Файл: 1 Вопрос. Основные химические понятия атом, молекула, химический элемент, относительные атомные и молекулярные массы.docx
ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 30.10.2023
Просмотров: 276
Скачиваний: 1
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
, что приводит к более полному перекрыванию электронныхорбиталей, образованию более прочной химической связи и к выигрышу энергии.
Форма гибридной АО отличается от формы исходных АО (рис. 6)
Ковалентная связь, которая образуется при перекрывании АО вдоль линии, связывающей ядра взаимодействующих атомов, называется σ– связью (сигма связь) (рис. 6).
σ– связь может возникать при перекрывании s- орбиталей, s- и р-орбиталей, р- орбиталей, d- орбиталей (рис.6 а, б, в, г), а также d- и s- орбиталей, d- и р– орбиталей. σ– связь обычно объединяет два атома, поэтому является локализованной двухцентровой связью.
Связь, образованная перекрыванием АО по обе стороны линии, соединяющей ядра атомов, называется π– связью (пи связь). π– связь может образоваться при перекрывании р-р-орбиталей,р-d- орбиталей, d-d- орбиталей (рис.7 а, б, в), а также f-p-, f-d- и f-f- орбиталей.
Связь, образованная перекрыванием d- орбиталей всеми четырьмя лепестками, называется δ- связью (дельта связь) (рис. 8).
Соответственно, s- элементы могут образовывать лишь σ– связи, р- элементы - σ– и π– связи, d- элементы - σ–, π– и δ‑ связи, а f- элементы - σ– , π– , δ- и еще более сложные связи. При наложении π– связи на σ- связь образуется двойная связь, например в молекулах кислорода, этилена, диоксида углерода.
При наложении двух π– связей на σ- связь возникает тройная связь, например в молекулах азота, ацетилена и оксида углерода. Число связей между атомами в методе ВС называется кратностью связи.
π-связи в молекулах или ионах, у которых возможно несколько способов локализации связей между атомами, называются делокализованными связями.
2.3.6. Пространственная конфигурация молекул
Если на внешней оболочке атома имеются два электрона, один в s- состоянии а другой в р- состоянии, то при затрате некоторой энергии вместо исходных s- и р- орбиталей могут образоваться две гибридные
sp- орбитали (рис. 9). Они вытянуты вдоль прямой в противоположных направлениях.
Рассмотрим пространственную структуру молекул элементов III группы. Химическая связь образуется за счет s–электрона и двух p–электронов внешнего энергетического уровня. Возникающее явление sp2–гибридизации, приводит к образованию трех равноценных гибридных орбиталей, ориентированных в пространстве под углом 120° (рис. 10). Все три связи равноценны и имеют направление к более электроотрицательному элементу. Образуемые элементами III группы молекулы имеют структуру плоского треугольника. Дипольный момент таких молекул равен 0 и молекула неполярна. Валентный угол составляет 120°. Аналогичные структуры у молекул GaCl3, InBr3, TeI3.
При образовании молекул элементами IV группы главной подгруппы валентные электроны подвергаются sp3–гибридизации (рис. 11). Гибриднаяорбиталь способна к более сильному перекрыванию с орбиталями других атомов и образованию более прочных связей. Гибридныеорбитали расположены в пространстве под углом 109°28’ и направлены к вершинам тетраэдра. Аналогичное строение имеют молекулы SiCl4, GeF4 СН4 и т. п.
Молекулы элементов V группы главной подгруппы NH3, PH3, AsH3 используют для связей три неспаренных р–электрона, находящихся на взаимно перпендикулярных орбиталях. Но результаты экспериментальных измерений показывают, что угол между связями в молекуле NH3 отличен от 90° и составляет 108° (рис. 12). Полагают, что имеет место sp3–гибридизация и из четырех гибридных орбиталей одна занята неподеленной электронной парой. Она влияет на связующие электронные пары, отталкивая их и угол отличается от тетраэдрического (109°). Молекулы имеют структуру тригональной пирамиды. Молекула является полярной.
Молекулы элементов VI группы имеют угловую пространственную структуру, что обусловлено наличием двух неспаренных р–электронов, участвующих в образовании химических связей.Валентный угол у таких молекул составляет примерно 90°. Отклонения валентного угла от 90° объясняют эффектом взаимного отталкивания неподеленных пар электронов. Образуются полярные молекулы, так как результирующая векторов связей отлична от нуля (рис. 13).
Пространственная конфигурации частиц
14 Ионная связь. Металлическая связь.
Ионная связь объясняется следующим образом: атом - типичный металл - теряет свой валентный электрон, превращаясь в катион.
Атом – типичный неметалл - принимает электрон, превращаясь в анион.
Na0 –
= Na+ (катион)
Cl0 + = Cl-- (анион)
Ионная связь является максимально полярной. Она образуется атомами тех элементов, которые имеют максимально различные электроотрицательности, т. е. ионная связь образуется щелочными и щелочно-земельными металлами и галогенами:
KF; CaCl2; NaI.
Ионная связь имеет два основных свойства:
Эти два свойства тесно связанны между собой.
Два иона: катион и анион полностью не могут компенсировать силовые поля друг друга, поэтому для компенсации своих зарядов каждый ион вынуждает притягивать из пространства дополнительные ионы противоположного знака.
В этом заключается ненасыщаемость.
Так как электрическое поле иона имеет сферический характер, то для ионной связи характерна ненаправленность.
Благодаря тому, что энергия ионизации больше энергии сродства к электрону, полного перехода электронов не происходит даже в случае атомов с очень большой разностью электроотрицательности. Таким образом, соединений с чисто ионной связью не существует. Можно говорить лишь о доле ионной связи.
В силу особенностей ионной связи, т.е. её полярности, ненаправленности и ненасыщаемости, молекулы с ионной связью являются достаточно относительным понятием.
В водных растворах и расплавах ионные молекулы полностью диссоциированы на ионы:
AB=A++B-.
Двух- и трёхионных соединений не существует, а весь кристалл ионного соединения можно рассматривать как молекулу, состоящую из огромного числа ионов:
AmBn .
Метал.связь.
В узлах металла находятся нейтральные и положительные ионы.АтомыМе очень легко отдают ионы. Между узлами решётки находится электр.газ,который состоит из делокализованных электронов. Между узлами решётки и эл.газом идёт постоянный обмен электронами. Эл.газ легко подвижен и хаотически передвигается к узлам решётки. Наличие эл.газа объясняет след.св-ва металлов:1.Электропроводность, пластичность(ковкость) 3.высокая теплопроводность, металич.блеск.
15 Водородная связь. Влияние водородной связи на свойства веществ
Атом водорода – самый маленький и самый легкий из всех существующий атомов. Имеет заряд +1. С наиболее электроотрицательными элементами (F, О, N) водород образует дополнительные связи, которые называют водородными.
Водородная связь возникает между водородом и кислородом, которые принадлежат к различным молекулам и ковалентно между собой не связаны.
Водородную связьобозначают точками.
Водородная связь близка к межмолекулярным связям. Все межмолекулярные связи имеют низкую энергию.
Энергия водородной связи низкая: 8 ÷ 40 кДж/моль.
Наиболее высокая энергия водородной связи у водорода с фтором (25÷ 40 кДж/моль), ниже - с О (13÷ 29 кДж/моль) и еще ниже с N (8 ÷ 21 кДж/моль).
Водородная связь характерна для спиртов, карбоновых кислот, в том числе высших и нуклеиновых, белков, поэтому, несмотря на низкую энергию связи, водородная связь крайне важна для жизни на Земле.
Влияние водородных связей на свойства веществ
При возникновении водородных связей образуются димеры, тримеры или полимерные структуры, например зигзагообразные структуры (НF)n, кольцевые структуры некоторых органических кислот, например уксусной кислоты, или более сложные конфигурации, например у льда, у которого молекулы воды образуют по четыре водородные связи. Соответственно в жидком состоянии молекулы, вступающие в водородные связи, ассоциированы, а в твердом состоянии образуют сложные кристаллические структуры.Образование межмолекулярных водородных связейприводит к существенному изменению свойств веществ: повышению вязкости, диэлектрической постоянной, температур плавления и кипения, теплот парообразования и плавления. Например, вода, фтороводород и аммиак имеют аномально высокие температуры кипения и плавления. Под влиянием водородных связей изменяются и химические свойства.
16 Межмолекулярное взаимодействие.
Вандервальсовы силы
Эффект Джоуля-Томсона
Если жидкость продавливать через узко-пористые мембраны, жидкость охлаждается.
Форма гибридной АО отличается от формы исходных АО (рис. 6)
Ковалентная связь, которая образуется при перекрывании АО вдоль линии, связывающей ядра взаимодействующих атомов, называется σ– связью (сигма связь) (рис. 6).
| | |
| |  |
σ– связь может возникать при перекрывании s- орбиталей, s- и р-орбиталей, р- орбиталей, d- орбиталей (рис.6 а, б, в, г), а также d- и s- орбиталей, d- и р– орбиталей. σ– связь обычно объединяет два атома, поэтому является локализованной двухцентровой связью.
Связь, образованная перекрыванием АО по обе стороны линии, соединяющей ядра атомов, называется π– связью (пи связь). π– связь может образоваться при перекрывании р-р-орбиталей,р-d- орбиталей, d-d- орбиталей (рис.7 а, б, в), а также f-p-, f-d- и f-f- орбиталей.
Связь, образованная перекрыванием d- орбиталей всеми четырьмя лепестками, называется δ- связью (дельта связь) (рис. 8).
Соответственно, s- элементы могут образовывать лишь σ– связи, р- элементы - σ– и π– связи, d- элементы - σ–, π– и δ‑ связи, а f- элементы - σ– , π– , δ- и еще более сложные связи. При наложении π– связи на σ- связь образуется двойная связь, например в молекулах кислорода, этилена, диоксида углерода.
При наложении двух π– связей на σ- связь возникает тройная связь, например в молекулах азота, ацетилена и оксида углерода. Число связей между атомами в методе ВС называется кратностью связи.
π-связи в молекулах или ионах, у которых возможно несколько способов локализации связей между атомами, называются делокализованными связями.
2.3.6. Пространственная конфигурация молекул
Если на внешней оболочке атома имеются два электрона, один в s- состоянии а другой в р- состоянии, то при затрате некоторой энергии вместо исходных s- и р- орбиталей могут образоваться две гибридные
sp- орбитали (рис. 9). Они вытянуты вдоль прямой в противоположных направлениях.
Рассмотрим пространственную структуру молекул элементов III группы. Химическая связь образуется за счет s–электрона и двух p–электронов внешнего энергетического уровня. Возникающее явление sp2–гибридизации, приводит к образованию трех равноценных гибридных орбиталей, ориентированных в пространстве под углом 120° (рис. 10). Все три связи равноценны и имеют направление к более электроотрицательному элементу. Образуемые элементами III группы молекулы имеют структуру плоского треугольника. Дипольный момент таких молекул равен 0 и молекула неполярна. Валентный угол составляет 120°. Аналогичные структуры у молекул GaCl3, InBr3, TeI3.
При образовании молекул элементами IV группы главной подгруппы валентные электроны подвергаются sp3–гибридизации (рис. 11). Гибриднаяорбиталь способна к более сильному перекрыванию с орбиталями других атомов и образованию более прочных связей. Гибридныеорбитали расположены в пространстве под углом 109°28’ и направлены к вершинам тетраэдра. Аналогичное строение имеют молекулы SiCl4, GeF4 СН4 и т. п.
Молекулы элементов V группы главной подгруппы NH3, PH3, AsH3 используют для связей три неспаренных р–электрона, находящихся на взаимно перпендикулярных орбиталях. Но результаты экспериментальных измерений показывают, что угол между связями в молекуле NH3 отличен от 90° и составляет 108° (рис. 12). Полагают, что имеет место sp3–гибридизация и из четырех гибридных орбиталей одна занята неподеленной электронной парой. Она влияет на связующие электронные пары, отталкивая их и угол отличается от тетраэдрического (109°). Молекулы имеют структуру тригональной пирамиды. Молекула является полярной.
| | |
| | |
Молекулы элементов VI группы имеют угловую пространственную структуру, что обусловлено наличием двух неспаренных р–электронов, участвующих в образовании химических связей.Валентный угол у таких молекул составляет примерно 90°. Отклонения валентного угла от 90° объясняют эффектом взаимного отталкивания неподеленных пар электронов. Образуются полярные молекулы, так как результирующая векторов связей отлична от нуля (рис. 13).
Пространственная конфигурации частиц
| N группы | Валентный электрон | Конфигурация частиц | Валентный угол | Пример частицы |
| 1 | S1 | линейная | 0° | Н2 |
| 2 | q2 | линейная | 180° | BeCl2 |
| 3 | q3 | плоский треугольник | 120° | BCl3 |
| 4 | q4 | тетраэдр | 109°28' | CH4 |
| 5 | p3 | треугольная пирамида | 90° | NH3 |
| 6 | p2 | угловая | 90° | H2Se |
| 7 | p1 | линейная | 0° | Cl2, F2 |
14 Ионная связь. Металлическая связь.
Ионная связь объясняется следующим образом: атом - типичный металл - теряет свой валентный электрон, превращаясь в катион.
Атом – типичный неметалл - принимает электрон, превращаясь в анион.
Na0 –
= Na+ (катион)Cl0 +
= Cl-- (анион)Ионная связь является максимально полярной. Она образуется атомами тех элементов, которые имеют максимально различные электроотрицательности, т. е. ионная связь образуется щелочными и щелочно-земельными металлами и галогенами:
KF; CaCl2; NaI.
Ионная связь имеет два основных свойства:
-
ненаправленность, -
ненасыщаемость.
Эти два свойства тесно связанны между собой.
Два иона: катион и анион полностью не могут компенсировать силовые поля друг друга, поэтому для компенсации своих зарядов каждый ион вынуждает притягивать из пространства дополнительные ионы противоположного знака.
В этом заключается ненасыщаемость.
Так как электрическое поле иона имеет сферический характер, то для ионной связи характерна ненаправленность.
Благодаря тому, что энергия ионизации больше энергии сродства к электрону, полного перехода электронов не происходит даже в случае атомов с очень большой разностью электроотрицательности. Таким образом, соединений с чисто ионной связью не существует. Можно говорить лишь о доле ионной связи.
В силу особенностей ионной связи, т.е. её полярности, ненаправленности и ненасыщаемости, молекулы с ионной связью являются достаточно относительным понятием.
В водных растворах и расплавах ионные молекулы полностью диссоциированы на ионы:
AB=A++B-.
Двух- и трёхионных соединений не существует, а весь кристалл ионного соединения можно рассматривать как молекулу, состоящую из огромного числа ионов:
AmBn .
Метал.связь.
В узлах металла находятся нейтральные и положительные ионы.АтомыМе очень легко отдают ионы. Между узлами решётки находится электр.газ,который состоит из делокализованных электронов. Между узлами решётки и эл.газом идёт постоянный обмен электронами. Эл.газ легко подвижен и хаотически передвигается к узлам решётки. Наличие эл.газа объясняет след.св-ва металлов:1.Электропроводность, пластичность(ковкость) 3.высокая теплопроводность, металич.блеск.
15 Водородная связь. Влияние водородной связи на свойства веществ
Атом водорода – самый маленький и самый легкий из всех существующий атомов. Имеет заряд +1. С наиболее электроотрицательными элементами (F, О, N) водород образует дополнительные связи, которые называют водородными.
Водородная связь возникает между водородом и кислородом, которые принадлежат к различным молекулам и ковалентно между собой не связаны.
Водородную связьобозначают точками.
Водородная связь близка к межмолекулярным связям. Все межмолекулярные связи имеют низкую энергию.
Энергия водородной связи низкая: 8 ÷ 40 кДж/моль.
Наиболее высокая энергия водородной связи у водорода с фтором (25÷ 40 кДж/моль), ниже - с О (13÷ 29 кДж/моль) и еще ниже с N (8 ÷ 21 кДж/моль).
Водородная связь характерна для спиртов, карбоновых кислот, в том числе высших и нуклеиновых, белков, поэтому, несмотря на низкую энергию связи, водородная связь крайне важна для жизни на Земле.
Влияние водородных связей на свойства веществ
При возникновении водородных связей образуются димеры, тримеры или полимерные структуры, например зигзагообразные структуры (НF)n, кольцевые структуры некоторых органических кислот, например уксусной кислоты, или более сложные конфигурации, например у льда, у которого молекулы воды образуют по четыре водородные связи. Соответственно в жидком состоянии молекулы, вступающие в водородные связи, ассоциированы, а в твердом состоянии образуют сложные кристаллические структуры.Образование межмолекулярных водородных связейприводит к существенному изменению свойств веществ: повышению вязкости, диэлектрической постоянной, температур плавления и кипения, теплот парообразования и плавления. Например, вода, фтороводород и аммиак имеют аномально высокие температуры кипения и плавления. Под влиянием водородных связей изменяются и химические свойства.
16 Межмолекулярное взаимодействие.
Вандервальсовы силы
Эффект Джоуля-Томсона
Если жидкость продавливать через узко-пористые мембраны, жидкость охлаждается.