Ioonsed ühendid ja molekulid: näited, tüübid, sidemed, paigutused, erinevused
Selles mõttes on molekul agregaatkogu, mis koosneb vähemalt kahest aatomist kindlas paigutuses, mis on omavahel ühendatud keemiliste sidemetega.
Molekulaarühendi määratlus
Molekulaarsed ühendid on aatomid, mis on seotud erinevate elektronidega, põhiliselt seonduvad nad elektriliselt neutraalsete osakeste, mida nimetatakse molekulideks.
Molekulaarse ühendi struktuur
Molekulid koosnevad 2 (kahest) või enamast aatomist. Molekule võib määratleda aatomirühmadena, mis on omavahel tugevalt seotud, sama tüüpi aatomirühmade vahel on suhteliselt nõrgad sidemed. Molekul võib koosneda sama elemendi aatomitest (nt hapnik O2) või koosneda erinevatest elementidest (nt vesi H2O). Aatomeid ja komplekse, mis on mittekovalentselt seotud (nt seotud vesiniksidemete ja ioonsidemetega), ei peeta üldiselt üheks molekuliks.
Loe ka: Molekulaarbioloogia - määratlus, inseneriteadus, teadus, ajalugu, mõõtmised, valemid, geomeetria
Igas molekulis hoiavad aatomid koos tugevate atraktiivsete jõududega, tavaliselt primaarsidemete kujul. Teisest küljest on molekulidevahelised sidemed nõrgad, nii et teatud piirides saab iga molekul vabalt liikuda. Molekul on määratletud kui aatomite rühm (vähemalt kaks), mis on teatud paigutusega väga tugevalt seotud (kovalentselt) ning neutraalselt laetud ja üsna stabiilsed. Selle definitsiooni kohaselt erineb molekul polüatoomilisest ioonist. Orgaanilises keemias ja biokeemias kasutatakse molekuli mõistet vähem jäigalt, nii et isegi laetud orgaanilisi molekule ja biomolekule peetakse molekulideks.
Gaaside kineetilises teoorias kasutatakse mõistet molekul sageli gaasiliste osakeste tähistamiseks, sõltumata selle koostisest. Selle määratluse kohaselt peetakse väärisgaaside aatomeid molekulideks, kuigi need koosnevad üksikutest, sidumata aatomitest.
Vaatluse põhjal järeldatakse, et
- Igal molekulaarsel ühendil on madalam sulamis- ja keemistemperatuur kui tahkel materjalil.
- Molekulaarsed tahked ained on pehmemad, kuna iga molekul saab üksteisest libiseda vaid väikeste pingete abil.
- Molekulid jäävad vedelas või gaasilises olekus puutumata
Kui 2 aatomit (või molekuli) lähenevad üksteisele, toimivad nad kõigile neile aatomitele (või molekulidele), nimelt atraktiivsele või tõrjuvale jõule. Lihtsaim mudel on illustreeritud allpool:
Tasakaalupositsioonil on aatomid teatud kaugusel, mis on tuntud kui aatomidistants või sideme pikkus. Öeldakse, et aatom on tasakaalus, kui see on väga minimaalses (kõige stabiilsemas) vaba energia olekus (E).
Ühendi moodustavad elemendid. Näiteks vee vesiniku ja hapniku suhe on alati 2: 1. Samuti on etanoolis süsiniku, vesiniku ja hapniku suhe alati 2: 6: 1. Kuid see valem ei näita molekuli aatomite kuju ega paigutust. Näiteks on dimetüüleetril sama suhe kui etanoolil. Molekule, millel on sama arv koostisosi aatomeid, kuid erinevad paigutused, nimetatakse isomeerideks.
Tuleb märkida, et empiiriline valem annab ainult molekuli moodustavate aatomite suhte väärtuse ja ei anna tegeliku aatomite arvu väärtust. Molekulivalem kirjeldab molekuli moodustavate aatomite täpset arvu. Näiteks atsetüleenil on molekulvalem C2H2, kuid empiiriline valem on CH. Molekuli massi saab arvutada selle keemilise valemi järgi. Sageli on molekulmass väljendatud aatommassiühikutes, mis on samaväärsed 1/12 süsiniku 12 aatomi massiga.
Molekulaarsete ühendite näited
süsinikdioksiidi gaasimolekulid on liitmolekulid, kuna need koosnevad erinevate elementide aatomitest, nimelt ühest süsinikuaatomist ja kahest hapnikuaatomist (valem CO2).
Aine, mille väikseim osake on liitmolekul, näide on vesi. Vesi, mida me tavaliselt joome, sisaldab pisikesi osakesi, mida nimetatakse veemolekulideks. See veemolekul koosneb vesinikuelemendi kahest aatomist ja hapnikuelemendi ühest aatomist (valem H2O).
Loe ka: Polaarsed ja mittepolaarsed ühendid - määratlus, omadused, kovalentne, erinevus, omadused, keemistemperatuur, näited
Kuna veemolekul koosneb erinevate elementide aatomitest, on veemolek liitmolekul. Veemolekule saab toota element-vesiniku molekulide ja element-hapniku molekulide vahelises reaktsioonis.
Ülaltoodud pildil on näha, et vesiniku elementmolekul reageerib hapniku elementmolekuliga, moodustades veeühendi molekuli. Iga elementaarse hapniku molekul reageerib kahe elemendi vesiniku molekuliga, moodustades 2 veeühendi molekuli.
Kui ühe hapniku molekuli täielikuks reageerimiseks on vaja kahte molekuli vesinikku, moodustades ühendi 2 molekuli vett, siis vajavad 2 elementhapniku molekuli täieliku reageerimise jaoks 4 molekuli vesinikku, et moodustada 4 molekuli vesi.
Selles reaktsioonis on näha, et keemilises reaktsioonis ei esine aatomite kadu. Parempoolsete H- ja O-aatomite arv võrdub vasakul asuvate H- ja O-aatomite arvuga.
Erinevus seisneb selles, et iga vasakpoolne aatom on seotud sama elemendi aatomiga sama, samal ajal kui paremal on molekulide moodustamiseks seotud teiste elementide aatomitega ühend.
Aatomite arv reaktsioonis jääb konstantseks, nii et saab aru saada massi jäävuse seaduse nähtusest (reageerivate ainete mass on võrdne reaktsiooni saaduste kogumassiga).
Lisaks ülalnimetatud ainetele on meie ümber endiselt palju aineid, mille kõige väiksemad osakesed on liitmolekul.
Näide on valge suhkur (C12H22O11), mida kasutatakse tavaliselt seguna kohvi valmistamiseks. Teine näide on süsinikmonooksiid (CO) ja etanool (C2H5OH).
Süsinikmonooksiid on gaas, mis võib mürgitada meie verd ja põhjustada surma. Etanool on aine, mida saab kasutada erinevatel eesmärkidel, näiteks steriliseerimiseks, likööri segudeks ja kütuseks. Kõik need ained koosnevad kõige väiksematest aineosakestest, mida nimetatakse molekulideks.
Ioonse ühendi määratlus
Ioonid on elektriliselt laetud aatomid või aatomirühmad. Negatiivselt laetud iooni, mis saab ühe või mitu elektroni, nimetatakse aniooniks, kuna see tõmbub anoodi poole. Positiivselt laetud iooni, mis on kaotanud ühe või mitu elektroni, nimetatakse katiooniks, kuna seda tõmbab katood. Ioonide moodustumise protsessi nimetatakse ionisatsiooniks. Ioniseeritud aatomit või aatomirühma tähistab n + või n- tase, kus n on kadunud või saadud elektronide arv.
Loe ka: Ionisatsiooni, dissotsiatsiooni ja ergastuse määratlus ning näited
Iooniajalugu
Ione esitas teoreetilises vormis Michael Faraday kirjeldamiseks umbes 1830. aastal molekuli poolt, mis liigub vaakumtorus anoodi või katoodi suunas (vaakumtoru, CRT). Kuid selle sündmuse mehhanismi kirjeldas Svante August Arrhenius alles 1884. aastal Uppsala ülikoolis doktoritöös. Algul seda teooriat ei aktsepteeritud (ta pälvis kraadi minimaalsete märkidega), kuid hiljem pälvis tema väitekiri 1903. aastal Nobeli keemiaauhinna.
Ioonide tüübid
Järgmised ioonide tüübid on järgmised:
- Positiivsed ioonid (katioonid)
Positiivsed ioonid on aatomid, mis on kaotanud elektronid, need ioonid pärinevad enamasti metallidest või elementidest, millel on vähem kui 4 valentselektroni, kuid on vesinikioone H+ mis on mittemetallist saadud positiivne ioon. Aatomite kalduvus positiivsete ioonide moodustamiseks on IA rühmas väga tugev. Frangiumi aatom (Fr) on positiivse iooni moodustamiseks kõige lihtsam aatom ja see asub IA rühmas.
Positiivsete ioonide moodustumise näited on järgmised:
11Na-l on konfiguratsioonid 2, 8, 1. Äärmine elektron 1 muudab selle vähem stabiilseks, nii et stabiilsesse asendisse minekuks (konfiguratsioon 2,8, nii et see on sama mis väärisgaas), vabastab Na aatom elektroni Na iooni moodustamiseks+.
Na 1e + Na+
- Negatiivsed ioonid (anioonid)
Erinevalt positiivsetest ioonidest on negatiivsed ioonid elektronid omandanud aatomid. Need ioonid pärinevad mittemetallidest või aatomitest, milles on rohkem kui 4 valentselektroni. Negatiivsete ioonide moodustumise kalduvus on VIIA rühmas väga tugev. VIIA-s paiknev element Fluor (F) on aatom, mida on kõige lihtsam elektronid kinni haarata, nii et kõige lihtsam on moodustada negatiivseid ioone.
Negatiivsete ioonide moodustumise näited on järgmised:
17Cl-l on konfiguratsioonid 2, 8, 7. Äärmine elektron on 7, mis muudab selle vähem stabiilseks, nii et stabiilsuse saavutamiseks haarab Cl aatom 1 elektroni (konfiguratsioon 2,8,8, seega on see sama kui väärisgaas), moodustades Cl iooni− .
Cl + 1e Cl−
Iooniliste ühendite ioonsed sidemed
Iooniline side (elektrokovalentne side): keemilise sideme tüüp, mis võib elektrostaatilise atraktiivsuse kaudu tekkida metalliioonide ja mittemetallide (või polüatoomiliste ioonide, näiteks ammooniumi) vahel. Teisisõnu moodustub iooniline side kahe erineva laenguga iooni vahelise atraktiivse jõu abil.
Loe ka: Ioonsed sidemed: nende esinemise määratlus, omadused ja tingimused ning täielikud näited
Näiteks lauasoolas (naatriumkloriid). Naatriumi (Na) ja kloori (Cl) ühendamisel kaotavad naatriumiaatomid elektronid, moodustades katioonid (Na+), samas kui kloori aatomid aktsepteerivad elektrone anioonide moodustamiseks (Cl–). Seejärel tõmbavad need ioonid üksteist naatriumkloriidi saamiseks vahekorras 1: 1.
Na + Cl → Na+ + Cl– → NaCl
Iooniliste ühendite paigutus
Oktetireegel selgitab, et naatriumkloriidi moodustumisel kaotab naatrium ühe elektroni, samas kui kloor ühe elektroni. Seega on näha, et üks klooriaatom nõuab ühte naatriumiaatomit. Naatriumkloriidi ioonühendi struktuuris on positiivne naatriumioon (Na+) seondub mitte ainult ühe negatiivse klooriiooniga (Cl–), kuid üks Na. ioon+ ümbritsetud 6 Cl. iooniga– vastupidi. Naatriumkloriidi kolmemõõtmelist struktuuri saab kasutada ioonsete ühendite paigutuse kirjeldamiseks.
Ioonilised omadused
- polaarne
- selle lahus vees juhib elektrit
- kõrge sulamistemperatuur
- sula juhib elektrit
- lahustub polaarsetes lahustites
Erinevus ioonühendi ja molekulaarühendi vahel
Termotuumasünteesi entalpia „tahke aine sulamisel neelduv soojusenergia“ ja aurustamise entalpia „vedeliku keemisel neelduv soojusenergia“ on ioonühendites kõrgemad. Molekulaarsed ühendid on tuleohtlikumad kui ioonsed ühendid.
Molekulaarsed ühendid on pehmemad ja paindlikumad kui ioonsed ühendid. Ioonühenditel on kõrgemad sulamis- ja keemistemperatuurid kui molekulaarsetel ühenditel. Ioonsed ühendid laetakse ioonidega, samas kui molekulaarsed ühendid koosnevad molekulidest.
Loe ka: Elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid - määratlus, ajalugu, protsessid, tugevad, nõrgad ühendid, näited
Iooniline ühend moodustub metalli reageerimisel mittemetalliga, molekulaarne ühend aga tavaliselt kahe või enama mittemetalli reaktsioonil. Ioonilistes ühendites hoitakse ioone elektrilise külgetõmbe tõttu koos, molekulaarsetes ühendites hoiab aatomeid aga ühiste elektronide mõjul aatomite vaheline külgetõmme.
Molekulaarsed ühendid ei suuda igas olekus elektrit juhtida, samas kui vesilahustes lahustatuna võivad ioonsed ühendid toimida heade elektrijuhtidena. Ioonsed ühendid on reaktsioonivõimelisemad kui molekulaarsed ühendid.
Ülaltoodud eristamine aitab ka eristada ja tuvastada, kas konkreetne tundmatu ühend on ioonne või molekule, tehes laboris asjakohaseid katseid ja selgitades välja keemiliste omaduste ja füüsikaliste omaduste erinevuse ühend.
Bibliograafia:
- Kimbal, John W. 1994. Bioloogia. Köited 1,2 ja 3. Viies väljaanne. Erlangga. Jakarta.
- Pearce, Evelyne. 1997. Anatoomia ja füsioloogia parameedikutele. PT Gramedia Pustaka Utama. Jakarta
- Poedjiadi, Anna. Biokeemia alused. Jakarta: UI-Press, 1994.
- Winarno, F. O. Toidukeemia ja toitumine. Jakarta: Gramedia Pustaka Utama, 2004.