Nh3 bir tür kimyasal bağdır. NH3 maddesinin özellikleri ve adı nedir? Amonyağın fiziksel özellikleri

Soru bölümünde Kimya çözmeme yardım edin lütfen. Yazar tarafından belirtilen NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... moleküllerindeki bağ tipini belirtin Evgeny_1991 en iyi cevap 1) NH3 bağ tipi cov. kutupsal. Bir bağ oluşumunda üç eşleşmemiş nitrojen elektronu ve bir hidrojen elektronu rol alır. Pi bağı yoktur. sp3 hibridizasyonu. Molekülün şekli piramidaldir (bir yörünge hibridizasyona katılmaz, tetrahedron bir piramide dönüşür)
CaCl2 tipi bağ iyoniktir. Bağ oluşumu, iki klor atomunu kabul eden ve üçüncü seviyelerini tamamlayan yörüngedeki iki kalsiyum elektronunu içerir. pi bağı yok, hibridizasyon tipi sp. uzayda 180 derecelik bir açıyla bulunurlar
Al2O3 bağ tipi iyoniktir. Oksijenin kabul ettiği ve ikinci seviyesini tamamlayan bağın oluşumunda alüminyumun s ve p yörüngelerinden üç elektron yer alır. O=Al-O-Al=O. Oksijen ve alüminyum arasında pi bağları vardır. büyük olasılıkla sp hibridizasyon tipi.
BaS tipi bağ iyoniktir. baryumun iki elektronu kükürt tarafından kabul edilir. Ba=S bir pi bağıdır. hibridizasyon sp. Düz molekül.
2) AgNO3
katotta gümüş azalır
K Ag+ + e = Ag
su anotta oksitlenir
A 2H2O - 4e = O2 + 4H+
Faraday yasasına göre (her neyse...) katotta salınan maddenin kütlesi (hacmi), çözeltiden geçen elektrik miktarıyla orantılıdır.
m(Ag) = Me/zF *I*t = 32,23 g
V(O2) = Ve/F *I*t = 1,67 l

.

Atomların birbirleriyle birleşerek hem basit hem de karmaşık maddeler oluşturabildiğini biliyorsunuz. Bu durumda çeşitli türde kimyasal bağlar oluşur: iyonik, kovalent (polar olmayan ve polar), metalik ve hidrojen. Element atomlarının, aralarında ne tür bir bağın (iyonik veya kovalent) oluştuğunu belirleyen en temel özelliklerinden biri. Bu elektronegatifliktir, yani. Bir bileşikteki atomların elektronları çekebilme yeteneği.

Elektronegatifliğin koşullu niceliksel bir değerlendirmesi, göreceli elektronegatiflik ölçeği tarafından verilir.

Dönemlerde, elementlerin elektronegatifliğinin artması ve gruplar halinde azalması yönünde genel bir eğilim vardır. Elementler, farklı periyotlarda bulunan elementlerin elektronegatifliğinin karşılaştırılabileceği şekilde, elektronegatifliklerine göre arka arkaya düzenlenir.

Kimyasal bağın türü, elementlerin bağlanan atomlarının elektronegatiflik değerlerindeki farkın ne kadar büyük olduğuna bağlıdır. Bağı oluşturan elementlerin atomları elektronegatiflik açısından ne kadar farklıysa, kimyasal bağ da o kadar polar olur. Kimyasal bağ türleri arasında keskin bir sınır çizmek mümkün değildir. Çoğu bileşikte kimyasal bağ türü orta düzeydedir; örneğin, oldukça polar bir kovalent kimyasal bağ, iyonik bir bağa yakındır. Bir kimyasal bağ, sınırlayıcı durumlardan hangisinin doğada daha yakın olduğuna bağlı olarak, iyonik veya kovalent polar bağ olarak sınıflandırılır.

İyonik bir bağ, elektronegatiflik açısından birbirinden keskin bir şekilde farklı olan atomların etkileşimi ile oluşur.Örneğin, tipik metaller lityum (Li), sodyum (Na), potasyum (K), kalsiyum (Ca), stronsiyum (Sr), baryum (Ba), tipik metal olmayan maddelerle, özellikle de halojenlerle iyonik bağlar oluşturur.

Alkali metal halojenürlerin yanı sıra alkaliler ve tuzlar gibi bileşiklerde de iyonik bağlar oluşur. Örneğin, sodyum hidroksit (NaOH) ve sodyum sülfatta (Na2S04) iyonik bağlar yalnızca sodyum ve oksijen atomları arasında bulunur (geri kalan bağlar polar kovalenttir).

Aynı elektronegatifliğe sahip atomlar etkileşime girdiğinde kovalent polar olmayan bağa sahip moleküller oluşur. Böyle bir bağ, aşağıdaki basit maddelerin moleküllerinde mevcuttur: H2, F2, Cl2, O2, N2. Bu gazlardaki kimyasal bağlar, paylaşılan elektron çiftleri aracılığıyla oluşturulur; atomlar birbirine yaklaştığında meydana gelen elektron-nükleer etkileşimi nedeniyle karşılık gelen elektron bulutları üst üste bindiğinde.

Maddelerin elektronik formüllerini oluştururken, her ortak elektron çiftinin, karşılık gelen elektron bulutlarının örtüşmesinden kaynaklanan artan elektron yoğunluğunun geleneksel bir görüntüsü olduğu unutulmamalıdır.

Elektronegatiflik değerleri farklı olan ancak keskin olmayan atomlar etkileşime girdiğinde, ortak elektron çifti daha elektronegatif bir atoma kayar. Bu, hem inorganik hem de organik bileşiklerde bulunan en yaygın kimyasal bağ türüdür.

Kovalent bağlar ayrıca, örneğin hidronyum ve amonyum iyonlarında bir donör-alıcı mekanizması tarafından oluşturulan bağları da tamamen içerir.

Metal bağlantı.

Nispeten serbest elektronların metal iyonlarıyla etkileşimi sonucu oluşan bağa metalik bağ denir. Bu tür bir bağ, basit maddelerin - metallerin karakteristiğidir.

Metal bağ oluşumu sürecinin özü şu şekildedir: metal atomları kolaylıkla değerlik elektronlarından vazgeçer ve pozitif yüklü iyonlara dönüşür. Atomdan ayrılan nispeten serbest elektronlar pozitif metal iyonları arasında hareket eder. Aralarında metalik bir bağ ortaya çıkar, yani. Elektronlar, metallerin kristal kafesinin pozitif iyonlarını olduğu gibi yapıştırır.

Hidrojen bağı.

Bir molekülün hidrojen atomları ile güçlü elektronegatif bir elementin atomu arasında oluşan bağ(O,N,F) başka bir moleküle hidrojen bağı denir.

Şu soru ortaya çıkabilir: Hidrojen neden bu kadar spesifik bir kimyasal bağ oluşturuyor?

Bu, hidrojenin atom yarıçapının çok küçük olmasıyla açıklanmaktadır. Ek olarak, tek elektronunu değiştirirken veya tamamen bağışlarken, hidrojen nispeten yüksek bir pozitif yük elde eder, bu nedenle bir molekülün hidrojeni, diğer moleküllerin (HF) bileşimine giren kısmi bir negatif yüke sahip elektronegatif elementlerin atomlarıyla etkileşime girer. , H20, NH3) .

Bazı örneklere bakalım. Suyun bileşimini genellikle H 2 O kimyasal formülüyle temsil ederiz. Ancak bu tamamen doğru değildir. Suyun bileşimini (H2O)n formülüyle belirtmek daha doğru olacaktır; burada n = 2,3,4 vb. Bu, bireysel su moleküllerinin hidrojen bağları yoluyla birbirine bağlanmasıyla açıklanır. .

Hidrojen bağları genellikle noktalarla gösterilir. İyonik veya kovalent bağlardan çok daha zayıftır ancak sıradan moleküller arası etkileşimlerden daha güçlüdür.

Hidrojen bağlarının varlığı, sıcaklığın azalmasıyla birlikte su hacmindeki artışı açıklamaktadır. Bunun nedeni, sıcaklık düştükçe moleküllerin güçlenmesi ve dolayısıyla "paketlenmelerinin" yoğunluğunun azalmasıdır.

Organik kimyayı incelerken şu soru ortaya çıktı: Alkollerin kaynama noktaları neden karşılık gelen hidrokarbonlardan çok daha yüksek? Bu, alkol molekülleri arasında da hidrojen bağlarının oluşmasıyla açıklanmaktadır.

Alkollerin kaynama noktaları da moleküllerinin genişlemesi nedeniyle ortaya çıkar.

Hidrojen bağı aynı zamanda diğer birçok organik bileşiğin (fenoller, karboksilik asitler vb.) Organik kimya ve genel biyoloji derslerinden, bir hidrojen bağının varlığının proteinlerin ikincil yapısını, DNA'nın çift sarmal yapısını, yani tamamlayıcılık olgusunu açıkladığını biliyorsunuz.

TANIM

Amonyak- hidrojen nitrür.

Formül – NH3. Molar kütle – 17 g/mol.

Amonyağın fiziksel özellikleri

Amonyak (NH3), keskin bir kokuya ("amonyak" kokusu) sahip, havadan daha hafif, suda oldukça çözünür (bir hacim su 700 hacim amonyağa kadar çözecektir) renksiz bir gazdır. Konsantre amonyak çözeltisi %25 (kütle) amonyak içerir ve yoğunluğu 0,91 g/cm3'tür.

Amonyak molekülündeki atomlar arasındaki bağlar kovalenttir. AB 3 molekülünün genel görünümü. Azot atomunun tüm değerlik yörüngeleri hibridizasyona girer, bu nedenle amonyak molekülünün hibridizasyon tipi sp3'tür. Amonyak, AB 3 E tipinde geometrik bir yapıya sahiptir - üçgen piramit (Şekil 1).

Pirinç. 1. Amonyak molekülünün yapısı.

Amonyağın kimyasal özellikleri

Amonyak kimyasal olarak oldukça aktiftir; birçok maddeyle reaksiyona girer. Amonyak “-3” içindeki nitrojenin oksidasyon derecesi minimumdur, bu nedenle amonyak yalnızca indirgeyici özellikler gösterir.

Amonyak halojenler, ağır metal oksitler ve oksijen ile ısıtıldığında nitrojen oluşur:

2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr

2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O

4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H20

Bir katalizör varlığında amonyak nitrojen okside (II) oksitlenebilir:

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (katalizör - platin)

VI ve VII gruplarının metal olmayan hidrojen bileşiklerinin aksine, amonyak asidik özellikler göstermez. Ancak molekülündeki hidrojen atomları hala metal atomlarıyla yer değiştirebilme özelliğine sahiptir. Hidrojenin tamamı bir metalle yer değiştirdiğinde nitrür adı verilen bileşikler oluşur ve bunlar da nitrojenin metalle yüksek sıcaklıklarda doğrudan etkileşimi sonucu elde edilebilir.

Amonyağın temel özellikleri nitrojen atomunda yalnız bir elektron çiftinin bulunmasından kaynaklanmaktadır. Sudaki amonyak çözeltisi alkalidir:

NH3 + H20 ↔ NH4OH ↔ NH4 + + OH —

Amonyak asitlerle etkileşime girdiğinde, ısıtıldığında ayrışan amonyum tuzları oluşur:

NH3 + HCl = NH4Cl

NH4Cl = NH3 + HCl (ısıtıldığında)

Amonyak üretimi

Amonyak üretimi için endüstriyel ve laboratuvar yöntemleri vardır. Laboratuvarda amonyak, alkalilerin ısıtıldığında amonyum tuzlarının çözeltileri üzerindeki etkisiyle elde edilir:

NH4Cl + KOH = NH3 + KCl + H20

NH4 + + OH - = NH3 + H20

Bu reaksiyon amonyum iyonları için nitelikseldir.

Amonyak uygulaması

Amonyak üretimi dünya çapında en önemli teknolojik süreçlerden biridir. Dünyada her yıl yaklaşık 100 milyon ton amonyak üretiliyor. Amonyak sıvı halde veya% 25'lik sulu çözelti - amonyak suyu formunda salınır. Amonyağın ana kullanım alanları nitrik asit üretimi (daha sonra nitrojen içeren mineral gübrelerin üretimi), amonyum tuzları, üre, heksamin, sentetik lifler (naylon ve naylon) üretimidir. Amonyak, endüstriyel soğutma ünitelerinde soğutucu olarak ve pamuk, yün ve ipeğin temizlenmesinde ve boyanmasında ağartma maddesi olarak kullanılır.

Problem çözme örnekleri

ÖRNEK 1

3.3.1 Kovalent bağ antiparalel spinlerle eşleşmemiş elektronları taşıyan elektron bulutlarının örtüşmesi nedeniyle oluşan iki merkezli, iki elektronlu bir bağdır. Kural olarak, bir kimyasal elementin atomları arasında oluşur.

Kantitatif olarak değerlik ile karakterize edilir. Elementin değerliliği - bu, atomik değerlik bandında bulunan serbest elektronlar nedeniyle belirli sayıda kimyasal bağ oluşturma yeteneğidir.

Kovalent bir bağ yalnızca atomlar arasında bulunan bir çift elektron tarafından oluşturulur. Buna bölünmüş çift denir. Kalan elektron çiftlerine yalnız çiftler denir. Kabukları doldururlar ve bağlanmada rol almazlar. Atomlar arasındaki bağlantı yalnızca bir değil, iki hatta üç bölünmüş çift tarafından da gerçekleştirilebilir. Bu tür bağlantılara denir çift vesaire sürüsü - çoklu bağlantı.

3.3.1.1 Kovalent polar olmayan bağ. Her iki atoma da eşit miktarda ait olan elektron çiftlerinin oluşmasıyla oluşan bağa denir. kovalent polar olmayan. Pratik olarak eşit elektronegatifliğe (0.4 > ΔEO > 0) sahip atomlar arasında meydana gelir ve dolayısıyla homonükleer moleküllerdeki atomların çekirdekleri arasında elektron yoğunluğunun düzgün bir dağılımı olur. Örneğin H2, O2, N2, Cl2, vb. Bu tür bağların dipol momenti sıfırdır. Doymuş hidrokarbonlardaki (örneğin CH4'teki) CH bağının pratik olarak polar olmadığı kabul edilir, çünkü ΔEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.

3.3.1.2 Kovalent polar bağ. Bir molekül iki farklı atomdan oluşuyorsa, elektron bulutlarının (orbitallerin) örtüşme bölgesi atomlardan birine doğru kayar ve böyle bir bağa denir. kutupsal . Böyle bir bağda atomlardan birinin çekirdeğinin yakınında elektron bulma olasılığı daha yüksektir. Örneğin HCl, H 2 S, PH 3.

Polar (simetrik olmayan) kovalent bağ - farklı elektronegatifliğe (2 > ΔEO > 0,4) sahip atomlar arasında bağlanma ve ortak elektron çiftinin asimetrik dağılımı. Tipik olarak iki metal olmayan arasında oluşur.

Böyle bir bağın elektron yoğunluğu daha elektronegatif bir atoma doğru kayar, bu da üzerinde kısmi bir negatif yükün (delta eksi) ve daha azında kısmi bir pozitif yükün (delta artı) ortaya çıkmasına neden olur. elektronegatif atom.

C ?  .

Elektron yer değiştirmesinin yönü de bir okla gösterilir:

CCl, CO, CN, OH, CMg.

Bağlanan atomların elektronegatifliğindeki fark ne kadar büyük olursa, bağın polaritesi de o kadar yüksek olur ve dipol momenti de o kadar büyük olur. Zıt işaretli kısmi yükler arasında ek çekici kuvvetler etki eder. Bu nedenle bağ ne kadar polar olursa o kadar güçlü olur.

Hariç polarize edilebilirlik kovalent bağ mülkiyeti var doyma – Bir atomun, enerjisel olarak mevcut atomik yörüngelere sahip olduğu kadar çok sayıda kovalent bağ oluşturma yeteneği. Kovalent bağın üçüncü özelliği yön.

3.3.2 İyonik bağlanma. Oluşumunun arkasındaki itici güç, atomların sekizli kabuk için aynı isteğidir. Ancak bazı durumlarda böyle bir "sekizli" kabuk yalnızca elektronlar bir atomdan diğerine aktarıldığında ortaya çıkabilir. Bu nedenle, kural olarak, metal ile metal olmayan arasında iyonik bir bağ oluşur.

Örnek olarak sodyum (3s 1) ve flor (2s 2 3s 5) atomları arasındaki reaksiyonu düşünün. NaF bileşiğindeki elektronegatiflik farkı

EO = 4,0 - 0,93 = 3,07

3s 1 elektronunu florine veren sodyum, bir Na + iyonu haline gelir ve neon atomunun elektronik konfigürasyonuna karşılık gelen dolu bir 2s 2 2p 6 kabuğuyla kalır. Flor, sodyumun bağışladığı bir elektronu kabul ederek tamamen aynı elektronik konfigürasyonu elde eder. Sonuç olarak zıt yüklü iyonlar arasında elektrostatik çekim kuvvetleri ortaya çıkar.

İyonik bağ - İyonların elektrostatik çekimine dayanan aşırı bir polar kovalent bağlanma durumu. Böyle bir bağ, bağlı atomların elektronegatifliğinde büyük bir fark olduğunda (EO > 2), daha az elektronegatif bir atomun değerlik elektronlarını neredeyse tamamen bırakıp bir katyona dönüştüğü ve daha elektronegatif başka bir atomun bağlandığı zaman meydana gelir. bu elektronlar ve bir anyon haline gelir. Ters işaretli iyonların etkileşimi yöne bağlı değildir ve Coulomb kuvvetleri doyma özelliğine sahip değildir. Buna bağlı iyonik bağ mekansal yok odak Ve doyma , çünkü her iyon belirli sayıda karşı iyonla (iyon koordinasyon numarası) ilişkilidir. Bu nedenle iyonik bağlı bileşikler moleküler bir yapıya sahip değildir ve iyonik kristal kafesler oluşturan, erime ve kaynama noktaları yüksek, oldukça polar, genellikle tuza benzer ve sulu çözeltilerde elektriksel olarak iletken olan katı maddelerdir. Örneğin MgS, NaCl, A 2 O 3. Tamamen iyonik bağlara sahip neredeyse hiç bileşik yoktur, çünkü bir elektronun başka bir atoma tam bir aktarımının gözlenmemesi nedeniyle her zaman belirli bir miktar kovalans kalır; Çoğu "iyonik" maddede bağ iyonikliği oranı %90'ı geçmez. Örneğin NaF'de bağ polarizasyonu yaklaşık %80'dir.

Organik bileşiklerde iyonik bağlar oldukça nadirdir çünkü Bir karbon atomu iyon oluşturmak için ne elektron kaybetmeye ne de kazanmaya eğilimlidir.

Değerlik İyonik bağlara sahip bileşiklerdeki elementler sıklıkla karakterize edilir paslanma durumu bu da belirli bir bileşikteki element iyonunun yük değerine karşılık gelir.

Paslanma durumu - bu, bir atomun elektron yoğunluğunun yeniden dağıtılmasının bir sonucu olarak elde ettiği geleneksel bir yüktür. Kantitatif olarak, daha az elektronegatif bir elementten daha elektronegatif bir elemente doğru yer değiştiren elektronların sayısı ile karakterize edilir. Elektronlarını veren elementten pozitif yüklü iyon, bu elektronları kabul eden elementten ise negatif yüklü iyon oluşur.

Bulunan eleman en yüksek oksidasyon durumu (maksimum pozitif), AVZ'de bulunan değerlik elektronlarının tümünü zaten bırakmıştır. Ve sayıları, elemanın bulunduğu grubun numarasına göre belirlendiğinden, o zaman en yüksek oksidasyon durumu çoğu element için ve eşit olacak grup numarası . İlişkin en düşük oksidasyon durumu (maksimum negatif), o zaman sekiz elektronlu bir kabuğun oluşumu sırasında, yani AVZ'nin tamamen doldurulması durumunda ortaya çıkar. İçin metal olmayanlar formülle hesaplanır Grup numarası – 8 . İçin metaller eşittir sıfır Çünkü elektron kabul edemezler.

Örneğin kükürtün AVZ'si şu şekildedir: 3s 2 3p 4. Bir atom tüm elektronlarından (altı) vazgeçerse, en yüksek oksidasyon durumunu elde edecektir. +6 , grup numarasına eşit VI , eğer kararlı kabuğu tamamlamak için gerekli olan ikisini alırsa, en düşük oksidasyon durumunu elde edecektir. –2 , eşittir Grup numarası – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3 Metal bağı.Çoğu metalin doğası gereği genel olan ve diğer maddelerin özelliklerinden farklı olan bir takım özellikleri vardır. Bu özellikler nispeten yüksek erime sıcaklıkları, ışığı yansıtma yeteneği ve yüksek termal ve elektriksel iletkenliktir. Bu özellikler metallerde özel bir etkileşim türünün varlığıyla açıklanmaktadır. – metal bağlantı.

Periyodik tablodaki konumlarına uygun olarak metal atomları, çekirdeklerine oldukça zayıf bir şekilde bağlanan ve onlardan kolayca ayrılabilen az sayıda değerlik elektronuna sahiptir. Sonuç olarak, metalin kristal kafesinde, kristal kafesin belirli konumlarında lokalize pozitif yüklü iyonlar ve pozitif merkezler alanında nispeten serbestçe hareket eden ve tüm metaller arasında iletişim kuran çok sayıda delokalize (serbest) elektron belirir. Elektrostatik çekim nedeniyle atomlar.

Bu, uzayda katı bir yönelime sahip olan metalik bağlar ile kovalent bağlar arasındaki önemli bir farktır. Metallerdeki bağlanma kuvvetleri lokalize veya yönlendirilmiş değildir ve bir “elektron gazı” oluşturan serbest elektronlar yüksek termal ve elektriksel iletkenliğe neden olur. Bu nedenle bu durumda bağların yönünden bahsetmek imkansızdır çünkü değerlik elektronları kristal boyunca neredeyse eşit bir şekilde dağılmıştır. Örneğin metallerin plastisitesini, yani iyonların ve atomların herhangi bir yönde yer değiştirme olasılığını açıklayan şey budur.

3.3.4 Donör-alıcı bağı. İki elektronun etkileşiminden paylaşılan bir elektron çiftinin ortaya çıktığı kovalent bağ oluşum mekanizmasına ek olarak, özel bir durum da vardır. bağışçı-alıcı mekanizması . Zaten mevcut (yalnız) bir elektron çiftinin geçişi sonucu kovalent bir bağın oluşması gerçeğinde yatmaktadır. bağışçı (elektron tedarikçisi) vericinin ortak kullanımı için ve akseptör (serbest atom yörüngesinin tedarikçisi).

Bir kez oluştuğunda kovalentten farklı değildir. Verici-alıcı mekanizması, bir amonyum iyonunun oluşum şemasıyla iyi bir şekilde gösterilmiştir (Şekil 9) (yıldız işaretleri, nitrojen atomunun dış seviyesindeki elektronları gösterir):

Şekil 9 - Amonyum iyonunun oluşum şeması

Azot atomunun ABZ'sinin elektronik formülü 2s 2 2p 3'tür, yani her biri bir değerlik elektronuna sahip olan üç hidrojen atomu (1s 1) ile kovalent bir bağa giren üç eşleşmemiş elektrona sahiptir. Bu durumda, yalnız elektron çifti nitrojenin tutulduğu bir amonyak molekülü NH3 oluşur. Eğer elektronu olmayan bir hidrojen protonu (1s 0) bu moleküle yaklaşırsa, nitrojen elektron çiftini (donör) bu hidrojen atomik yörüngesine (alıcı) aktaracak ve bunun sonucunda bir amonyum iyonu oluşacaktır. İçinde her hidrojen atomu, bir nitrojen atomuna ortak bir elektron çifti ile bağlanır ve bunlardan biri, bir verici-alıcı mekanizması yoluyla uygulanır. Farklı mekanizmalar tarafından oluşturulan H-N bağlarının özelliklerde herhangi bir farklılığa sahip olmadığına dikkat etmek önemlidir. Bu fenomen, bağ oluşumu anında nitrojen atomunun 2s ve 2p elektronlarının yörüngelerinin şekil değiştirmesinden kaynaklanmaktadır. Sonuç olarak, tamamen aynı şekle sahip dört yörünge ortaya çıkıyor.

Donörler genellikle çok sayıda elektrona sahip, ancak az sayıda eşlenmemiş elektrona sahip atomlardır. Periyod II elementleri için nitrojen atomuna ek olarak oksijen (iki ortaksız çift) ve flor (üç ortaksız çift) için de böyle bir olasılık mevcuttur. Örneğin, sulu çözeltilerdeki H + hidrojen iyonu hiçbir zaman serbest durumda değildir, çünkü hidronyum iyonu H 3 O + her zaman su molekülleri H 2 O ve H + iyonundan oluşur Hidronyum iyonu tüm sulu çözeltilerde mevcuttur. , ancak yazma kolaylığı için H+ sembolü korunmuştur.

3.3.5 Hidrojen bağı. Ortak bir elektron çiftini kendi üzerine "çeken" güçlü elektronegatif bir elementle (azot, oksijen, flor vb.) İlişkili bir hidrojen atomu, elektron eksikliği yaşar ve etkili bir pozitif yük kazanır. Bu nedenle, aynı (molekül içi bağ) veya başka bir molekülün (moleküller arası bağ) başka bir elektronegatif atomunun (etkili bir negatif yük elde eden) yalnız elektron çifti ile etkileşime girebilir. Sonuç olarak, var hidrojen bağı , grafiksel olarak noktalarla gösterilir:

Bu bağ diğer kimyasal bağlardan çok daha zayıftır (oluşumunun enerjisi 10'dur) – 40 kJ/mol) ve esas olarak kısmen elektrostatik, kısmen donör-alıcı karaktere sahiptir.

Hidrojen bağı, H2O, H2F2, NH3 gibi inorganik bileşikler gibi biyolojik makromoleküllerde son derece önemli bir rol oynar. Örneğin, H2O'daki O-H bağları, oksijen atomunda aşırı negatif yük - ile birlikte belirgin biçimde polar niteliktedir. Hidrojen atomu ise tam tersine küçük bir pozitif yük  + kazanır ve komşu su molekülünün oksijen atomunun yalnız elektron çiftleriyle etkileşime girebilir.

Su molekülleri arasındaki etkileşimin oldukça güçlü olduğu ortaya çıkıyor, öyle ki su buharında bile (H 2 O) 2, (H 2 O) 3, vb. Bileşimin dimerleri ve trimerleri vardır. Çözeltilerde, uzun bileşik zincirleri bu tür görünebilir:

Çünkü oksijen atomunun iki ortaklanmamış elektron çifti vardır.

Hidrojen bağlarının varlığı suyun, alkollerin ve karboksilik asitlerin yüksek kaynama sıcaklıklarını açıklar. Hidrojen bağları nedeniyle su, H2E'ye (E = S, Se, Te) kıyasla bu kadar yüksek erime ve kaynama sıcaklıklarıyla karakterize edilir. Hidrojen bağları olmasaydı su -100 °C'de erir ve -80 °C'de kaynardı. Alkoller ve organik asitler için tipik birleşme durumları gözlemlenir.

Hidrojen bağları, hem farklı moleküller arasında hem de bir molekülün içinde, eğer bu molekül donör ve alıcı yetenekleri olan gruplar içeriyorsa oluşabilir. Örneğin proteinlerin yapısını belirleyen peptid zincirlerinin oluşumunda ana rolü oynayan molekül içi hidrojen bağlarıdır. H bağları bir maddenin fiziksel ve kimyasal özelliklerini etkiler.

Diğer elementlerin atomları hidrojen bağları oluşturmaz , çünkü polar bağların (O-H, N-H, vb.) dipollerinin karşıt uçlarının elektrostatik çekim kuvvetleri oldukça zayıftır ve yalnızca kısa mesafelerde etki eder. En küçük atom yarıçapına sahip olan hidrojen, bu tür dipollerin çekici kuvvetlerin fark edilecek kadar yakınlaşmasına olanak tanır. Büyük atom yarıçapına sahip başka hiçbir element bu tür bağları oluşturamaz.

3.3.6 Moleküller arası etkileşim kuvvetleri (van der Waals kuvvetleri). 1873 yılında Hollandalı bilim adamı I. Van der Waals, moleküller arasında çekime neden olan kuvvetlerin olduğunu öne sürdü. Bu kuvvetlere daha sonra Van der Waals kuvvetleri adı verildi. – Moleküller arası bağın en evrensel türü. Van der Waals bağının enerjisi hidrojen bağından daha azdır ve 2–20 kJ/∙mol tutarındadır.

Oluşma yöntemine bağlı olarak kuvvetler aşağıdakilere ayrılır:

1) yönelimsel (dipol-dipol veya iyon-dipol) - polar moleküller arasında veya iyonlar ve polar moleküller arasında meydana gelir. Polar moleküller birbirlerine yaklaştıkça, bir dipolün pozitif tarafı diğer dipolün negatif tarafına doğru yönlendirilecek şekilde yönlenirler (Şekil 10).

2) indüksiyon (dipol - indüklenen dipol veya iyon - indüklenen dipol) - polar moleküller veya iyonlar ile polar olmayan moleküller arasında ortaya çıkar, ancak polarizasyon yeteneğine sahiptir. Dipoller, polar olmayan molekülleri etkileyerek onları belirtilen (indüklenen) dipollere dönüştürebilir. (Şekil 11).

3) dağıtıcı (indüklenen dipol - indüklenen dipol) - polarizasyon yeteneğine sahip polar olmayan moleküller arasında ortaya çıkar. Soy gazın herhangi bir molekülünde veya atomunda, elektriksel yoğunlukta dalgalanmalar meydana gelir, bu da anlık dipollerin ortaya çıkmasına neden olur ve bu da komşu moleküllerde anlık dipollerin oluşmasına neden olur. Anlık dipollerin hareketi tutarlı hale gelir, görünümleri ve bozunmaları eşzamanlı olarak gerçekleşir. Anlık dipollerin etkileşimi sonucunda sistemin enerjisi azalır (Şekil 12).

NH3 en ünlü ve kullanışlı kimyasallardan biridir. Tarım endüstrisinde ve ötesinde geniş uygulama alanı buldu. Çeşitli endüstrilerde kullanıldığı için benzersiz kimyasal özellikleriyle ayırt edilir.

NH3 nedir

NH3 kimya konusunda en cahil kişiler tarafından bile bilinmektedir. Amonyak. Amonyak (NH3), aksi takdirde hidrojen nitrür olarak adlandırılır ve normal koşullar altında, bu maddenin belirgin bir koku özelliğine sahip renksiz bir gazdır. Ayrıca NH3 gazının (amonyak olarak adlandırılır) havadan neredeyse iki kat daha hafif olduğunu da belirtmek gerekir!

Gazın yanı sıra yaklaşık 70 ° C sıcaklıkta sıvı olabilir veya bir çözelti (amonyak çözeltisi) formunda bulunabilir. Sıvı NH3'ün ayırt edici bir özelliği, D.I.'nin I ve II gruplarının ana alt gruplarının metallerini kendi içinde çözme yeteneğidir. Mendeleev'in element tablosu (yani alkali ve alkali toprak metalleri) yanı sıra magnezyum, alüminyum, europium ve iterbiyum. Sudan farklı olarak sıvı amonyak yukarıdaki elementlerle etkileşime girmez, ancak tam olarak bir çözücü görevi görür. Bu özellik, solventin (NH3) buharlaştırılması yoluyla metallerin orijinal hallerinde izole edilmesini sağlar. Aşağıdaki şekilde sıvı amonyakta çözünmüş sodyumun neye benzediğini görebilirsiniz.

Amonyak kimyasal bağlar açısından neye benziyor?

Amonyak diyagramı (NH3) ve mekansal yapısı en açık şekilde üçgen piramit ile gösterilmiştir. Amonyak "piramidinin" tepesi, aşağıdaki resimde görülebileceği gibi nitrojen atomudur (mavi renkle vurgulanmıştır).

Amonyak (NH3) adı verilen maddedeki atomlar, tıpkı su molekülünde olduğu gibi hidrojen bağlarıyla bir arada tutulur. Ancak amonyak molekülündeki bağların su molekülüne göre daha zayıf olduğunu unutmamak çok önemlidir. Bu, NH3'ün erime ve kaynama noktalarının H2O'ya kıyasla neden daha düşük olduğunu açıklar.

Kimyasal özellikler

Amonyak adı verilen NH3 maddesini üretmenin en yaygın 2 yöntemi. Endüstri, özü hava nitrojeni ve hidrojeni (metandan elde edilen) bu gazların bir karışımını ısıtılmış bir katalizör üzerinden yüksek basınçta geçirerek bağlamak olan Haber sürecini kullanıyor.

Laboratuvarlarda amonyak sentezi çoğunlukla konsantre amonyum klorürün katı sodyum hidroksit ile etkileşimine dayanır.

NH3'ün kimyasal özelliklerinin doğrudan incelenmesine geçelim.

1) NH3 zayıf bir baz görevi görür. Bu nedenle aşağıdaki denklem su ile etkileşimi açıklamaktadır:

NH3 + H20 = NH4 + + OH -

2) Ayrıca NH3'ün temel özelliklerine dayanan, asitlerle reaksiyona girme ve karşılık gelen amonyum tuzlarını oluşturma yeteneğidir:

NH3 + HNO3 = NH4NO3 (amonyum nitrat)

3) Daha önce belirli bir grup metalin sıvı amonyakta çözündüğü söylenmişti. Bununla birlikte, bazı metaller sadece çözünmekle kalmayıp aynı zamanda NH3 ile amid adı verilen bileşikler de oluşturabilirler:

Na (tv) + NH3 (g) = NaNH2 + H2

Na (katı) + NH3 (l) = NaNH2 + H2 (reaksiyon, katalizör olarak demir varlığında gerçekleştirilir)

4) NH3, Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+ metalleriyle etkileşime girdiğinde karşılık gelen metal hidroksitler ve amonyum katyonu oluşur:

Fe3+ + NH3 + H2O = Fe(OH)3 + NH4 +

5) NH3'ün Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ metalleriyle etkileşiminin sonucu çoğunlukla karşılık gelen metal kompleksleridir:

Cu 2+ + NH3 + H20 = Cu(OH)2 + NH4 +

Cu(OH)2 + NH3 = 2 + + OH -

İnsan vücudunda NH3'ün oluşumu ve ileri yolu

Amino asitlerin insan vücudundaki biyokimyasal süreçlerin ayrılmaz bir parçası olduğu iyi bilinmektedir. Bunlar, oksidatif deaminasyonlarının (çoğunlukla) sonucu olan, amonyak adı verilen bir madde olan NH3'ün ana kaynağıdır. Ne yazık ki amonyak insan vücudu için toksiktir, hücrelerde biriken yukarıda belirtilen amonyum katyonunu (NH4 +) kolaylıkla oluşturur. Daha sonra en önemli biyokimyasal döngüler yavaşlar ve bunun sonucunda üretilen ATP düzeyi azalır.

Vücudun, salınan NH3'ü bağlamak ve nötralize etmek için mekanizmalara ihtiyacı olduğunu tahmin etmek zor değil. Aşağıdaki diyagram insan vücudundaki amonyağın kaynaklarını ve bazı bağlayıcı ürünlerini göstermektedir.

Kısaca konuşursak, amonyak, insan vücudundaki NH3'ü nötrleştirmenin ana doğal yolu olan üre biyosentezi kullanılarak idrarla atılma yoluyla dokularda taşıma formlarının (örneğin glutamin ve alanin) oluşması yoluyla nötralize edilir.

NH3 uygulaması - amonyak adı verilen bir madde

Modern zamanlarda sıvı amonyak, tarımda kaba toprakların ve turbanın amonyaklanması için kullanılan en konsantre ve en ucuz azotlu gübredir. Toprağa sıvı amonyak eklendiğinde mikroorganizmaların sayısı artar, ancak örneğin katı gübrelerden kaynaklanan olumsuz sonuçlar yoktur. Aşağıdaki şekil, amonyak gazının sıvı nitrojen kullanılarak sıvılaştırılmasına yönelik olası kurulumlardan birini göstermektedir.

Sıvı amonyak buharlaştıkça ortamdan büyük miktarda ısı emer ve soğumaya neden olur. Bu özellik, bozulabilir gıda ürünlerini depolarken yapay buz üretmek için soğutma ünitelerinde kullanılır. Ayrıca yer altı yapılarının inşaatı sırasında toprağın dondurulması amacıyla da kullanılmaktadır. Amonyağın sulu çözeltileri kimya endüstrisinde (endüstriyel susuz bir çözücüdür), laboratuvar uygulamalarında (örneğin, kimyasal ürünlerin elektrokimyasal üretiminde bir çözücü olarak), tıpta ve ev kullanımında kullanılmaktadır.