байрлана; хөнгөн цагааны хлоридыг зарим фазад ион, заримд нь молекул гэж тодорхойлдог.

Дипольын момент ба ион шинжийн хувь

Туйлт холбоо μ = Qr дипольын моменттой бөгөөд энэ нь салсан цэнэгийн хэмжээг цэнэгүүдийн хоорондох зайгаар үржүүлсэн үржвэр. Дипольын моментыг ихэвчлэн дебайгаар өгдөг: 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m. Хэрэв электроны бүтэн цэнэг 1.602 × 10⁻¹⁹ C-г 1 Å зайд шилжүүлсэн бол дипольын момент 4.803 D болно. Хэмжсэн μ-г энэ бүрэн ион утгатай харьцуулбал ион шинжийн ойролцоо хувийг өгнө: (хэмжсэн μ / бүрэн ион μ) × 100.

1-р жишээ. NIST Chemistry WebBook хийн фазын H³⁵Cl-д μ = 1.1085 D ба тэнцвэрийн холбооны урт 1.27455 Å гэж жагсаасан. Тэр зайд бүрэн ион H⁺Cl⁻ μ = 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D-тэй байх байсан. Ион шинжийн хувь 1.1085/6.122 × 100 = 18.1%. WebBook-ийн μ = 1.82618 D ба r = 0.91680 Å утгатай HF-ийн хувьд бүрэн ион утга 4.404 D, ион шинж 41.5%.

Эрэмбэ нь ΔEN-тэй (HCl-д 0.9, HF-д 1.9) таарч байгаа ч тоонууд том ΔEN ч гэсэн цэнэгийн бүрэн шилжилтээс хэр хол байгааг харуулна. HF нь зөвхөн ΔEN-ээс нь харахаас илүү ковалент төгсгөлд ойр.

Торын энерги ба Кулоны хууль

Ион хатуу бодисыг талст дахь катион бүр ба анион бүрийн хоорондох таталцал барьдаг. Түүний торын энерги нь нэг моль хатуу бодисыг хийн ионууд болгон салгахад шаардагдах энерги. OpenStax үүнийг эерэг гэж тодорхойлдог боловч зарим сурах бичиг урвуу процессыг ашиглан сөрөг утга өгдөг тул эхлээд тэмдгийн тохиролцоог шалга.

Кулоны хуулиар таталцал ионуудын цэнэгийн үржвэрийн хамт өсч, ионуудын хоорондох зай өсөхөд буурна. Ихэвчлэн цэнэг давамгайлна. OpenStax-ийн 7.5-р хэсэг LiF-ийг 1023 kJ/mol, ионууд нь 2+ ба 2− цэнэгтэй MgO-г 3900 kJ/mol гэж жагсаасан нь бараг дөрөв дахин их. Дараа нь хэмжээ нөлөөлнө: MgF₂ 2957 kJ/mol, MgI₂ 2327 kJ/mol, учир нь том иодид ион цэнэгүүдийг илүү хол байлгадаг.

Бодит жишээ: натрийн хлоридын Борн–Габерын цикл

Торын энергийг шууд хэмжих боломжгүй тул Гессийн хуулийн циклээр олдог. NaCl(s)-ийг элементүүдээс нь бүх алхам нь хэмжигдэх шууд бус замаар бүтээж, дараа нь тэр зам шууд үүсгэлийн урвалтай ижил нийлбэр өгөх ёстой гэж шаард.

2-р жишээ. Дараах алхмуудыг ашигла. Натрийг сублимацлах, Na(s) → Na(g): +107.5 kJ/mol, OpenStax-ийн Хавсралт G-ийн Na(g)-ийн ΔH°f. Хлорын атом гаргах, ½ Cl₂(g) → Cl(g): +121.3 kJ/mol, Cl(g)-ийн ΔH°f. Натрийг ионжуулах, Na(g) → Na⁺(g) + e⁻: +495.8 kJ/mol, NIST-ийн 5.1391 eV утгаас. Хлорт электрон нэмэх, Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g): −348.6 kJ/mol, NIST Chemistry WebBook дахь 3.6131 eV электрон ханамжаас. Эцэст нь Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) нь торын энерги U-г ялгаруулна.

Нийт урвал нь Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s), ΔH°f = −411.2 kJ/mol. Иймээс 107.5 + 121.3 + 495.8 − 348.6 − U = −411.2, үүнээс U = 787.2 kJ/mol. Ионжилт электрон ханамжийн буцааж өгөхөөс илүү энерги шаарддагийг анзаар. Том торын энергигүйгээр NaCl-ийг элементүүдээс нь үүсгэх нь экзотермик байхгүй. NaCl-ийн нийтлэгдсэн торын энерги ашигласан өгөгдөл ба аргаас хамаарч хэдэн хувиар ялгаатай (OpenStax 769 kJ гэж иш татдаг) тул сүүлийн цифрүүдийг биш хандлагыг харьцуул.

Холбооны энергиэс урвалын энтальпийг үнэлэх

Хийн фазын урвалд ΔH-г холбоо тоолж үнэлж болно: ΔH ≈ Σ(тасарсан холбооны энерги) − Σ(үүссэн холбооны энерги). Хүснэгтийн холбооны энерги нь олон молекулын дундаж тул үр дүн зөвхөн үнэлгээ бөгөөд үүсгэлийн энтальпиас гарсан утгаас хэдэн арван килоджоулиар зөрж болно.

3-р жишээ. C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g)-ийн ΔH-г үнэл. Этиленийн дөрвөн C–H холбоо хадгалагдах тул тэдгээрийг үл тоо. Тасрах: нэг C=C (611 kJ/mol) ба нэг H–H (436 kJ/mol), нийт 1047 kJ. Үүсэх: нэг C–C (345 kJ/mol) ба хоёр шинэ C–H (2 × 415 kJ/mol), нийт 1175 kJ. ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ. Хавсралт G-ээс авсан үүсгэлийн энтальпийн утга −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ. Үнэлгээ зөв тэмдэгтэй бөгөөд ойролцоогоор 6%-ийн дотор байна.

Зайлсхийх ёстой холбооны буруу ойлголтууд

Ихэнх алдаа ойролцоо чиглүүлгийг яг дүрэм гэж үзэхээс эсвэл тэмдгийн тохиролцоог хольж хутгахаас үүснэ. Хамгийн түгээмэл нь эдгээр.

• ΔEN = 1.8-ыг ковалент ба ионы хоорондох хурц шугам гэж үзэх. Шкал тасралтгүй бөгөөд HF ба SiF₄ зэрэг нэгдлүүд дүрмийг зөрчдөг.
• Цахилгаан сөрөг чанарыг электрон ханамжтай андуурах. Электрон ханамж бол хийн атомын хэмжсэн энерги; цахилгаан сөрөг чанар холбоон дахь атомыг дүрсэлнэ.
• Илүү цахилгаан сөрөг атом үргэлж таны хүлээсэн бус металл байна гэж үзэх. Хүснэгтийг шалга: B–H ба Si–H холбоонд устөрөгч сөрөг төгсгөл.
• Холбооны энергийн томьёог урвуулах. Энэ нь тасарсан холбоо хасах үүссэн холбоо бөгөөд үүсгэлийн энтальпийн томьёоны эсрэг дараалал.
• Нэг Борн–Габерын цикл дотор торын энергийн тэмдгийн тохиролцоог хольж хэрэглэх.
• Давхар холбоог хоёр дан холбоо гэж тоолох. C=C холбоо (611 kJ/mol) хоёр C–C холбооноос (690 kJ/mol) сул.