Строение атома. Квантово-механическая модель атома.

Стр 1 из 20Следующая ⇒

Омск- 2006 г.

Оглавление

Лекция 1. Основные определения и количественные законы химии.

Стехиометрические расчёты...……………………………………………………….3

Лекция 2. Строение атома……………………………………………………………………....14

Лекция 3. Химическая связь…………………………………………………………………….27

Лекция 4. Классификация и номенклатура неорганических соединений……………………45

Лекция 5. Химическая термодинамика………………………………………………………...49

Лекция 6. Химическая кинетика………………………………………………………………...58

Лекция 7. Химическое равновесие……………………………………………………………...64

Лекция 8. Растворы………………………………………………………………………………67

Лекция 9. Растворы электролитов………………………………………………………………74

Лекция 10. Окислительно-восстановительные реакции……………………………………….81

Лекция 11. Химические свойства металлов…………………………………………………….92

Лекция 12. Гетерогенные окислительно-восстановительные реакции……………………….96

Лекция 13. Химические источники тока……………………………………………………….101

Лекция 14. Электролиз…………………………………………………………………………..108

Лекция 15. Коррозия металлов………………………………………………………………….113

Лекция 16. Защита металлов от коррозии………………………………………………………119

Лекция 17. Конструкционные и электротехнические материалы……………………………..125

Лекция 1. Основные определения и количественные законы химии. Стехиометрические расчёты.

Основные определения химии: химический элемент, атом, молекула, химические символы. Количественные законы химии: закон сохранения массы, закон сохранения энергии, закон эквивалентов и кратных отношений. Количество вещества, моль, молярная масса, относительная атомная масса и молекулярная массы, постоянная Авогадро. Понятие химической реакции. Изменение состава химических соединений в ходе химических реакций. Вычисления с помощью стехиометрических уравнений.

Основные определения химии

Молекула – наименьшая частица индивидуального вещества, способная к самостоятельному существованию и обладающая его основными свойствами. Она состоит из атомов – структурных единиц вещества, которые нельзя разделить на составные части химическим путем.

Атом представляет собой электронейтральную частицу, состоящую из положительно заряженного ядра и движущихся вокруг него отрицательно заряженных электронов. Каждый атом имеет свой заряд ядра. Совокупность одинаковых атомов, имеющих один и тот же заряд ядра, называют химическим элементом. Каждый химический элемент имеет свой символ и порядковый номер, соответствующий заряду его ядра. Каждый химический элемент занимает своё место в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева. В свободном состоянии химические элементы находятся в виде простых веществ.

Простыми называют вещества, состоящие из атомов одного элемента. Их обозначают химической формулой А_n, где А – символ химического элемента, n – число атомов в молекуле. Среди простых веществ выделяют металлы и неметаллы. К металлам относят простые вещества такие как литий (Li), бериллий (Be), натрий (Na), магний (Mg), калий (K), кальций (Ca), медь (Cu), цинк (Zn), рубидий (Rb), стронций (Sr), серебро (Ag), кадмий (Cd), цезий (Cs), барий (Ba), золото (Au), ртуть (Hg), франций (Fr), радий (Ra). К неметаллам относятся простые вещества такие как водород (Н), бор (В), углерод (С), кремний (Si), азот (N), фосфор (Р), мышьяк (Аs), кислород (О), сера (S), селен (Se), теллур (Те), фтор (F), хлор (Сl), бром (Br), йод (I), астат (Аt), гелий (Не), неон (Ne), аргон (Аr), криптон (Кr), ксенон (Хе), радон (Rn).

Химические элементы могут существовать в виде нескольких простых веществ, различающихся по количественному составу или кристаллическому строению. Например, кислород существует в виде дикислорода О₂ (обычно называемого кислородом) и трикислорода О₃ (называемого озоном), а углерод встречается в виде графита α -С, алмаза β -С, карбина (С₂)_n, фуллеренов С₆₀, С₇₀. Различные виды одного и того же элемента называются аллотропными модификациями.

Сложные вещества представляют собой химические соединения элементов простых веществ. Поэтому они состоят из атомов двух или более элементов. Для сложных веществ записывают химические формулы с помощью символов элементов и числовых индексов. Химические символы отражают качественный, а числовые индексы количественный состав соединения. Например, Н₂О – формула воды, молекулы которой состоят из двух атомов водорода и одного атома кислорода.

Имеются различные способы составления химической формулы сложного вещества. Эмпирическая формула, записывается на основании расчёта известного из эксперимента массового отношения элементов в соединении. Такая формула отражает количественный состав молекулы. Например, для этилового спирта она может быть записана как С₂Н₆О. Однако такая же эмпирическая формула может принадлежать и другому веществу, например С₂Н₆О соответствует диметиловому эфиру. Поэтому на основании дополнительных сведений эмпирические формулы уточняют и записывают формулу соединения с учётом его молекулярной структуры, которая называется молекулярной формулой. Для этилового спирта молекулярная формула записывается как С₂Н₅ОН, а для диметилового эфира – СН₃ОСН₃. Для того чтобы показать взаимное расположение атомов в молекуле, часто используют графические формулы, в которых черточкой обозначают связь между атомами:

этиловый спирт диметиловый эфир

Международным союзом теоретической и прикладной химии разработана химическая номенклатура ИЮПАК (IUPAC), которая представляет собой правила составления химических формул и способы наименования индивидуальных химических веществ. Применение данных правил рассматривается ниже (Лекция №4).

Основные количественные законы химии

Теоретической базой количественных расчетов химических реакций являются стехиометрические законы: Закон сохранения массы, Закон кратных отношений, Закон объемных отношений, Закон эквивалентов, Закон Авогадро, Закон Бройля-Мариотта, Закон Гей-Люссака, закон Дальтона.

В стехиометрии используют следующие понятия.

Формульная единица вещества – реально существующие частицы: атомы (S, C, Fe), молекулы (Н₂О, СО₂), ионы (Са²⁺, ), радикалы (ОН, NO₂) и другие частицы вещества.

Моль – количество вещества, содержащее столько формульных единиц, сколько атомов содержится в 0, 012 кг изотопа углерода

Постоянная Авогадро N_A – число частиц в 1 моль любого вещества; N_A ≈ 6, 022∙ 10²³ моль^-1.

Молярная масса М – масса 1 моль вещества. Молярная масса численно совпадает с массами атомов и молекул, выраженных в атомных единицах массы, и измеряется в граммах на моль (г/моль).

Молярный объем V_М – объем 1 моль газа, измеряется в литрах на моль (л/моль).

Химический эквивалент Э – реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим способом равноценна одному атому (иону) водорода в обменных (кислотно-основных) реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Число эквивалентности (эквивалентное число) z_экв показывает, сколько химических эквивалентов содержит одна формульная единица вещества.

Фактор эквивалентности f_экв – величина, обратная числу эквивалентности; показывает, какая доля формульной единицы вещества приходится на один химический эквивалент

f_экв= 1/ z_экв (1).

Молярная масса химического эквивалента М_экввещества – масса 1 моль химического эквивалента вещества; выражается в граммах на моль (по правилам ИЮПАК указание на эквивалент при записи размерности М_экв опускается) и связана с молярной массой вещества соотношением:

(2).

Молярный объем химического эквивалента V_экв вещества – объем 1 моль химического эквивалента газа; выражается в литрах на моль и связан с молярным объемом соотношением:

(3).

Закон сохранения массы (М.В. Ломоносов, 1756; А. Лавуазье, 1777). Общая масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна общей массе продуктов реакции.

Закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1797). Всякое чистое вещество независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав.

Закон кратных отношений (Дж. Дальтон, 1803). Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то массовые количества одного элемента, приходящиеся на одно и то же массовое количество другого, соотносятся между собой как небольшие целые числа.

Закон объемных отношений (Ж. Гей-Люссак, 1808). Объемы вступающих в химическую реакцию газов и газообразных продуктов реакции относятся друг к другу как небольшие целые числа.

Закон эквивалентов (И. Рихтер, 1792). Химические элементы входят в состав соединений в строго определенных отношениях масс, поэтому вещества реагируют и образуются в эквивалентных количествах.

При расчетах реакций, протекающих с участием газообразных веществ, опираются на основные газовые законы. Газовые законы – это математические соотношения между температурой, давлением и объёмом.

Закон Авогадро В 1811 г. Авогадро выдвинул гипотезу, согласно которой равные объёмы всех газов при одинаковых температуре и давлении содержат одинаковое число молекул. В дальнейшем данная гипотеза получила название закона Авогадро, который формулируется как:

В равных объемах идеальных газов, при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число молекул.

Число молекул в одном моле любого газа равно 6, 022 ∙ 10²³. Это число называется постоянной Авогадро и обозначается через N_А. Оно имеет размерность моль^-1. Постоянная Авогадро – это число любых частиц – атомов, молекул, ионов, электронов в одном моле.

Согласно этому закону, 1 моль идеального газа при нормальных условиях (н.у.), Т₀=273, 15 К; р₀=101, 3 кПа, занимает объем V_М=22, 414 л/моль или 22, 414 дм³/моль. Эта величина называется молярный объём.

Поскольку 1 моль любого газа при нормальных условиях занимает объём 22, 4 дм³, то отсюда можно вычислить плотность газа. Например, 1 моль газообразного СО₂ (44 г/моль) занимает объём 22, 4 дм³, поэтому плотность газа СО₂ при нормальных условиях равна

ρ (СО₂) = = 1, 96 г/дм³.

При таком расчете мы предполагали, что СО₂ подчиняется закону Авогадро, и подчиняется уравнению состояния идеального газа.

Закон Бройля-Мариотта (Р. Бойль, 1662; Э. Мариотт, 1667). При постоянной температуре объем данного количества газа обратно пропорционален давлению, под которым он находится:

V (4),

где V – объём, р – давление.

Таким образом, объём газа уменьшается при увеличении давления.

В современной записи закон Бойля-Мариотта имеет вид

(5).

Это выражение позволяет, например, зная исходный объём газа V₁ и его давление р₁, вычислить давление р₂ в новом объёме V₂.

Закон Гей-Люссака (закон Шарля). В 1787 г. Шарль показал, что при постоянном давлении объём газа изменяется пропорционально его температуре. В математической форме эта зависимость выражается следующим образом

V (6),

где Т – абсолютная температура.

Закон Шарля усовершенствовал Ж. Гей-Люссак в 1802 г., который установил, что объём газа при изменении его температуры на 1 ⁰С изменяется на 1/273 часть того объёма, который он занимал при 0 ⁰С. Современная формулировка закона и его математическая запись следующая:

При постоянном давлении изменение объема газа прямо пропорционально температуре:

(7).

Объединенный газовый закон. Последние два газовых закона обычно объединяют вместе в виде формулы объединенного газового закона:

(8),

где p, V и Т – давление, объем и температура данного количества газа в состояниях 1и 2 соответственно. Данный закон позволяет вычислить, например, объём газа при определенных температуре и давлении, если известен его объём при других значениях температуры и давления.

Объединенный газовый закон можно записать в виде выражения

= const.

Значение константы зависит от количества газа. Для 1 моль газа const = 8, 314

Дж∙ К^-1∙ моль^-1. Данное значение обозначается через R, так как оно является постоянным и называется универсальной газовой постоянной. Используя данное обозначение, объединенный газовый закон для 1 моль газа записывают в виде

pV_m = RT (9),

где V_m – объём 1 моль газа.

Если количество газа отлично от 1 моль, то уравнение принимает вид

(10),

где n – число молей данного газа. Записанное в таком виде выражение называется уравнением Клапейрона-Менделеева, а также уравнением состояния идеального газа.

Число молей газа n может быть определено как отношению массы m данного вещества к его молярной массе M, то есть в виде

(11).

Уравнение состояния – это уравнение, связывающее между собой параметры состояния: давление, объём, температуру. Газ, полностью подчиняющийся уравнению состояния идеального газа, называется идеальным газом. Реальные газы подчиняются уравнению идеального газа только при низких давлениях и высоких температурах.

Закон парциальных давлений или закон Дальтона (Дж. Дальтон, 1801). Формулировка закона следующая.

Общее давление смеси газов, химически не взаимодействующих между собой, равно сумме их парциальных давлений:

(12).

Парциальное давление p_i – давление i-го газа, входящего в состав смеси, которое создавал бы этот газ, если бы он один при той же температуре занимал объем, равный объему всей смеси.

На основе стехиометрических и газовых законов, по известному количеству одного из веществ, рассчитывают значения масс и объемов остальных участников реакции.

Наиболее часто при количественных расчетах используют закон эквивалентов, который позволяет во многих случаях обойтись без составления уравнения химической реакции. Закон эквивалентов формулируется следующим образом:

один химический эквивалент одного вещества всегда взаимодействует с одним химическим эквивалентом другого.

Поэтому для условной реакции

где A, B, D, F – участники реакции; ν _А, ν _В, ν _D, ν _F – соответствующие стехиометрические коэффициенты, числа молей химических эквивалентов n_экв участников реакции одинаковы:

Для расчета массовых отношений участников химической реакции удобно использовать другую формулировку закона эквивалентов:

массы реагирующих между собой веществ, а также массы продуктов реакции пропорциональны молярным массам химических эквивалентов этих веществ.

(13).

Если реакция протекает в газовой фазе, то можно использовать соответствующие объемные соотношения:

(14).

Отметим, что когда А – твердое вещество, а В – газ, справедливо выражение

(15).

В стехиометрических расчетах, основанных на законе эквивалентов, главным является установление чисел эквивалентности z_экв участников реакции. В обменных реакциях число эквивалентности вещества определяется стехиометрическим уравнением реакции. Если известно число эквивалентности z_{экв А}вещества А в реакции

то число эквивалентности z_{экв В}вещества В можно найти из соотношения:

Стехиометрические законы справедливы только для соединений с молекулярной структурой, химический состав которых постоянен и не зависит от способа их получения. Данные соединения называются дальтониды. Соединения с немолекулярной структурой имеют переменный состав, зависящий от способа их получения. Такие соединения называются бертоллиды. Примерами последних веществ являются соединения металлов между собой (интерметаллиды), а также многочисленные оксиды, сульфиды, селениды, теллуриды, нитриды, карбиды, фосфиды, силициды. Для таких соединений законы постоянства состава, кратных отношений и эквивалентов применять нельзя.

Постоянная Авогадро N_A – число частиц в 1 моль любого вещества; N_A ≈ 6, 022∙ 10²³ моль^-1.

Молярный объем V_М – объем 1 моль газа, измеряется в литрах на моль (л/моль).

Фактор эквивалентности f_экв – величина, обратная числу эквивалентности; показывает, какая доля формульной единицы вещества приходится на один химический эквивалент f_экв= 1/ z_экв.

(1).

(2).

Масса и количество вещества - разные понятия. Масса выражается в килограммах или граммах, а количество вещества в молях. В химии в связи с использованием химических уравнений расчёт или интерпретацию количественного результата обычно производят в молях. Но от молей всегда можно перейти к массе. Между массой вещества и количеством вещества справедливы следующие соотношения:

(3)

(4)

m = M∙ n (5),

где n – количество вещества в молях; m – масса вещества в г; М – молярная масса в г/моль.

Химические формулы и знаки позволяют записывать химические реакции и отражают закон сохранения массы вещества.Под химической реакцией понимают процессы взаимодействия веществ, приводящие к образованию новых соединений. Вещества, которые подвергаются превращению с изменением химического состава, называют исходными реагентами. Образующиеся в ходе реакции вещества называются продуктами реакции. Запись символов элементов и формул соединений исходных реагентов и продуктов реакции в виде алгебраического уравнения называется уравнением химической реакции или уравнением реакции. Химическое уравнение, в котором указано относительное количество реагентов и продуктов реакции, называют стехиометрическим. Например, взаимодействие кальция с водой приводит к образованию гидроксида кальция и выделению водорода. Эту реакцию записывают в виде химического уравнения:

или стехиометрического уравнения, включающего стехиометрические коэффициенты, которые отражают относительное количество участников реакции:

В некоторых случаях в химических уравнениях указывают буквенными индексами физические состояния реагентов и продуктов реакции, а именно: к – кристаллическое, т – твердое, ж – жидкое, г – газообразное, р – растворенное. Выпадение осадков и выделение газов указывается вертикальными стрелками соответственно ↓ и ↑ например:

↑.

Число атомов каждого элемента в левой и в правой частях уравнения должно быть одинаковым.

Для примера составим уравнение реакции взаимодействия хлорида железа (III) с гидроксидом натрия

FeCl₃ + NaOH → Fe(OH)₃ + NaCl.

Для того, чтобы уравнять число атомов железа, натрия, хлора, кислорода и водорода в левой и в правой частях уравнения, надо перед формулами NaCl и NaOH поставить коэффициент 3, то есть записать

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl.

В полученном уравнении число атомов каждого элемента в левой части равно числу тех же атомов правой. Это означает, что данное уравнение удовлетворяет закону сохранения массы вещества.

Вещества, взаимодействуя друг с другом, подвергаются различным изменениям и превращениям. Явления, при которых одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, и при этом не происходит изменение состава ядер, называются химическими. Окисление на воздухе, горение, получение металлов из руд – все это примеры химических явлений, которые также называются химическими превращениями, химическими реакциями, химическими взаимодействиями. Таким образом, химические реакции могут, происходит с изменением числа исходных и конечных веществ реакции. Примерами таких реакций являются реакции соединения, разложения, замещения, обмена.

Реакциями соединения называются реакции, в результате которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество, например

HCl + NH₃= NH₄Cl.

Реакциями разложения называются реакции, в результате которых из одного вещества образуется несколько новых веществ, например

2HI = H₂ + I₂.

Реакции между простыми и сложными веществами, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов сложного вещества, называются реакциями замещения, например

реакция вытеснения брома хлором:

2NaBr + Cl₂ = Br₂ + 2NaCl.

Реакции, в результате которых два вещества обмениваются своими составными частями, образуя два новых вещества, называются реакциями обмена, например

Ca(OH)₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2H₂O.

Коэффициенты перед формулами веществ в уравнениях реакций могут выражать не только число атомов, а и количество вещества в молях. Поэтому коэффициенты перед формулами веществ в уравнениях реакции называют стехиометрическими. Стехиометрические количества – это количества веществ, которые соответствуют уравнению реакции или формуле. Нахождение этих коэффициентов осуществляется с помощью стехиометрических расчётов.

Так как между количеством вещества, его массой и числом атомов имеется прямая связь, то обычно в уравнении химической реакции каждая формула изображает один моль вещества. Поэтому, зная мольные массы участвующих в реакции веществ, можно по уравнению реакции найти соотношение между массами веществ, вступающих в реакцию и образующихся в результате её протекания. Если в реакции участвуют газы, то уравнение реакции позволяет найти их объёмные отношения.

Пример 1. Найти массу серной кислоты, необходимую для полной нейтрализации 20 г гидроксида натрия

Решение:

Уравнение реакции имеет вид

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O.

Молекулярные массы H₂SO₄и NaOH соответственно равны 98 и 40, следовательно их молекулярные массы составляют 98 и 40 г/моль. Согласно уравнению реакции 1 моль H₂SO₄ реагирует с 2 молями NaOH. Таким образом,

98 г H₂SO₄ нейтрализует 80 г NaOH,

х г H₂SO₄ нейтрализует 20 г NaOH.

Отсюда находим х = (98∙ 20)/80 = 24, 5 г.

Стехиометрические расчеты по химическим уравнениям

Пример: определите массу иода, которая потребуется для получения иодида

алюминия массой 61, 2 г.

Решение:

Записываем уравнение реакции

2Al + 3I₂ = 2Al I₃.

Рассчитаем количество вещества иодида алюминия, которое требуется получить

n (Al I₃) = m(Al I₃)/M(Al I₃) = 61, 2/408 = 0, 15 моль.

Из уравнения реакции следует: для получения 2 моль Al I₃требуется 3 моль I₂.

Поэтому n(Al I₃)/n(I₂) = 2/3.

Отсюда получаем

n(I₂) = n(Al I₃) = ∙ 0, 15 = 0, 225 моль.

Рассчитаем массу иода, которая требуется для осуществления процесса

m(I₂) = n(I₂)∙ M(I₂) = 0, 225∙ 254 = 57, 15 г.

Пример:

Сплав из элементов натрия и калия массой 13, 1 г поместили в воду, в результате чего образовался раствор. Для нейтрализации полученного раствора к нему прилили 25% -ный водный раствор азотной кислоты плотностью 1, 15 г/см³ в количестве 109, 6 мл. Чему равна массовая доля натрия в сплаве?

Решение:

Введём обозначения:

m _Na₊_K – масса сплава Na и K; m_K – масса калия; m_Na – масса натрия; V(HNO₃) – объём водного раствора азотной кислоты;

C_% (HNO₃) – процентная концентрация водного раствора азотной кислоты; ρ (HNO₃) – плотность водного раствора азотной кислоты; ω _К – массовая доля калия в сплаве; ω _Na – массовая доля натрия в сплаве.

По условию задачи имеем

m _Na₊_K = 13, 1 г

V(HNO₃) = 109, 6 мл

C_% (HNO₃) = 25 %

Необходимо найти ω _Na -?

Составим уравнения химических реакций, протекающих при погружении в воду сплава из натрия и калия.

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑ (6)

2K + 2H₂O = 2KOH + H₂↑ (7)

При погружении в воду сплава из натрия и калия образуются основания NaOH и KOH. Пусть масса Na в сплаве – x, а масса NaOH – y₁.

Х =?

Для нахождения х составим на него уравнение.

Взаимодействие NaOH и KOH с азотной кислотой происходит в соответствии с уравнениями

NaOH + HNO₃ = NaNO₃ + H₂O (8)

KOH + HNO₃ = 2KOH + H₂O (9).

Пусть масса водного раствора HNO₃ пошедшего на нейтрализацию NaOH равна у₃, а масса водного раствора HNO₃, пошедшего на нейтрализацию KOH равна у₄. Молярная масса двух молей Na равна 46 г, а двух молей NaOH – 80 г.

Согласно уравнению (6) составляем пропорцию

46 – 80

х – у₁

Отсюда получаем, что у₁ = .

Молярная масса двух молей К равна 78 г, а двух молей КОН – 112 г. Согласно уравнения (7) составляем пропорцию

78 – 112

(13, 1–х) - у₂.

Отсюда получаем, что у₂ = .

Согласно уравнения (8) составляем пропорцию

40 г/моль - 63 г/моль

у₁ - у₃.

Отсюда получаем, что у₃ = = .

Согласно уравнения (4) составляем пропорцию

56 г/моль KOH - 63 г/моль HNO₃

у ₂ - у₄.

Отсюда получаем, что у₄ = = .

M_к-ты = у₃ + у₄ (10).

m_р-ра = V(HNO₃) ∙ ρ (HNO₃) = 109, 6 ∙ 1, 15 = 126, 04 г

Массу кислоты в растворе m_к-ты можно найти из пропорции

х - 25%

126, 04 - 100%

Отсюда находим m_к-ты = х = (126, 04 ∙ 25)/100 = 31, 05 г.

Из выражения (10) составляем уравнение для определения х, которое имеет следующий вид

+ = 31, 51.

Решая данное уравнение получаем х = 9, 2 г, то есть m_Na = 9, 2 г, массу калия в сплаве находим как m_K = 13, 1 – 9, 2 = 3, 9 г.

Из пропорции 13, 1 - 100%

9, 2 - х%

Находим х = 9, 2∙ 100/13, 1 = 70, 2 %. Таким образом, ω _Na = 70, 2%.

Ответ: массовая доля натрия в сплаве равна ω _Na = 70, 2%.

Лекция 2. Строение атома.

Строение атома. Квантово-механическая модель атома. Квантовые числа. Атомные орбитали. Принцип Паули. Правила и порядок заполнения атомных орбиталей.

Лекция 3. Химическая связь.

Характеристики химической связи. Природа химической связи. Типы химической связи. Образование ковалентной связи по обменному и донорно-акцепторному механизму. Особенности ковалентной связи. Полярные молекулы. Ионная связь, ее особенности. Структура ионных соединений. Металлическая связь и ее характерные особенности. Основные виды межмолекулярного взаимодействия. Водородная связь. Донорно-акцепторное взаимодействие молекул. Ковалентная связь с позиций метода валентных связей. Понятие о методе молекулярных орбиталей.

Природа химической связи.

Химическая связь образуется только в том случае, если при сближении атомов полная энергия системы (Е_кин.+Е_пот.) понижается.

Рассмотрим природу химической связи на примере молекулярного иона водорода H₂⁺. (Он получается при облучении молекул водорода Н₂ электронами; в газовом разряде). Для такой простейшей молекулярной системы наиболее точно решается уравнение Шредингера.

В ионе водорода Н₂⁺ один электрон движется в поле двух ядер – протонов. Расстояние между ядрами равно 0, 106 нм, энергия связи (диссоциация на атомы Н и ион Н⁺) составляет 255, 7 кДж/моль. То есть частица прочная.

В молекулярном ионе Н₂⁺ действуют электростатические силы двух типов – силы притяжения электрона к обоим ядрам и силы отталкивания между ядрами. Сила отталкивания проявляется между положительно заряженными ядрами Н_А⁺ и Н_А⁺, что можно представить в виде следующего рис. 3. Сила отталкивания стремится развести ядра друг от друга.

Рис. 3. Сила отталкивания (а) и притяжения (б) между двумя ядрами, возникающая при их сближении на расстояния порядка размеров атомов.

Силы притяжения действуют между отрицательно заряженным электроном е⁻ и положительно заряженными ядрами Н⁺ и Н⁺. Молекула образуется в том случае, если равнодействующая сил притяжения и отталкивания равна нулю, то есть взаимное отталкивание ядер должно быть скомпенсировано притяжением электрона к ядрам. Такая компенсация зависит от расположения электрона е⁻относительно ядер (рис.3 б и в). Здесь имеется в виду не положение электрона в пространстве (что нельзя определить), а вероятность нахождения электрона в пространстве. Расположение электронной плотности в пространстве, соответствующий рис. 3.б) способствует сближению ядер, а соответствующее рис. 3.в) – расталкиванию ядер, так как в этом случае силы притяжения направлены в одну сторону и отталкивание ядер не компенсируется. Таким образом, имеется область связывания, когда электронная плотность распределена между ядрами и область разрыхления или антисвязывания, когда электронная плотность распределена за ядрами.

Если электрон попадает в область связывания, то химическая связь образуется. Если же электрон попадает в область разрыхления, то химическая связь не образуется.

В зависимости от характера распределения электронной плотности в области связывания различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую. В чистом виде эти связи не имеют места, и обычно в соединениях присутствует комбинация этих типов связи.

Типы связей.

В химии различают следующие типы связей: ковалентная, ионная, металлическая, водородная связь, связь Ван-дер-Ваальса, донорно-акцепторная связь, дативная связь.

Ковалентная связь

При образовании ковалентной связи атомы делятся друг с другом электронами. Примером ковалентной связи является химическая связь в молекуле Cl₂. Впервые Льюис (1916 г.) предположил, что в такой связи каждый из двух атомов хлора делится одним из своих внешних электронов с другим атомом хлора. Для перекрывания атомных орбиталей два атома должны подойти друг к другу как можно ближе. Общая пара электронов образует ковалентную связь. Эти электроны занимают одну и туже орбиталь, а их спины направлены в противоположные стороны.

Таким образом, ковалентная связь осуществляется обобществлением электронов от разных атомов в результате спаривания электронов с противоположными спинами.

Ковалентная связь является широко распространенным типом связи. Ковалентная связь может возникать не только в молекулах, но и кристаллах. Она возникает между одинаковыми атомами (в молекулах Н₂, Cl₂, алмазе) и между разными атомами (в молекулах Н₂О, NH₃…)

Механизм возникновения ковалентной связи

Механизм рассмотрим на примере образования молекулы Н₂.

Н+Н=Н₂, ∆ Н=-436 кДж/моль

Ядро свободного атома водорода окружено сферически симметричным электронным облаком, образованным 1s-электроном. При сближении атомов до определенного расстояния, происходит частичное перекрывание их электронных облаков (орбиталей) (рис. 4 ).

Рис. 4. Механизм образования связи в молекуле водорода.

Если у сблизившихся до касания атомов водорода расстояние между ядрами 0, 106 нм, то после перекрывания электронных облаков, это расстояние составляет 0, 074 нм.

В результате между центрами ядер возникает молекулярное двухэлектронное облако, обладающее максимальной электронной плотностью в пространстве между ядрами. Увеличение плотности отрицательного заряда между ядрами благоприятствует сильному возрастанию сил притяжения между ядрами, что приводит к выделению энергии. Химическая связь тем прочнее, чем больше перекрывание электронных орбиталей. В результате возникновения химической связи между двумя атомами водорода каждый из них достигает электронной конфигурации атома благородного газа - гелия.

Существует два метода, объясняющих с квантово-механических позиций образование области перекрытия электронных облаков, и образования соответственно ковалентной связи. Один из них называется метод ВС (валентных связей), другой МО (молекулярных орбиталей).

12 3 4 5 6 7 8 9 10 Следующая ⇒