Две молекулы почти одинакового размера. Вода и сероводород. Сера находится непосредственно под кислородом в Периодической таблице, поэтому можно ожидать, что они…
English narration · English + 中文 subtitles burned in · Английское озвучивание · Английский + китайские субтитры (встроенные)
3.1
Electronegativity · Электроотрицательность
Syllabus · Программа
English
define electronegativity as the power of an atom to attract electrons to itself
explain the factors influencing the electronegativities of the elements in terms of nuclear charge, atomic radius and shielding by inner shells and sub-shells
state and explain the trends in electronegativity across a period and down a group of the Periodic Table
use the differences in Pauling electronegativity values to predict the formation of ionic and covalent bonds (the presence of covalent character in some ionic compounds will not be assessed) (Pauling electronegativity values will be given where necessary)
Русский
определять электроотрицательность как способность атома притягивать электроны к себе
объяснять факторы, влияющие на электроотрицательность элементов, с точки зрения заряда ядра, атомного радиуса и экранирования внутренними оболочками и подоболочками
формулировать и объяснять тенденции изменения электроотрицательности в периоде и группе Периодической таблицы
использовать разницу в значениях электроотрицательности Полинга для прогнозирования образования ионных и ковалентных связей (наличие ковалентного характера в некоторых ионных соединениях проверяться не будет) (Значения электроотрицательности Полинга будут даны при необходимости)
Source: Cambridge International syllabus · Источник: Программа Cambridge International
English
Electronegativity 电负性 is the power of an atom to attract the electrons 电子 in a bond towards itself.
Three factors decide how electronegative an atom is:
nuclear charge 核电荷: more protons pull the bonding electrons more strongly.
atomic radius 原子半径: the closer the bond is to the nucleus, the stronger the pull.
shielding 屏蔽 by inner shells and sub-shells: more inner electrons weaken the pull on the bonding electrons.
So electronegativity rises across a period (more nuclear charge, smaller radius) and falls down a group (larger radius, more shielding). Fluorine is the most electronegative element.
You can use the difference in Pauling electronegativity 鲍林电负性 values to predict the bond type. A large difference gives an ionic bond; a small difference gives a covalent bond.
Русский
Электроотрицательность — это способность атома притягивать электроны в химической связи к себе.
Три фактора определяют электроотрицательность атома:
заряд ядра: больше протонов сильнее притягивает связывающие электроны.
атомный радиус: чем ближе связь к ядру, тем сильнее притяжение.
экранирование внутренними оболочками и подслоями: больше внутренних электронов ослабляют притяжение связывающих электронов.
Поэтому электроотрицательность возрастает по периоду (больший заряд ядра, меньший радиус) и уменьшается по группе (больший радиус, большее экранирование). Фтор — самый электроотрицательный элемент.
*Электроотрицательность возрастает по периоду и уменьшается по группе, поэтому фтор — самый электроотрицательный элемент
Вы можете использовать разницу в значениях электроотрицательности Полинга для предсказания типа связи. Большая разница дает ионную связь; малая разница дает ковалентную связь.
define ionic bonding as the electrostatic attraction between oppositely charged ions (positively charged cations and negatively charged anions)
describe ionic bonding including the examples of sodium chloride, magnesium oxide and calcium fluoride
Русский
определять ионную связь как электростатическое притяжение между ионами с противоположными зарядами (положительно заряженными катионами и отрицательно заряженными анионами)
описывать ионную связь, включая примеры хлорида натрия, оксида магния и фторида кальция
Source: Cambridge International syllabus · Источник: Программа Cambridge International
English
Ionic bonding: electron transfer
Ionic bonding 离子键 is the electrostatic attraction 静电引力 between oppositely charged ions 离子 — positive cations 阳离子 and negative anions 阴离子.
It forms when a metal gives electrons to a non-metal. Good examples are sodium chloride ($\text{NaCl}$), magnesium oxide ($\text{MgO}$) and calcium fluoride ($\text{CaF}_2$). The ions pack into a regular giant lattice 晶格, held together by the attraction in every direction.
Русский
*Ионная связь: перенос электронов
Ионная связь — это электростатическое притяжение между oppositely заряженными ионами — положительными катионами и отрицательными анионами.
Она образуется, когда металл отдает электроны неметаллу. Хорошие примеры — хлорид натрия ($\text{NaCl}$), оксид магния ($\text{MgO}$) и фторид кальция ($\text{CaF}_2$). Ионы упаковываются в регулярную гигантскую кристаллическую решетку, удерживаемую притяжением во всех направлениях.
Ионная связь в NaCl: натрий передаёт свой единственный внешний электрон хлору, образуя Na$^+$ и Cl$^-$ с завершенным октетом
*Настоящий кристалл поваренной соли (галит, NaCl); кубические формы отражают гигантскую ионную решетку внутри
Explore · Исследовать
Forming an ionic bond (NaCl) · Образование ионной связи (NaCl)
Step through it. A metal hands its outer electron to a non-metal; the oppositely charged ions then attract in a giant lattice. · Разберем процесс. Металл отдает свой внешний электрон неметаллу; oppositely charged ions then attract in a giant lattice. Ионы с противоположными зарядами затем притягиваются, образуя гигантскую решетку.
define metallic bonding as the electrostatic attraction between positive metal ions and delocalised electrons
Русский
определять металлическую связь как электростатическое притяжение между положительными ионами металла и делокализованными электронами
Source: Cambridge International syllabus · Источник: Программа Cambridge International
English
Metallic bonding 金属键 is the electrostatic attraction between positive metal ions and a "sea" of delocalised electrons 离域电子.
The outer electrons are free to move through the whole metal. This explains why metals conduct electricity and are strong.
Русский
Металлическая связь — это электростатическое притяжение между положительными ионами металла и «морем» делокализованных электронов.
Внешние электроны свободны для движения по всему металлу. Это объясняет, почему металлы проводят электрический ток и обладают прочностью.
Металлическая связь: положительные ионы металла находятся в море делокализованных электронов, которые свободны для движения
Explore · Исследовать
Inside a metal — and why it behaves that way · Внутри металла — и почему он ведет себя именно так
Step through it. Positive ions sit in a shared sea of delocalised electrons. That one picture explains conduction, malleability, and strength. · Разберем процесс. Положительные ионы сидят в общем море делокализованных электронов. Одна эта картинка объясняет проводимость, пластичность и прочность.
Covalent and coordinate bonding · Ковалентная и донорно-акцепторная связь
Syllabus · Программа
English
define covalent bonding as electrostatic attraction between the nuclei of two atoms and a shared pair of electrons (a) describe covalent bonding in molecules including: • hydrogen, $\text{H}_2$ • oxygen, $\text{O}_2$ • nitrogen, $\text{N}_2$ • chlorine, $\text{Cl}_2$ • hydrogen chloride, $\text{HCl}$ • carbon dioxide, $\text{CO}_2$ • ammonia, $\text{NH}_3$ • methane, $\text{CH}_4$ • ethane, $\text{C}_2\text{H}_6$ • ethene, $\text{C}_2\text{H}_4$ (b) understand that elements in period 3 can expand their octet including in the compounds sulfur dioxide, $\text{SO}_2$, phosphorus pentachloride, $\text{PCl}_5$, and sulfur hexafluoride, $\text{SF}_6$ (c) describe coordinate (dative covalent) bonding, including in the reaction between ammonia and hydrogen chloride gases to form the ammonium ion, $\text{NH}_4^+$, and in the $\text{Al}_2\text{Cl}_6$ molecule
(a) describe covalent bonds in terms of orbital overlap giving $\sigma$ and $\pi$ bonds: • $\sigma$ bonds are formed by direct overlap of orbitals between the bonding atoms • $\pi$ bonds are formed by the sideways overlap of adjacent p orbitals above and below the $\sigma$ bond (b) describe how the $\sigma$ and $\pi$ bonds form in molecules including $\text{H}_2$, $\text{C}_2\text{H}_6$, $\text{C}_2\text{H}_4$, $\text{HCN}$ and $\text{N}_2$ (c) use the concept of hybridisation to describe $\text{sp}$, $\text{sp}^2$ and $\text{sp}^3$ orbitals
(a) define the terms: • bond energy as the energy required to break one mole of a particular covalent bond in the gaseous state • bond length as the internuclear distance of two covalently bonded atoms (b) use bond energy values and the concept of bond length to compare the reactivity of covalent molecules
Русский
определите ковалентную связь как электростатическое притяжение между ядрами двух атомов и общей парой электронов (a) опишите ковалентное связывание в молекулах, включая: • водород, $\text{H}_2$ • кислород, $\text{O}_2$ • азот, $\text{N}_2$ • хлор, $\text{Cl}_2$ • хлороводород, $\text{HCl}$ • углекислый газ, $\text{CO}_2$ • аммиак, $\text{NH}_3$ • метан, $\text{CH}_4$ • этан, $\text{C}_2\text{H}_6$ • этилен, $\text{C}_2\text{H}_4$ (b) поймите, что элементы периода 3 могут расширять октет, в том числе в соединениях диоксид серы, $\text{SO}_2$, пентахлорид фосфора, $\text{PCl}_5$, и гексафторид серы, $\text{SF}_6$ (c) опишите координационную (донорно-акцепторную ковалентную) связь, в том числе в реакции между газами аммиака и хлороводорода для образования иона аммония, $\text{NH}_4^+$, и в молекуле $\text{Al}_2\text{Cl}_6$
(a) опишите ковалентные связи с точки зрения перекрывания орбиталей, давая $\sigma$ и $\pi$ связи: • $\sigma$ связи образуются прямым перекрыванием орбиталей между связанными атомами • $\pi$ связи образуются боковым перекрыванием соседних p-орбиталей над и под $\sigma$ связью (b) опишите, как образуются $\sigma$ и $\pi$ связи в молекулах, включая $\text{H}_2$, $\text{C}_2\text{H}_6$, $\text{C}_2\text{H}_4$, $\text{HCN}$ и $\text{N}_2$ (c) используйте понятие гибридизации для описания $\text{sp}$, $\text{sp}^2$ и $\text{sp}^3$ орбиталей
(a) определите термины: • энергия связи — это энергия, необходимая для разрыва одного моля определенной ковалентной связи в газообразном состоянии • длина связи — это межъядерное расстояние двух ковалентно связанных атомов (b) используйте значения энергии связей и концепцию длины связи для сравнения реакционной способности ковалентных молекул
Source: Cambridge International syllabus · Источник: Программа Cambridge International
English
Covalent bonding: a shared pair
Covalent bonding 共价键 is the electrostatic attraction between the nuclei of two atoms and a shared pair of electrons.
Simple molecules with covalent bonds include $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{N}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$, $\text{CO}_2$, $\text{NH}_3$, $\text{CH}_4$, $\text{C}_2\text{H}_6$ and $\text{C}_2\text{H}_4$. A double bond shares two pairs; a triple bond (as in $\text{N}_2$) shares three pairs.
Atoms in Period 3 and below can expand the octet 扩展八隅体 — hold more than eight electrons in their outer shell. Examples are $\text{SO}_2$, $\text{PCl}_5$ and $\text{SF}_6$.
A coordinate bond 配位键 (also called a dative covalent bond) is a covalent bond where both shared electrons come from the same atom. For example, when ammonia and hydrogen chloride gases meet, the lone pair on the nitrogen forms a coordinate bond to $\text{H}^+$, making the ammonium ion $\text{NH}_4^+$. Coordinate bonds also join the two halves of the $\text{Al}_2\text{Cl}_6$ molecule.
Sigma and pi bonds
Covalent bonds form when orbitals 轨道 overlap:
a sigma bond σ键 forms by the direct, head-on overlap 重叠 of orbitals between the two atoms.
a pi bond π键 forms by the sideways overlap of two p orbitals, above and below the sigma bond.
A single bond is one sigma bond. A double bond (as in $\text{C}_2\text{H}_4$) is one sigma plus one pi bond. A triple bond (as in $\text{N}_2$ and $\text{HCN}$) is one sigma plus two pi bonds.
Hybridisation
Hybridisation 杂化 mixes orbitals in the same shell to make new, equal orbitals for bonding:
$\text{sp}$: two equal orbitals, used in a linear molecule.
$\text{sp}^2$: three equal orbitals, used in a flat molecule like $\text{C}_2\text{H}_4$.
$\text{sp}^3$: four equal orbitals, used in $\text{CH}_4$.
Bond energy and bond length
bond energy 键能 is the energy needed to break one mole of a particular covalent bond in the gas state.
bond length 键长 is the distance between the centres of the two bonded atoms.
A shorter bond is usually stronger (higher bond energy). Triple bonds are shorter and stronger than double bonds, which are shorter and stronger than single bonds. Stronger bonds make a molecule harder to react.
Русский
Ковалентная связь: общая пара электронов
Ковалентная связь — это электростатическое притяжение между ядрами двух атомов и общей парой электронов.
Простые молекулы с ковалентными связями включают $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{N}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$, $\text{CO}_2$, $\text{NH}_3$, $\text{CH}_4$, $\text{C}_2\text{H}_6$ и $\text{C}_2\text{H}_4$. Двойная связь делит две пары; тройная связь (как в $\text{N}_2$) делит три пары.
Атомы в периоде 3 и ниже могут расширить октет — удерживать более восьми электронов во внешней оболочке. Примеры: $\text{SO}_2$, $\text{PCl}_5$ и $\text{SF}_6$.
Донорно-акцепторная связь (также называемая координатной ковалентной связью) — это ковалентная связь, где обе общие пары электронов исходят от одного атома. Например, при столкновении газов аммиака и хлороводорода неподелённая пара на азоте образует донорно-акцепторную связь со $\text{H}^+$, создавая ион аммония $\text{NH}_4^+$. Донорно-акцепторные связи также соединяют две половины молекулы $\text{Al}_2\text{Cl}_6$.
Донорно-акцепторная (координатная) связь: неподелённая пара азота образует четвёртую связь N–H, оба электрона исходят от N
Сигма- и пи-связи
Ковалентные связи образуются при перекрывании орбиталей:
сигма-связь σ образуется за счет прямого, торцевого перекрывания орбиталей между двумя атомами.
пи-связь π образуется за счет бокового перекрывания двух p-орбиталей, сверху и снизу от сигма-связи.
Одинарная связь — это одна сигма-связь. Двойная связь (как в $\text{C}_2\text{H}_4$) — это одна сигма-связь плюс одна пи-связь. Тройная связь (как в $\text{N}_2$ и $\text{HCN}$) — это одна сигма-связь плюс две пи-связи.
Сигма-связь $\sigma$ образуется за счет прямого торцевого перекрывания; пи-связь $\pi$ образуется за счет бокового перекрывания двух p-орбиталей, сверху и снизу
Гибридизация
Гибридизация смешивает орбитали в одной оболочке, чтобы создать новые, равные орбитали для связей:
$\text{sp}$: две равные орбитали, используемые в линейной молекуле.
$\text{sp}^2$: три равные орбитали, используемые в плоской молекуле, такой как $\text{C}_2\text{H}_4$.
$\text{sp}^3$: четыре равные орбитали, используемые в $\text{CH}_4$.
Энергия и длина связи
энергия связи — это энергия, необходимая для разрыва одного моля определенной ковалентной связи в газообразном состоянии.
длина связи — это расстояние между центрами двух связанных атомов.
Более короткая связь обычно прочнее (выше энергия связи). Тройные связи короче и прочнее двойных, которые, в свою очередь, короче и прочнее одинарных. Более прочные связи делают молекулу менее реакционноспособной.
Explore · Исследовать
Sharing a pair of electrons · Общая пара электронов
Step through a covalent bond: two atoms overlap and share a pair so each reaches a full shell — when the two pull equally the bond is non-polar. · Разберем ковалентную связь: два атома перекрываются и делят пару электронов, так что каждый достигает полной оболочки — когда оба притягивают их одинаково сильно, связь неполярна.
Explore · Исследовать
Covalent bonding (sharing) · Ковалентная связь (общие пары)
Two non-metal atoms overlap and share a pair of electrons — counted for both — so each reaches a full outer shell. O₂ shares two pairs (a double bond). · Два атома неметалла перекрывают орбитали и разделяют пару электронов — она учитывается для обоих, так что каждый достигает завершенной внешней оболочки. O₂ разделяет две пары (двойная связь).
London dispersion forces/ˈlʌndn dɪˈspɜːʃn ˈfɔːsɪz/
силы Лондона (дисперсионные силы)
instantaneous dipole/ˌɪnstənˈteɪnɪəs ˈdaɪpəʊl/
мгновенный диполь
induced dipole/ɪnˈdjuːst ˈdaɪpəʊl/
индуцированный диполь
permanent dipole/ˈpɜːmənənt ˈdaɪpəʊl/
постоянный диполь
3.5
Shapes of molecules · Формы молекул
Syllabus · Программа
English
state and explain the shapes of, and bond angles in, molecules by using VSEPR theory, including as simple examples: • $\text{BF}_3$ (trigonal planar, 120°) • $\text{CO}_2$ (linear, 180°) • $\text{CH}_4$ (tetrahedral, 109.5°) • $\text{NH}_3$ (pyramidal, 107°) • $\text{H}_2\text{O}$ (non-linear, 104.5°) • $\text{SF}_6$ (octahedral, 90°) • $\text{PF}_5$ (trigonal bipyramidal, 120° and 90°)
predict the shapes of, and bond angles in, molecules and ions analogous to those specified in 3.5.1
Русский
укажите и объясните формы, а также углы связей в молекулах, используя теорию VSEPR, приводя в качестве простых примеров: • $\text{BF}_3$ (тригонально-планарная, 120°) • $\text{CO}_2$ (линейная, 180°) • $\text{CH}_4$ (тетраэдрическая, 109,5°) • $\text{NH}_3$ (пирамидальная, 107°) • $\text{H}_2\text{O}$ (нелинейная, 104,5°) • $\text{SF}_6$ (октаэдрическая, 90°) • $\text{PF}_5$ (тригонально-бипирамидальная, 120° и 90°)
предсказывайте формы и углы связей в молекулах и ионах, аналогичных указанным в 3.5.1
Source: Cambridge International syllabus · Источник: Программа Cambridge International
English
To work out a shape, use VSEPR theory 价层电子对互斥理论: the pairs of electrons around the central atom push apart as far as possible, because like charges repel.
A lone pair 孤对电子 (not in a bond) pushes more strongly than a bonding pair 成键电子对. Each lone pair squeezes the bond angle 键角 by about $2.5°$.
Molecule
Shape
Bond angle
$\text{CO}_2$
linear 直线形
$180°$
$\text{BF}_3$
trigonal planar 平面三角形
$120°$
$\text{CH}_4$
tetrahedral 四面体形
$109.5°$
$\text{NH}_3$
pyramidal 三角锥形
$107°$
$\text{H}_2\text{O}$
bent 角形
$104.5°$
$\text{PF}_5$
trigonal bipyramidal 三角双锥形
$120°$ and $90°$
$\text{SF}_6$
octahedral 八面体形
$90°$
$\text{NH}_3$ has one lone pair and $\text{H}_2\text{O}$ has two, which is why their angles drop below the $109.5°$ of $\text{CH}_4$. You can predict the shapes of similar molecules and ions in the same way.
Worked example. Predict the shape and bond angle of $\text{NH}_3$ and of $\text{H}_2\text{O}$. Nitrogen has 5 outer electrons and forms 3 bonds, leaving 3 bonding pairs and 1 lone pair - four pairs in total, so they start from the tetrahedral $109.5°$. The lone pair repels more strongly and squeezes the angle by about $2.5°$, giving a pyramidal shape at about $107°$. Oxygen forms 2 bonds and keeps 2 lone pairs: still four pairs, but now two squeezes, so the shape is bent at about $104.5°$. Count all the pairs to fix the basic geometry, subtract $2.5°$ for each lone pair, and name the shape from the atoms - $\text{NH}_3$ has four pairs but is pyramidal, not tetrahedral.
Русский
Молекулярная модель показывает трехмерную форму ковалентной молекулы.
Чтобы определить форму, используйте теорию VSEPR: пары электронов вокруг центрального атома отталкиваются друг от друга максимально далеко, так как одноименные заряды отталкиваются.
Неподелённая пара (не участвующая в связи) отталкивает сильнее, чем связывающая пара. Каждая неподелённая пара уменьшает связывающий угол примерно на $2.5°$.
Молекула
Форма
Связывающий угол
$\text{CO}_2$
линейная
$180°$
$\text{BF}_3$
тригональная планарная
$120°$
$\text{CH}_4$
тетраэдрическая
$109.5°$
$\text{NH}_3$
пирамидальная
$107°$
$\text{H}_2\text{O}$
угловая
$104.5°$
$\text{PF}_5$
тригональная бипирамида
$120°$ и $90°$
$\text{SF}_6$
октаэдрическая
$90°$
У $\text{NH}_3$ есть одна неподелённая пара, а у $\text{H}_2\text{O}$ — две, поэтому их углы падают ниже стандартного значения $109.5°$ для $\text{CH}_4$. Вы можете предсказать формы подобных молекул и ионов аналогичным образом.
Семь форм по теории VSEPR; неподеленные пары в NH$_3$ и H$_2$O отталкиваются сильнее, сжимая угол связи ниже $109.5°$
Разобранное решение. Предскажите форму и связывающий угол для $\text{NH}_3$ и $\text{H}_2\text{O}$. У азота 5 внешних электронов, он образует 3 связи, оставляя 3 связывающие пары и 1 неподелённую пару — всего четыре пары, поэтому они начинают с тетраэдрического $109.5°$. Неподелённая пара отталкивает сильнее и сжимает угол примерно на $2.5°$, давая пирамидальную форму под углом около $107°$. Кислород образует 2 связи и сохраняет 2 неподелённые пары: всё ещё четыре пары, но теперь два сжатия, поэтому форма угловая под углом около $104.5°$. Подсчитайте все пары, чтобы закрепить базовую геометрию, вычтите $2.5°$ за каждую неподелённую пару и назовите форму по атомам — у $\text{NH}_3$ четыре пары, но форма пирамидальная, а не тетраэдрическая.
Explore · Исследовать
Shape from bonding and lone pairs · Форма из связывающих и неподелённых пар
Count the bonding pairs and lone pairs around the central atom; they repel into the shape with least strain. Three bonds and one lone pair give a pyramid, like ammonia (NH3). · Подсчитайте связывающие и неделовые пары вокруг центрального атома; они располагаются так, чтобы минимизировать отталкивание. Три связи и одна неделевая пара образуют пирамидальную структуру, как в аммиаке (NH3).
Explore · Исследовать
Predicting molecular shape · Предсказание формы молекулы
Set the bonding and lone pairs. Electron pairs repel and spread out as far apart as possible — that fixes the shape and bond angle. · Установите число связей и неподелённых пар. Электронные пары отталкиваются и расходятся максимально далеко друг от друга — это фиксирует форму и угол связи.
3.6
Intermolecular forces · Межмолекулярные силы
Syllabus · Программа
English
(a) describe hydrogen bonding, limited to molecules containing N–H and O–H groups, including ammonia and water as simple examples (b) use the concept of hydrogen bonding to explain the anomalous properties of $\text{H}_2\text{O}$ (ice and water): • its relatively high melting and boiling points • its relatively high surface tension • the density of the solid ice compared with the liquid water
use the concept of electronegativity to explain bond polarity and dipole moments of molecules
(a) describe van der Waals’ forces as the intermolecular forces between molecular entities other than those due to bond formation, and use the term van der Waals’ forces as a generic term to describe all intermolecular forces (b) describe the types of van der Waals’ forces: • instantaneous dipole–induced dipole (id-id) forces, also called London dispersion forces • permanent dipole–permanent dipole (pd-pd) forces, including hydrogen bonding (c) describe hydrogen bonding and understand that hydrogen bonding is a special case of permanent dipole–permanent dipole forces between molecules where hydrogen is bonded to a highly electronegative atom
state that, in general, ionic, covalent and metallic bonding are stronger than intermolecular forces
Русский
(a) опишите водородную связь, ограничиваясь молекулами, содержащими группы N–H и O–H, включая аммиак и воду в качестве простых примеров (b) используйте концепцию водородной связи для объяснения аномальных свойств $\text{H}_2\text{O}$ (льда и воды): • относительно высокие температуры плавления и кипения • относительно высокое поверхностное натяжение • плотность твердого льда по сравнению с жидкой водой
используйте концепцию электроотрицательности для объяснения полярности связи и дипольных моментов молекул
(a) опишите силы Ван-дер-Ваальса как межмолекулярные взаимодействия между молекулярными частицами, отличные от тех, что обусловлены образованием химической связи, и используйте термин «силы Ван-дер-Ваальса» как общий термин для обозначения всех межмолекулярных взаимодействий (b) опишите типы сил Ван-дер-Ваальса: • силы мгновенного диполя – индуцированного диполя (id-id), также называемые силами Лондона (дисперсионными силами) • силы постоянного диполя – постоянного диполя (pd-pd), включая водородную связь (c) опишите водородную связь и поймите, что водородная связь является частным случаем взаимодействия постоянного диполя – постоянного диполя между молекулами, где водород связан с высокоэлектроотрицательным атомом
укажите, что в целом ионная, ковалентная и металлическая связи сильнее межмолекулярных взаимодействий
Source: Cambridge International syllabus · Источник: Программа Cambridge International
English
Intermolecular forces 分子间作用力 are the forces betweenmolecules 分子. They are much weaker than the ionic, covalent and metallic bonding inside substances.
Bond polarity and dipoles
When two atoms with different electronegativity share a bond, the electrons sit closer to the more electronegative atom. The bond then has a polarity 极性: one end is slightly negative ($\delta-$) and the other slightly positive ($\delta+$). This separation of charge is a dipole 偶极.
If the dipoles in a molecule do not cancel, the whole molecule has a dipole moment 偶极矩 and is polar. If they cancel by symmetry (as in $\text{CO}_2$), the molecule is non-polar.
Van der Waals' forces
Van der Waals' forces 范德华力 is the general name for all intermolecular forces. There are two main types.
The first type is the instantaneous dipole–induced dipole force, also called the London dispersion force 伦敦色散力. Moving electrons make a brief instantaneous dipole 瞬时偶极, which then creates a matching induced dipole 诱导偶极 in a nearby molecule. These forces act between all molecules and get stronger when there are more electrons.
The second type is the permanent dipole–permanent dipole force. It acts between molecules that are always polar, because each one has a permanent dipole 永久偶极.
Hydrogen bonding
Hydrogen bonding 氢键 is a strong, special case of permanent dipole forces. It forms when hydrogen is bonded to a very electronegative atom — nitrogen, oxygen or fluorine — and is attracted to a lone pair on an N, O or F atom in a neighbour. Look for N–H and O–H groups, as in ammonia and water.
Hydrogen bonding explains the strange behaviour of water:
its high melting and boiling point 沸点, because many hydrogen bonds must be broken.
its high surface tension 表面张力.
ice is less dense than liquid water, because hydrogen bonds hold the molecules in an open, spread-out structure, so ice floats.
Русский
Межмолекулярные силы — это силы, действующие междумолекулами. Они значительно слабее ионной, ковалентной и металлической связей, существующих внутри веществ.
Полярность связи и диполи
Когда два атома с разной электроотрицательностью образуют связь, электроны смещаются ближе к более электроотрицательному атому. В результате возникает полярность связи: один конец имеет легкий отрицательный заряд ($\delta-$), а другой — легкий положительный ($\delta+$). Такое разделение зарядов называется диполем.
Если диполи в молекуле не компенсируют друг друга, вся молекула обладает дипольным моментом и является полярной. Если же они компенсируются за счет симметрии (как в $\text{CO}_2$), молекула неполярна.
Силы Ван-дер-Ваальса
Силы Ван-дер-Ваальса — общее название для всех межмолекулярных сил. Выделяют два основных типа.
Первый тип — сила мгновенного диполя и индуцированного диполя, также известная как сила Лондона. Движение электронов создает кратковременный мгновенный диполь, который затем индуцирует соответствующий индуцированный диполь в соседней молекуле. Эти силы действуют между всеми молекулами и усиливаются при увеличении числа электронов.
Сила Лондона: временный диполь в одной молекуле индуцирует диполь в соседней, поэтому они притягиваются — это действует между всеми молекулами
Второй тип — сила постоянного диполя и постоянного диполя. Она действует между молекулами, которые всегда полярны, поскольку каждая из них имеет постоянный диполь.
Водородная связь
Водородная связь — это сильный, особый случай сил постоянного диполя. Она образуется, когда водород связан с очень электроотрицательным атомом — азотом, кислородом или фтором — и притягивается к неподеленной электронной паре на атоме N, O или F в соседней молекуле. Ищите группы N–H и O–H, например, в аммиаке и воде.
Водородная связь в воде: $\delta+$ водород притягивается к неподеленной электронной паре на $\delta-$ кислороде соседней молекулы
Водородная связь объясняет странное поведение воды:
ее высокую температуру плавления и температуру кипения, так как необходимо разорвать множество водородных связей.
ее высокое поверхностное натяжение.
лед менее плотен, чем жидкая вода, потому что водородные связи удерживают молекулы в открытой, расширенной структуре, благодаря чему лед плавает.
Explore · Исследовать
Polarity and intermolecular forces lab · Лабораторная работа: Полярность и межмолекулярные взаимодействия
Classify molecules by the feature that controls attractions. · Классифицируйте молекулы по признаку, определяющему притяжение между ними.
Explore · Исследовать
Why hydrogen bonds make water special · Почему водородные связи делают воду особенной
Step through it. One weak-but-strong force — the hydrogen bond — explains water's high boiling point, why ice floats, and why it dissolves so much. · Разберём по шагам. Одно слабое, но важное взаимодействие — водородная связь — объясняет высокую температуру кипения воды, то, почему лёд плавает, и почему она так хорошо растворяет вещества.
Dot-and-cross diagrams · Диаграммы «точка и крестик»
Syllabus · Программа
English
use dot-and-cross diagrams to illustrate ionic, covalent and coordinate bonding including the representation of any compounds stated in 3.4 and 3.5 (dot-and-cross diagrams may include species with atoms which have an expanded octet or species with an odd number of electrons)
Русский
используйте диаграммы точка-крестик для иллюстрации ионной, ковалентной и донорно-акцепторной связей, включая представление любых соединений, указанных в 3.4 и 3.5 (диаграммы точка-крестик могут включать виды с атомами, имеющими расширенный октет, или виды с нечетным числом электронов)
Source: Cambridge International syllabus · Источник: Программа Cambridge International
English
A dot-and-cross diagram 点叉图 shows the outer electrons of each atom, using dots for one atom and crosses for the other. This makes it clear where each bonding electron came from. You can draw them for ionic, covalent and coordinate bonding, including molecules with an expanded octet or an odd number of electrons.
Русский
Диаграмма «точка и крестик» показывает валентные электроны каждого атома, используя точки для одного атома и крестики для другого. Это позволяет четко увидеть, откуда взят каждый связывающий электрон. Их можно рисовать для ионной, ковалентной и донорно-акцепторной связей, включая молекулы с расширенным октетом или нечетным числом электронов.
Ковалентная диаграмма «точка и крестик»: каждая общая пара состоит из одного электрона от каждого атома. Вода имеет две связывающие пары и две неподеленные пары; азот образует три общие пары (тройную связь)
3.7
Exam tips · Советы для экзамена
English
For shapes, count bonding pairs and lone pairs, name the shape, then give the exact bond angle (e.g. $\text{NH}_3$: pyramidal, $107^\circ$) — each lone pair lowers the angle by about $2.5^\circ$.
A dative (coordinate) bond has both electrons from one atom (e.g. $\text{NH}_4^+$, $\text{H}_3\text{O}^+$); draw the arrow from the lone pair.
Name the intermolecular force precisely: hydrogen bonding needs H bonded to N, O or F; otherwise it is permanent-dipole or induced-dipole (van der Waals). Never call van der Waals forces "bonds".
Explain a physical property by stating which forces are broken, not just "strong bonds".
Русский
Для форм подсчитайте связывающие пары и неподеленные пары, назовите форму, затем укажите точный угол связи (например, $\text{NH}_3$: пирамидальная, $107^\circ$) — каждая неподеленная пара уменьшает угол примерно на $2.5^\circ$.
Донорная (координатная) связь содержит оба электрона от одного атома (например, $\text{NH}_4^+$, $\text{H}_3\text{O}^+$); стрелку нужно рисовать от неподеленной пары.
Точно назовите межмолекулярную силу: водородная связь требует наличия H, связанного с N, O или F; иначе это силы постоянного диполя или индуцированного диполя (ван-дер-ваальсовы). Никогда не называйте силы ван-дер-Ваальса «связями».
Объясните физическое свойство, указав какие силы разрываются, а не просто «прочные связи».
Interactive lessons on this topic · Интерактивные уроки по этой теме
Work through it step by step, with instant-check exercises. · Пройдите его шаг за шагом с упражнениями мгновенной проверки.
Pick one and the site follows you — notes, papers, videos and practice all open on it. · Выберите один, и сайт будет вести вас — конспекты, работы, видео и практика откроются там.
Type to search notes, lessons, code, vocabulary and past-paper questions across every subject. · Введите запрос для поиска заметок, уроков, кода, словаря и вопросов с реальных экзаменов по всем предметам.
*Настоящий кристалл поваренной соли (галит, NaCl); кубические формы отражают гигантскую ионную решетку внутри
