Flatik.ru

Перейти на главную страницу

Поиск по ключевым словам:

страница 1страница 2 ... страница 5страница 6
Министерство образования и науки Республики Казахстан
Павлодарский государственный университет

им. С. Торайгырова


Биолого-химический факультет
Кафедра химических технологий

химия

Опорный конспект лекций

для студентов нехимических специальностей

(бакалавриат)

Павлодар
УДК 54(07)

ББК 24я7


Х46
Рекомендовано Учёным советом ПГУ им. С. Торайгырова
Рецензент

кандидат химических наук, доцент Мальков И.В.

Х46 Парамонов Ф.П., Несмеянова Р.М., Рыжак Ю.Ф. Химия: опорный конспект лекций. -Павлодар, 2007. – 56с.

Опорный конспект лекций предназначен для студентов нехимических специальностей всех форм обучения. В пособии рассмотрены следующие вопросы: строение атома, периодический закон Д.И.Менделеева, основные закономерности протекания химических реакций, растворы, растворы электролитов, окислительно-восстановительные реакции, основы электрохимии, коррозия металлов.

УДК 54(07)

ББК 24я7

©Парамонов Ф.П., Несмеянова Р.М., Рыжак Ю.Ф., 2007

©Павлодарский государственный университет

им. С. Торайгырова, 2007

УТВЕРЖДАЮ

Проректор по УР

ПГУ им. С. Торайгырова

_________ Н.Э. Пфейфер

«____»__________200__г.

Составители: Парамонов Ф.П., Несмеянова Р.М., Рыжак Ю.Ф.


Кафедра химических технологий

Утверждено на заседании кафедры «__»______200__г. Протокол №__


Заведующий кафедрой ___________________________ Мальков И.В.
Одобрено методическим советом биолого-химического факультета

«_____»______________200_г. Протокол №______________


Председатель МС__________________________ Жапаргазинова К.Х.

СОГЛАСОВАНО
Декан факультета ___________ Базарбеков К.У. «__»________ 200_г.

Нормоконтролёр ОМК _________ Баяхметова Г.С. «__»______ 200_г.




ОДОБРЕНО УМО
Начальник УМО ___________ Головерина Л.Т. «___» _______ 200_г.
Рецензия

Учебное пособие предназначено для студентов нехимических специальностей всех форм обучения. В пособии рассмотрены следующие вопросы: строение атома, периодический закон Д.И.Менделеева, основные закономерности протекания химических реакций, растворы, растворы электролитов, окислительно-восстановительные реакции, основы электрохимии, коррозия металлов.

Учебное пособие выполнено в соответствии с типовыми программами по химии нехимических технических специальностей.

Данное пособие необходимо для самостоятельной подготовки студентов к лекционным занятиям в условиях кредитной системы обучения и экзаменам.

Заведующий кафедрой химических технологий И.В. Мальков

1 Строение атома
Химия – это наука о способах получения новых веществ с определёнными свойствами из ранее известных и определении условий, при которых эти свойства сохраняются. В этом смысле химия перекликается с материаловедением. Задача важная и сложная, и она не может быть решена без знания законов превращения вещества.

Нам известно, что свойство ансамбля частиц предопределяется свойством частицы и, если ансамбль состоит из N частиц, а сама частица обладает свойством в количестве j, то обычно полагается, что ансамбль обладает этим свойством, увеличенном в N раз, т.е.


J = N j
Для более точного соответствия нужно учесть некие отклонения от свойства аддетивности. Вводя поправочный коэффициент – β, который, если говорить в общем, может изменяться в достаточно широких пределах, например, концентрация и активность в растворе электролитов, представляют свойство системы в виде соотношения
J = β N j
В начале 19 века Дж. Дальтон выдвинул теорию атомарного строения вещества, которая в дальнейшем убедительно подтвердилась всем развитием науки. Стала задача об определении строения атома.

В 1861г. А.М. Бутлеров сформулировал свой закон зависимости свойства вещества не только от его состава, но и от строения составных частиц молекулы: «Химическая натура сложной частицы определяется натурой элементарных составных частей, количеством их и химическим строением» (указание на определение β).

Задача сложнейшая и актуальная.

Неоценимую услугу в решении этой задачи оказал Д.И. Менделеев, который в 1869 г. сформулировал свой Периодический закон и дал вариант распределения атомов в форме своей периодической таблицы. «Свойства атомов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра» - такова современная формулировка этого закона.

Руководствуясь этим законом и сверяя его с периодической таблицей, можно заранее предсказать очень многие свойства не только простейших систем, но и более сложных в различных условиях. Для этого нужна деталировка этих гениальных заключений.

В 1898 г. Дж. Дж. Томсон открывает электрон, носитель отрицательного заряда в электронейтральном атоме, и тем самым ставит задачу о строении атома как системы положительных и отрицательных зарядов.

Ключевым моментом в изучении строения атома становятся опыты сотрудников Резерфорда Гейгера и Марсдена (1909 г.), анализ которых позволил в 1911 г. их руководителю предложить планетарную модель атома: в центре атома в малом (10-15 м) объёме сосредоточены вся масса и весь положительный заряд, вокруг центра двигаются электроны по замкнутым орбитам. Размеры орбит ~ 10-10 м.

Теоретическое обоснование этой модели потребовало определения характера движения электронов, их систематизации. Очень удачной попыткой решения этой проблемы стали постулаты Н. Бора. В первом постулате Н. Бор даёт понятие стационарности круговой орбиты, двигаясь на которой электрон не изменяет своей энергии,


m×v×r = n×h,
где m – масса электрона;

v – линейная скорость электрона;

r – радиус круговой орбиты;

n – главное квантовое число, принимающее только положительные целочисленные значения – 1, 2, 3,…, ∞;

h – постоянная М.Планка.
Во втором постулате Н.Бор утверждает, что атом излучает или поглощает энергию квантом лишь при переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую, т.е.
h×νmn = Em-En
Этих постулатов оказалось достаточно для описания многих физических свойств атома, в частности объяснения линейчатости спектров испускания атома, расположения линий спектра атома и зависимости длины волны излучения атома от заряда ядра атома Z (закон Мозли).

Развитие этой модели, её усовершенствование привело к появлению дополнительных характеристик атома, к появлению новых квантовых чисел – орбитального квантового числа l, меняющегося в пределах от 0 до (n - 1). Это в свою очередь привело к расщеплению энергетического уровня на подуровни, причём число подуровней совпадает со значением n: если n = 1 (К - уровень), то у него нет расщепления, он сам и уровень и подуровень (s - подуровень в общепринятом обозначении). Если n = 2 (L - уровень), то у него два подуровня: при l = 0, s - подуровень, при l = 1, р – подуровень. Если n = 3 (М - уровень),то он расщепляется на три подуровня: l = 0 - s – подуровень, l = 1 - р – подуровень, l = 2, d – подуровень. На четвёртом уровне может появиться f – подуровень и т.д.

Так как электроны – заряженные частицы, то их вращение по замкнутым орбитам представляет замкнутый ток. Виток с током обязательно сопровождается появлением соответствующего магнитного момента, и поэтому электроны, принадлежащие хотя бы одному подуровню будут двигаться вокруг ядра по определённым образом ориентированным друг относительно друга орбитам. Физически это ясно: на электроны действуют силы притяжения ядра, и силы отталкивания друг от друга, уже наличие этих сил заставит орбиты электроном ориентироваться, добавим к этому взаимодействие орбитальных магнитных моментов. Число этих ориентаций будет равно числу орбит, и это число будет определяться магнитным квантовым числом m, оно меняется в пределах -l ≤ m ≤ l, принимая только целочисленные значения в том числе ноль. Таким образом тройка квантовых чисел n, l, m однозначно определяет все характеристики вращающегося электрона: размер орбиты, его форму, его ориентацию, его энергию. s-электроны вращаются по сферическим орбитам, ориентация которых безразлична, р-электроны двигаются по эллиптическим орбитам, перетянутым посредине, причем ориентированны они будут трижды (по осям координат), d-электроны будут двигаться по пространственным 4-х листникам, у них может быть лишь пять (-2, -1, 0, +1, +2) ориентаций и т.д. Экспериментально было обнаружено ещё четвертое квантовое число, спиновое - ms , оно связано с собственным магнитным моментом электрона – спином, и может принимать лишь два значения: по направлению внешнего магнитного поля и против (+1/2, -1/2) .

Таким образом четыре квантовых числа полностью описывают состояние электрона – n, l, ml, ms.



Многоэлектронные системы. Атом – многоэлектронная система, и для распределения электронов по различным состояниям руководствуются принципом Паули: в многоэлектронной системе электроны не могут повторять уже существующие состояния. Поэтому если есть состояние (1, 0, 0, +1/2), то второй электрон может иметь только (1, 0, 0, -1/2) состояние или любое состояние иного энергетического уровня.

Если взять ядро зарядности Z, то последовательно подпуская электроны к этому ядру, получим следующие электронные состояния: (1, 0, 0, +1/2), (1, 0, 0, -1/2) – два s-электрона. Все вакансии первого К-уровня заполнены, третий электрон будет заполнять состояние второго энергетического уровня – L-уровня (n =2). Тогда в этом уровне могут быть два подуровня: l = 0 – s-подуровень, l = 1 – p-подуровень. В подуровнях может быть: в s-подуровне одна орбиталь (m = 0), других ориентаций нет, и, соответственно число орбит одно, в p – подуровне (l = 1) число ориентаций будет три (m = 0, ±1), соответственно орбит будет три и т.д. Следовательно, на L – уровне (n = 2) может реализовываться восемь состояний:


(2, 0, 0, -1/2), (2, 0, 0, +1/2) – два s-состояния 1-го подуровня,

(2, -1, -1/2), (2, 1, -1, +1/2) – два состояния при l = 1 и m = -1

(2, 1, 0, -1/2), (2, 1, 0, +1/2) – два состояния при l = 1 и m = 0

(2, 1, 1, -1/2), (2, 1, 1, +1/2) – два состояния при l = 1 и m = +1


Всего не повторяющихся четверток из квантовых чисел (n, l, m, ms) при n = 2, в соответствии с принципом Паули можно составить только восемь штук. Следовательно, различных атомных систем может образоваться лишь восемь.

Если сравнить с периодической системой элементов Д.И.Менделеева (ПСЭМ), то в первом периоде 2 элемента, во втором – восемь элементов – полное соответствие. Тогда напрашивается вывод, что период в ПСЭМ соответствует застройке соответствующего уровня электронами: в первом периоде (n = 1) два элемента, во втором периоде (n = 2) восемь элементов (2n2).

Третий период будет соответствовать заполнению третьего энергетического уровня, n = 3. Число вакансий на этом уровне 2n2 = 2×32 = 18, и мы должны получить 18 многоэлектронных систем – 18 атомов.

Воспользуемся общепринятым условием обозначения этих систем: через два квантовых числа или графически.

Например, состояние (1, 0, 0, -1/2) обозначают 1s1 , состояния (1, 0, 0, -1/2) и (1, 0, 0, +1/2) - 1s2 , т.е. подразделяют уровень – первая цифра перед записью, в данном случае 1, потом через малую латинскую (s, p, d, f) – обозначают подуровень, в нашем случае s (m = 0), в показателя степени пишут число электронов, размещенных на этом подуровне, в нашем случае, или 1 или 2.

Для третьего уровня третьего периода возможны состояния 3s1-2, p1-6, d1-10.

Д.И.Менделеев использует вакансии 3S1-2, Р1-6, а системы с Z = 19-20, помещает в IV период, в первую и вторую группы, главные подгруппы, т.е. заполняются вакансии 4S подуровня вместо следующих 3d-состояний. Почему? По Менделееву у Nа свойства схожи с Li и К, а у Мg – с Ве и Са, поэтому они должны быть соответственно в первой и второй группах.

По квантовой механике эта экспериментальная данность объясняется правилами Клечковского: заполняется та вакансия, у которой сумма n + l меньшая.

Если подсчитать эту сумму для 3d и 4S – состояний, то у 3d - n + l = 3 + 2 = 5, у 4S – n + l = 4 + 0 = 4. Cледовательно, в первую очередь должна появиться структура 1s22s2р63s2р64s1 по сравнению со структурой 1s22s2р63s2р6d1.

Далее у Д.И.Менделеева в III-ей группе появляется так называемый переходный элемент – скандий - 1s 22s 2р63s 2р64s23d1, но появляется в побочной подгруппе. Несмотря на некоторую сходность свойств с алюминием и галлием, есть и различия, и эти различия объясняются тем, что на внешнем уровне у алюминия имеются три электрона s2р1, а у скандия – те же три электрона, но структуры s2d1.

Появление в четвертом периоде элементов, у которых на внешнем уровне есть d-электроны объясняется вторым правилом Клечковского: если электрону предоставляется возможность занять энергетические состояния с равными суммами n + l, то занимается то, у которого меньше n.

У скандия после заполнения 4s состояния должно заполняться 4р состояние, сумма n + l равна 4 + 1 = 5, и есть возможность занять одно из вакантных состояний незаполненного ранее 3d-состояния, сумма у которого 3+2=5. По второму правилу Клечковского 21-ый электрон занимает состояние 3d. Так в четвертом периоде появляются десять так называемых переходных элементов 3d1-10, которые помещены Д.И.Менделеевым в побочные подгруппы.

Таким образом, наблюдается достаточно полное соответствие между многоэлектронным строением систем, отвечающих принципам квантовой механики, и систематикой элементов по Д.И.Менделееву, предложенной им на основе многолетнего сопоставления их химических свойств. Основой периодичности в химических свойствах атомов является периодичность застройки электронами внешнего уровня атома, т.к. структура внешнего слоя и её изменение предопределяет многообразные качества многоэлектронной системы в том числе и химические.

Если принять краткую систему записи электронных состояний атома, то ПСЭМ может быть записана следующим образом:

I период 1s1-2

II период 2s1-2p1-6

III период 3s1-2p1-6

IV период 4s1-23d1-104p1-6

V период 5s1-24d1-105p1-6

VI период 6s1-25d14f1-145d2-106p1-6

VII период 7s1-26d15f1-146d2-3
Выводы:

1) застройка периода начинается с заполнения состояний s-подуровня;



  1. окончание периода происходит с полного заполнения соответствующего p-подуровня;

  2. в группах расположены элементы, внешний слой которых имеет равное число электронов;

  3. в главных подгруппах на внешнем слое имеются электроны sxpy;

  4. в побочных подгруппах на внешнем слое имеются электроны sxd y.


Периодичность свойств атомов системы Д.И.Менделеева. Мы уже указывали, что периодичность свойств объясняется периодическим повторением внешнего электронного слоя. Это в свою очередь приводит к периодическому повторению ряда характеристик атома, в частности его размеров, потенциала ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности, валентности и т.д.

Если предположить, что атом имеет форму шара (что в какой-то мере допустимо), то легко показать, что размер внешней орбитали - rn (z) является достаточно простой функцией n, z:


,
где А° - ангстрем, 10-10м
Эта зависимость представлена таблицей 1.

Таблица 1 – Свойства атомов как проявление периодичности



Атом

Н

Не

Li

Ве

F





Мg

Свойство

Радиус атома, 10-10м *

0,78

1,28

1,52

2,17

0,58

1,6

1,537

1,6

Потенциал ионии-зации, кДж/моль

1312,0

2372,3

513,3

899,4

1681,0

2080,6

495,8

737,7

Электроотрица-тельность, (по Полингу)

2,20

0

0,98

0,89

3,98

0

0,93

1,31

продолжение таблицы 1



Сl

Аr

К

Са

Вr

Кr

Rb

Sr

J

Хе

0,99

1,74

2,27

1,97

1,96

1,89

2,47

2,15

2,15

2,18

1251,1

1520,4

418,8

589,7

1139,9

1350,7

403,0

549,5

1008,4

1170,4

3,16

0

0,82

1,00

2,96

0

0,82

0,95

2,66

0

*) Представленные радиусы атомов определены с учётом влияния электронов окружения и их фактических форм орбиталей. Поэтому между этими значениями и значениями, полученными по формуле Бора, нет полного соответствия.


Простое исследование этой зависимости показывает, что большие радиусы элементов первой и второй групп говорят об относительно слабой связи внешних электронов и ядра, поэтому эти электроны должны легко отделяться от атома, и атом будет проявлять при этом хорошую восстановительную способность, т.е. будет относиться к группе металлов.

Атомы, заканчивающие период, сжаты, у них радиусы значительно меньше, чем у атомов первой и второй групп, связь между ядром и внешними электронами сильная, поэтому терять эти электроны атомы не предрасположены, проявлять восстановительные свойства будут в малой степени.

Мерой восстановительных свойств атома является потенциал ионизации. Это работа, связанная с удалением одного внешнего электрона на бесконечно большое расстояние. Опять-таки качественно эту работу можно оценить, если эту работу связать с энергией возбуждения атома, т.е. с переводом его внешнего электрона с данного уровня на бесконечно удалённый. По второму постулату:

По Бору эта разность определяется соотношением:

Т.к.

где nбл = nвнешн


Следует сразу оговориться, что в указанной зависимости не учтено экранирование: отталкивание внешнего электрона всеми находящимися около данного ядра. Учет этого приводит к значительному уменьшению II, но общая закономерность сохраняется. Значение II как и другие характеристики атома приведены в таблице 1.

Таким образом, все данные говорят о том, что элементы первой и второй групп являются восстановителями и должны быть отнесены к металлам.

Сродство к электрону показывает способность электронейтрального атома к присоединению ещё одного электрона на свой внешний уровень, это мера окислительных свойств атома. Если проанализировать эту величину по таблице 2, то увидим, что эта величина мала для элементов первой и второй групп периода и возрастает с ростом z, достигая максимального значения для элементов седьмой группы. У Д.И.Менделеева они отнесены к окислителям, кислотообразующим элементам, металлоидам. Интегральной характеристикой окислительно-восстановительных свойств атома является электроотрицательность (Л.Полинг, 1932).

Он взял половину арифметической суммы энергии ионизации и сродства к электрону, в качестве единицы измерения была взята электроотрицательность фтора (в э-в она равна 21,04; в качестве табличного значения 4,1) и показал, что эта характеристика является, во-первых, периодической величиной (она мала для элементов, начинающих застройку периода и, увеличиваясь, достигает максимума к 6,7 группам периода) заряда ядра, а во-вторых, при взаимодействиях между различными атомами окислителем будет тот, у которого электроотрицательность больше. Тем самым он аналитически объяснил амфотерность (двоякость) свойств атомов: с более электроотрицательным – восстановитель, с менее – окислитель. Например – кислород,

2 =3,5 (X-электроотрицательность); Xs =2,5; XF =4,1.




+ -


+ -

О2 + 2F2 = 2ОF2 S + О2 = SО2

Кислород вынужден быть в реакции со фтором восстановителем (!), с серой - окислителем.

Валентность. Это способность одного сорта атомов вступать во взаимодействие с другим сортом атомов в строго определенных количественных отношениях, например, кислород и водород вступают в химических реакциях в соотношении 1:2, натрий и хлор – 1:1 и т.д.

ПСЭМ объясняет периодичность в проявлении этой способности. Для более наглядного понимания этого свойства атомов нам нужно представить ещё один способ описания состояния многоэлектронной системы – графический.

В основе графического метода лежит замена тройки квантовых чисел (n, l, m) так называемой энергетической ячейкой-, в которой могут в соответствии с принципом Паули разместится два электрона . Число ячеек в подуровне определяется числом возможных значений m, которые свойственны данному подуровню: s-подуровню одно значение m = 0, одна ячейка, р-подуровню три значения (m = -1, 0, +1) – три ячейки и т.д.

Следовательно, в каждом подуровне соответствующее число ячеек, которые в совокупности дают графическое представление подуровня: s-подуровень - , р-подуровень - , d-подуровень - и т.д.

При заполнении состояний мы каждый электрон «садим» в энергетическую ячейку в соответствии с тем порядком, который описан нами ранее.

Если натрий имел написание в двух квантовых числах как 1s2s2p63s1, то в графическом представлении он имеет структуру




магний (z=12)
и т.д. При заполнении графической структуры нужно руководствоваться правилом Гунда: при заполнении состояний подуровня электрон стремится занять свободную ячейку подуровня с направленностью спина, параллельной ранее его заселившим. Например, для азота 1s22s2p3 графическое представление с учетом правила Гунда будет:



т.е. у азота три неспаренных электрона на внешнем уровне.

По квантово-механическим представлениям валентность у атома определяется числом неспаренных электронов в нормальном состоянии или этим же числом в возбужденном состоянии. В наших примерах, у Сl, Nа, Н по одному неспаренному электрону, они одновалентны. У кислорода – два неспаренных электрона, он двухвалентен, у азота - три неспаренных электрона, он трехвалентен – NН3.

У магния в нормальном состоянии неспаренных электронов нет, валентность нулевая, но у магния есть 3р и 3d – подуровни, которые свободны, и при возбуждении электронная пара 3s2 может распариться с учетом правила Гунда




В возбужденном состоянии один s-электрон третьего уровня за счет «активации» переходит в 3р-подуровень, энергетические состояния 3s и 3р электронов выравниваются (происходит так называемая sр1 - гибридизация), появляются два неспаренных электрона, в соответствии с которыми у магния появляется валентность два.

У алюминия на внешнем уровне – три электрона s2р1, один из них неспаренный, следовательно, исходная валентность один, но за счет распаривания s-электронов и перехода их на вакансии 3р-подуровня, причем с направлением спинов как у первого р-электрона, образуется три неспаренных совершенно равнозначных (за счет sр2-гибридизации) электронов, валентность три – АlСl3 и т.д.

Если в соответствии с предложенным механизмом определить валентность элементов I, II, III и т.д. периодов, то получим следующие ряды валентностей


Группа (период)

I

II

III

IV

V

VI

VII

0

I

1






















I I

1

0(2)

1(3)

2(4)

3

2

1

0

I I I

1

0(2)

1(3)

2(4)

3(5)

2(4,6)

1(3,5,7)

0

т.е. валентность с теми или иными модификациями является периодической функцией заряда ядра.

Следует сразу оговориться, что окончательного и досконального понимания валентности пока что ещё нет, т.к. это само понятие по своей сути достаточно расплывчато, особенно в структурах, где участвуют более чем два вида атомов.

Химическая связь. Любопытствующим всегда было интересно узнать, почему для измельчения камня нужно совершить работу, причем чем меньше осколки, тем больше работы. До каких степеней можно измельчить тело и сколь на это нужно затратить энергии.

С признанием атомистики этот вопрос трансформировался в определение сил связывающих атомы в молекулы, их природу и величину.

Если подойти к ответу в соответствии с историческим развитием химии, то придётся описывать этапы, число которых будет в точности соответствовать этапности развития самой химии, потому что на современном уровне знаний сама химия в основном-то только и отвечает на этот вопрос: как разорвать старые химические связи и перестроить их в новые с тем, чтобы получить искомое вещество с заранее заданными свойствами – ведь это задача химии.

В 1932г. Гейтлер и Лондон определили силы, которые из двух атомов водорода формируют молекулу водорода. Ответ заключался в следующем.

Если взять два атома водорода, у которых на внешних электронных слоях имеется по одному электрону с антипараллельными спинами, то образуется электронная пара, которая в равной мере обслуживает оба ядра водорода, причем расстояние между ядрами равно 0,74А° вместо ожидаемых 1,06А°. Следовательно электронные облака s-электронов – сферы перекрываются, создается область повышенной электронной плотности, к которой притягиваются ядра двух атомов водорода.

Такая связь получила название ковалентной, неполярной, ординарной. По расположению области повышенной электронной плотности относительно длины связи (прямой, соединяющей ядра) – это σ-связь. Если же связь формируется двумя парами электронов – связь двухкратная (кислород = кислород), если тремя – трехкратная (азот азот). Важно, чтобы от каждого атома в образовании пары участвовало по одному электрону.

Если в создании химической связи участвуют разнородные атомы с отличающимися электроотрицательностями, то электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного, происходит пространственное разделение заряда: на более электроотрицательном атоме скапливается избыток отрицательного заряда, на атоме с меньшей электроотрицательностью – дефицит электронов, возникает дипольная система, например, МgО. XМg = 1,31; XО = 3,5; XО > XМg и идет смещение электронной пары в сторону кислорода.

Если ΔX > 2, то полярная ковалентная связь переходит в ионную (электровалентную), которую описал Коссель.

Ковалентная связь насыщена и направлена в отличие от ионной, которая ненасыщенна и ненаправленна. Например связь в молекуле NаСl ионная, т.к. ΔX = XСl - X= 3,16 - 0,93 = 2,23 >> 1. Электронная пара почти полностью переходит к атому хлора, придавая ему зарядность -1, натрий, потерявший электрон, имеет избыток положительного заряда +1, эти ионы взаимодействуют по механизму заряженных сфер, и каждый из них может подтянуть к себе столь противоионов, сколь их уместится около соответствующего центра. В кристалле NаСl около каждого из ионов формируется по шесть противоионов. Очевидно, что с изменением соотношения rК/rА (радиуса катиона к радиусу аниона) и их зарядности меняется и число окружающих противоионов – координационное число, это говорит о ненасыщенности и ненаправленности ионной связи.

Другое дело, когда полярная связь не вырождается в ионную, она остается насыщенной и направленной. Насыщенной потому, что не может организоваться больше электронных пар, чем может предоставить данный атом неспаренных электронов: водород только один электрон – одна пара, кислород – максимум два электрона – две пары, азот – три неспаренных электрона и соответственно – три пары, углерод в возбужденном состоянии только четыре электрона и соответственно вокруг него может образоваться максимум четыре пары.

Направленность ковалентной связи диктуется ориентацией р, d, … электронных орбиталей друг относительно друга. Рассмотрим на примерах различные молекулы:

Молекула воды Н2О состоит из атома кислорода, у которого в образовании электронных пар участвуют два неспаренных р-электрона второго энергетического уровня ( эти орбитали взаимно перпендикулярны) и двух атомов водорода. От каждого атома водорода берется по одному s-электрону (s-облако - сфера).

Схематично это выглядит так (показываем конфигурацию только неспаренных внешних электронов):

до химической реакции




после химической реакции имеем нижеследующую схему

Угол валентности НОН по предварительному рассмотрению должен быть равен 90°, но т.к. создается область повышенной электронной плотности (заштриховано), то из-за их отталкивания угол НОН будет увеличиваться и станет равным 104,5°.

Молекула воды плоская, угол валентности 104,5°, дипольная, т.к. из-за разности электроотрицательностей (XН = 2,2; XО = 3,5) электронная пара смещена в сторону кислорода, дипольный момент связи отличен от нуля, их – два, и по закону сложения векторов результирующий дипольный момент молекулы воды равен 1,8д.

У молекулы МqСl2 угол валентности Сl-Мq-Сl будет из-за гибридизации (s2 → sp1) равен 180°, каждая из связей (тип σ-связь) Сl-Мq будет обладать дипольным моментом отличным от нуля, но сама молекула дипольным моментом обладать не будет: два равных по величине, но обратных по направлению дипольных момента типа Сl-Мq погасят друг друга. Молекула МqСl2 линейна.

Несколько иной механизм образования химической связи в так называемых комплексных соединениях типа NH4Cl; молекула хлорида аммония получилась за счет реакции присоединения:


NH3 + HCl = NH4Cl
У исходных веществ все валентности задействованы, и эти валентности получили название главных. Если учесть разность в электроотрицательностях, то электронные пары сдвинуты в сторону или азота или хлора.

Около азота четыре пары электронов: одна собственная и три образованные ковалентные пары, около хлора – три собственных пары и одна ковалентная. Так как χС1 = 3,16, χN = 2,20, то ковалентная пара хлор – водород смещена в сторону хлора, водород испытывает большой дефицит электронов так как у него s – орбиталь практически свободна.

С другой стороны есть пара электронов (неподеленная) у азота, который может представить ее в общее пользование атому водорода, входящему в состав НС1. Происходит сближение этих молекул, что приводит к образованию более сложной молекулы:

Следует отметить, что все четыре связи N-H совершенно тождественны, у азота появилась дополнительная (побочная) валентность, образовалось соединение с донорно-акцепторной связью. Азот – донор пары, ион водорода – акцептор. По принятой форме записи данное соединение должно иметь вид комплексной соли.


[NH4]•Cl

Аналогичным образом можно рассматривать образование димерных молекул воды; кислород-донор электронной пары, водород-акцептор.


Очевидно, что ряд этот может быть достаточно длинным, а вода по своей структуре может рассматриваться полимерным образованием (Н-О-Н)n, где n меняется от двух до … Этот вид связи получил название водородной. Она не отличается высокой энергией связи, но из-за своей многочисленности влияние ее на свойства воды огромно (аномально высокая теплоемкость, высокая температура кипения и т. д.)

Рассматриваемые виды связи за счет образования электронных пар или их перемещение достаточно хорошо объясняют многие случаи образования сложных молекул как из одинаковых, так и различных атомов.

Достаточно просто объясняется образование молекулы Сl2 (одна общая пара), О2-(две общие пары), N2-(три общие пары), С-С-(четыре общие пары). Однако попытки объяснить образование молекул или существование конденсированных фаз у элементов III, II, I групп за счет образования электронных пар безуспешны, в этом случае мы сталкиваемся с так называемым дефицитом электронов.

Для объяснения этого случая связи служит метод молекулярных орбиталей (ММО) в его простейшем варианте - методе линейной комбинации атомных орбиталей (ЛКАО). Суть этого метода заключается в том, что образуются так называемые молекулярные орбитали () двух типов: связующие и разрыхляющие из атомных орбиталей () по методу:

В образовании орбитали участвуют все электроны внешних уровней, причем энергетическое различие этих орбиталей должно быть незначительным. - для атомной орбитали , ее так называемый статистический вес.

Метод МО чрезвычайно продуктивен, в него как частные случаи химической связи входят и нами рассмотренные, но кроме всего, этот метод позволяет узнать причины образования конденсированных фаз элементов I, II и III групп, понять почему есть металлы, изоляторы и полупроводники со всем комплексом свойств, присущим этим веществам.

Химическая связь характеризуется энергией связи, эта та работа, которую необходимо совершить для удаления друг от друга реагирующих центров эта работа зависит от специфики застройки электронами внешних орбиталей и прямо или косвенно подчиняется периодическому закону Д. И. Менделеева. Химическая связь характеризуется длиной связи, причем, чем выше энергия связи, тем меньше длина. Например, в молекуле С12 длина связи 1,988Å, энергия 239 кДж/моль, соответственно Br2-2,809-190,1, I2-2,666-148,7, O2-1,207-493,5, S2-1,889-421,3, H2-0,741-432,0 и т. д.



следующая страница>


Конспект лекций для студентов нехимических специальностей (бакалавриат) Павлодар (07) ббк 24я7 Х46

Конспект лекций предназначен для студентов нехимических специальностей всех форм обучения. В пособии рассмотрены следующие вопросы: строение атома, периодический закон Д. И

627.95kb.

15 09 2014
6 стр.


Конспект лекций (раздел: Основы эргономики) Павлодар Кереку 2012 ббк 31. 35 К21
479.95kb.

12 10 2014
3 стр.


Учебное пособие для студентов экономических специальностей Павлодар (075. 8) Ббк 65. 290 2 я 73 с 50

Учебное пособие предназначено для изучения курса «Управление рисками» студентами экономических специальностей вузов

1528.71kb.

16 12 2014
8 стр.


Учебно-методическое пособие для практических занятий студентов вузов неязыковых специальностей Павлодар (075) ббк 81. 2 Англ-9

Учебно-методическое пособие предназначено для практических занятий студентов 1,2 курса неязыковых специальностей, владеющих определенными знаниями и навыками по английскому языку

744.55kb.

15 09 2014
7 стр.


Курс лекций по экологии для студентов гуманитарных специальностей

Радаев А. А. Краткий курс лекций по экологии для студентов гуманитарных специальностей Часть I правовое регулирование природопользования

219.64kb.

14 12 2014
1 стр.


Учебное пособие для студентов неязыковых специальностей 1 часть я и мое окружение Павлодар

С 23 Английский язык: лексика, грамматика, речь, общение. Я и мое окружение. 1 часть : учебное пособие для студентов неязыковых специальностей / К. Н. Булатбаева., Л. Б. Аскарова.,

847.54kb.

12 09 2014
7 стр.


Учебно-методическое пособие для студентов юридических специальностей Павлодар (574)(075. 8) Ббк 67. 404(5Каз)я73 Г75

С. Т. Иксатова кандидат юридических наук, профессор кафедры Правоведения Инновационного Евразийского университета

789.62kb.

16 12 2014
6 стр.


Конспект лекций по дисциплине «Конфекционирование материалов» предназначен для студентов среднего специального образования по специальностям 2808 (260903) «Моделирование и конструирование швейных изделий»

Конфекционирование материалов: Конспект лекций – Владивосток: Издательство вгуэс, 2004

718.37kb.

23 09 2014
4 стр.