Logo GenDocs.ru

Поиск по сайту:  


Загрузка...

Лекции - Основные этапы развития химии - файл 1.doc


Загрузка...
Лекции - Основные этапы развития химии
скачать (368.5 kb.)

Доступные файлы (1):

1.doc369kb.29.11.2011 06:43скачать

1.doc

  1   2   3
Реклама MarketGid:
Загрузка...

  1. Основные этапы развития химии.

Алхимик Джабер АльХаям предполагал, что ртуть + сера образуют все известные металлы. Но образование всех металлов, особенно золота, протекает очень медленно, поэтому нужно было найти вещество, которое ускорит этот процесс (эликсир).

У Европейских химиков этот эликсир называли философским камнем. Его поисками занимались много веков, даже Исаак Ньютон.

Окончанием алхимического этапа связывают с именами 2-х ученых: Георг Бауэр и Бомбас Фон Легин Бейм (Парацесс).

Современные химические теории берут свое начало в работах Ломоносова и Антуана Лавуазье. Эти ученые независимо друг от друга предложили закон сохранения массы.


  1. ^ Основные понятия химии.

Атом – понятие (atomos – неделимый) было предложено в Др. Греции Демокритом и Левпидом.

Молекула – мельчайшая частица вещ-ва, сохраняющая его свойства.

^ Химический элемент – определенный вид атомов с определенным зарядом атома.

Простое вещ-во – вещество, состоящее из атомов одного вида. Обладает свойством совокупности атомов.

^ Сложное вещество – из атомов разного вида.

Атомная масса – массы атомов имеют очень малое значение, поэтому для определения атомных масс удобно пользоваться специальными единицами. Первый такую единицу предложил в 1808г. Джон Дальтон. Назыв.: водородная единица (сравнивалась с массой Н).

Позднее шведский ученый Берцелиус предложил кислородную единицу. Она просуществовала до 1961 г. Затем в химии и физике за основу была принята 1/12 массы углерода (С) – атомная единица массы (а. е. м.).

A (Fe)=56 а.е.м.; Ar (Fe)=56/

Моль = количеству вещества системы содержащей столько же структурных элементов, сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода (С).

Массу моля вещества принято называть молярной массой ( в г/моль).

Число частиц в 1 моле вещества составляет 6, 023*1023 (число Авогадро).

^ Нормальные условия: атм. давл. = 101,3кПа, t = 00С = 273,15 К.


  1. Основные законы химии.

Закон 1.: Закон сохранения массы. Масса веществ вступивших в реакцию равна массе конечного продукта в изолированной системе.

Закон 2.: Закон постоянства состава. Вещество независимо от условий получения и места, где оно получено, имеет одни и тот же качественный и количественный состав. Такие вещества называются Дальтониды. А те, которые не подчиняются – бертолиты.

Закон 3.: Закон кратных отношений. Если элементы образуют друг с другом несколько химических соединений, то их количество в этих соединениях относятся как простые целые числа.

Закон 4.: Закон эквивалентности. Вещества реагирующие друг с другом в количествах пропорциональных их эквиваленту.

Эквивалентность вещества – это такое его количество, которое в химических вещества взаимодействует с одной весовой частью Н или с 8-мью весовыми частями О.

Эквивалентность – это количество вещества, которое приходится на 1 единицу валентности.

Молярная масса эквивалентна для кислоты:

Мэ(Н24)= М(Н24)/2; Мэ(СН3СООН)= М(СН3СООН)/1;

Н24+КОН => КНО42О; Н24+КОН => К24+2Н2О

Молярная масса эквивалента основания равна молярной массе основания деленного на число ОН, (Мэ= М(Fe(OH)2)/2.

Молярная масса экв. соли = ее молярной массе, деленной на число атомов металла и на заряд этого атома. (Мэ(Na24)= М(Na24)/2*1).

  1. ^ Закон Авогадро, уравнение Менделеева – Клапейрона.

Законы, описывающее поведение газов.

Закон Авогадро: в равных объемах газа при одинаковых условиях содержится равное количество молекул.

Следствие: при нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л.

^ Нормальные условия: атм. давл. = 101,3кПа, t = 00С = 273,15 К.

Закон Авогадро позволяет ввести величину относительной плотности одного газа от другого. Эта величина часто используется при решении различных химических задач и она равна отношению масс двух газов, взятых в равных объемах при одинаковых количествах.

D=m1/m2=M1/M2

D=(H2)=Mx/2 г/моль

Газообразное стояние характеризуется значительными расстояниями по сравнения с размерами частиц газа. Взаимодействие частиц в газовой фазе осуществляется при их столкновении. Вероятность столкновений растет при уменьшении объема и увеличении давления и температуры, поэтому эти 3 величины имеют наиболее важныое значение для описания газового состояния.

По закону Бойля Мариотта; Давление (Р) * Объем (V) = const.

По О Шарль: V=(V0/273,15)*T.

По Гейлюсаку: Р=(Р0/273,15)*T

Все эти 3 величины могут быть объеденены:

PV/T=P0V0/T0

Более общий характер носит уравнение Менделеева – Клапирона:

PV=(m/M)RT

PV=υRT

R – универсальная постоянная = 8,3 Дж/моль К.

Уравнение М-К составлено для так называемых идеальных газов, т.е. для тех случаев когда в газовой фазе отсутствует межмолекулярного взаимодействия.

Ван-дер-Вальс предложил модифицированной уравнение М-К так, чтобы оно описывало не только идеальные но и реальные газы.

(P+a/V2)(V-b)=RT

Постоянные a и b для различных газов приводятся в различных справочниках.

Физический смысл поправочных коэффициентов В-д-В в том, что величина учитывает взаимодействие между молекулами, расстояние, a и b – соответственно объему молекул.

Во многих случаях эти величины стремятся к нулю и уравнение В-д-В преобразуется в уравнение М-К: a/V2→0; b→0.



  1. ^ Правило Дюлонга и Пти.

Теплоемкость – отношение количества теплоты полученной веществом при нагревании или отданной при охлаждении к изменению температуры, котороая при этом происходит.

Теплоемкость можно разделить на изобарную (при постоянной Р) и изохорную (при постоянной V).

Согласно закону физики, кинематическая энергия одного моля одноатомного вещества равняется 3/2RT.

Если изменить t0 на 10, то

∆E=3/2R(T+1)=3/2RT=3/2R

Для одноатомного газа теплоемкость равна:

Cv=12,47Дж/мольК

Если подобную модель рассмотреть для металлов, то необходимо рассматривать каждый атом кристаллической решетки:

E=3/2RT*2, ∆E=3R

Учитывая, что для большинства металлов теплоемкость остается постоянной величиной, ^ Дюлонг и Пти предложили правило: произведение атомной массы металла на его удельную теплоемкость, есть величина постоянная и равная 26 кДж/моль К.

Исходя из этой величины легко можно рассчитывать атомные массы металлов, но так как правило носит приближенные характер, расчет ведется в 2 этапа:

  1. Определяют приближенное значения атомной массы металла, затем эквивалент металла, проводят деление приближенного значения атомной массы на эквивалент и получают валентность.

  2. Полученное значение округляем для целого и затем перемножить значение эквивалента и валентности, получаем точную атомную массу.


  1. ^ Первые представления о дискретном строении материи.

Положение Демокрита о атомах, как мельчайших неделимых частицах просуществовало до середины XIX в., когда ряд опытов показал, что существуют мельчайшие частицы, имеющие субатомную природу. В 1874 г. Джон Станней высказал предположение, что электрический ток – это поток отрицательно заряженных частиц, для которых позднее было предложено начало электроды.

Джон Томсон вычислил заряд и массу электронов, но решающее значение для доказательства сложной структуры атома имели опыты французского физика Анри Беккереля.

Беккерел изучал способность различных веществ аккумулировать с солнечным светом. Для этого образец вещества помещал на освещенную площадку. Выдерживал несколько часов, а затем в тесной комнате клал на фотопластинку.

Резерфорд показал, что в электромагнитном поле излучение делиться на 3 потока. Поток частиц, который распределялся к положительн. назывался β (электроны), к отриц. α (поток ядер атомов гелия), прямо – γ(излучение, близкое к рентгеновскому).

После этих опытов ряд ученных предприняли попытки разработать модель строения атома.

Модель Томсана и Томсана была самой удачной – «Пудинг с изюмом».


  1. ^ Открытие электрона, опыты Беккереля, строение атома по Томсону.

Положение Демокрита о атомах, как мельчайших неделимых частицах просуществовало до середины XIX в., когда ряд опытов показал, что существуют мельчайшие частицы, имеющие субатомную природу. В 1874 г. Джон Станней высказал предположение, что электрический ток – это поток отрицательно заряженных частиц, для которых позднее было предложено начало электроды.

Джон Томсон вычислил заряд и массу электронов, но решающее значение для доказательства сложной структуры атома имели опыты французского физика Анри Беккереля.

Беккерел изучал способность различных веществ аккумулировать с солнечным светом. Для этого образец вещества помещал на освещенную площадку. Выдерживал несколько часов, а затем в тесной комнате клал на фотопластинку.

Резерфорд показал, что в электромагнитном поле излучение делиться на 3 потока. Поток частиц, который распределялся к положительн. назывался β (электроны), к отриц. α (поток ядер атомов гелия), прямо – γ(излучение, близкое к рентгеновскому).

После этих опытов ряд ученных предприняли попытки разработать модель строения атома.

Модель Томсана и Томсана была самой удачной – «Пудинг с изюмом».


  1. ^ Опыты Резерфорда, планетарная модель строения атома, постулаты Бора.

Опытами Марселена и Гейгеля под руководством Резерфорда, модель Томсонов была опровергнута, опыты эти заключались в том, что на пластину из золотой фольги направляли поток α-частиц, пластина была окружена экранами покрытыми сульфидом цинка.

Оказалось, что большинство х – частиц проходят прямолинейно, и только незначительное количество отклонялось. Из этого следует, что атом в основном состоит из пустоты.

Если х – частица, имеющая положительный заряд, отклонялась под большим углом, значит она сталкивалась с частицей, которая также имеет положительный заряд и сравнительно большую массу.

На основании всего этого Резерфорд предложил планетарную модель строения атома, согласно которой, атом построен подобно солнечной системе. В центре располагается массивное ядро, вокруг которого, как планеты вокруг звезды, вращаются отрицательно заряженные электроны.

Положительный заряд = сумме отрицательных зарядов электронов, поэтому атом в целом электронейтрален. Практически вся масса атома сосредоточена в его ядре, т.к. масса электрона во много раз меньше массы ядра самого простого атома, атома Н.

Теория Резерфорда ну объясняла стабильность атома, чтобы исправить этот недостаток, Нильс Бор ввел 3 постулата:

  1. Электроны в атомах вращаются не по всем орбитам, а только по некоторым, которые называются разрешенными или стационарными.

  2. При вращении по стационарной орбите, энергия электронов не изменяется, она изменяется при переходе с одной орбиты на другую.

  3. Энергия поглощается и излучается квантами. Квант – определенная порция энергии.



  1. ^ Квантово – механическая модель строения атома.

Недостатком постулатов Бора является то, что с точки зрения классической механики, электрон рассматривал как некоторую вращающуюся частицу, а 3-й постулат не соответствовал законам классической механики.

В начале XX в. французский физик Луи-Де-Брайлле предложил формулу, согласно которой каждая частица имеет волновые свойства:

λ=h/nV,

λ – длина волны. m – масса частицы,V – скорость движения, h – постоянная планка (h=6,6*10-34 Дж*с).

Для макромира эта формула не имеет особого значения, а для микрочастиц эффекты, связанные с их волновой природой, во многих случаях описывают поведение частиц с достаточно большой точностью.

Эрвин Шредингер предложил уравнение, которое можно использовать для описания поведения электрона в атоме:

-(h2/8π2m)*[(υ2ψ/υx2)+ (υ2ψ/υy2)+( υ2ψ/υz2)]+Vψ=Eψ

Hψ=Eψ

Ψ2 – вероятность нахождения электрона в данной точке пространства.

Точное решение уравнения Шредингера является очень сложной задачей, но приближенные методы решения позволяют получить ряд важных результатов.

Если взять определенный вектор и проекцию этого вектора на плоскости ху, то вектор можно охарактеризовать тремя величинами: углом θ, углом φ и r, т.е. получается, функция зависит от 3 переменных: θ, φ, r.

Обычно эту функцию делят на 2 составляющее, одна из которых зависит от r, другая от θ и φ. И называют их соответственно радиальная и угловая составляющие, т.е. чтобы охарактеризовать наиболее вероятное положение электрона в атоме, необходимо знать 3 некоторых переменных.

Эти переменные получили название квантовых чисел:

  1. Главное квантовое число – n. Принимает значения от 1 до +∞;

  2. Орбитальное или побочное число – l. Принимает значения от 0 до -1;

  3. mL, принимает значения от –l до +l.

В последствии к этим 3-м числам было добавлено спиновое квантовое число. Соответственно, принимающее 2 значения: mL = -1/2, mL = +1/2.

Используя знания этих чисел, можно рассчитать, каким образом будут заполняться электронные оболочки атома.

  1. Электронные оболочки атомов, электронные орбитали.

Правила заполнение электронных оболочек атома.

  1. Принцип Паули: электронов – блуднецов в атомах не бывает, т.е. у атома не может быть 2х электронов с одинаковым набором всех квантовых чисел.

  2. При заполнении электронных оболочек необходимо учитывать, что суммарное знание спинового квантового числа в пределах одной подоболочки стремиться с максимальному.

  3. Заполнение оболочек осуществляется в соответствии с ростом суммы n+l, при равных значениях этой суммы в первой точке заполняются подоболочки с наименьшим значением n (Клечковский).

S n=2

n=1 1. |↓↑| l=0, ml=0

l=0; ml=0 2. |↓↑|↓↑|↓↑|↓↑| l=1, ml= -1;0;1

n=3 S

l=0, ml=0 1. |x|

l=1, ml= -1;0;1 2. |x|x|x|x|

l=2, ml= -2, -1;0;1,2 3. |x|x|x|x| | | | | | n+l=4+0=4 (4s)

l=3, ml= -3,-2,-1;0;1,2,3 4. |x| | | | n+l=3+2=5 (3d)
Правило провала и проскока электрона.

Если при заполнении 3d – подуровня полностью или наполовину не хватает одного электрона, то он переходит на 3d подуровень с 4s подуровня.

У хрома должна быть конфигурация 3d4 и 4s2, однако 1ē переходят на 3d подуровень, конфигурация получается 3d5 и 4s1.


  1. ^ Строение ядра, изотопы, изобары, радиоактивные распад и его виды.

Ядро состоит из нейтронов (n) и протонов (p). р имеет заряд +1 и mр =1 а.е.м.

Считается, что р и n энергично обмениваются π-ми зонами:

+11р+0-1π→01n; 01n+0+1π→+1-1p

Кроме этого существует ряд теорий, которые предполагают наличие некоторых простейших частиц квантов, из которых построены остальные элементарные частицы.

Массовое число = n+p, а № элемента в периодической системе = p.

Существуют изотопы – ядра одного и тог же элемента с одинаковым номером и одинаковым зарядом ядра, но с разным числом n (16O, 17O, 18O).

Многие тяжелые элементы имеют на стабильные ядра, способные к радиоактивному распаду. Такие вещества принято хар-ть периодом полураспада, т.е. временем, за которое распадается половина исходного кол-ва данного изотопа. Масса радиоактивного изотопа через некоторое время после начала распада можно охар-ть формулой: m=(1/2)n*m0

где n – число периодов полураспада. Существует 3 основных маханизма радиоактивного полураспада: это α-распад, при котором ядро излучает α-частицу, в результате его масса уменьшается на 4 единицы, а заряд на 2l.

β-распад – излучаются β-частица = ē, поэтому масса ядра практически остается постоянной, а заряд увеличивается на 1 единицу.

γ-распад – изменяется только энергия ядра, а масса и заряд не изменяются.


  1. ^ История открытия периодического закона.

К середине XIX в. было известно более 60 химический элементов. Естественно, что предпринимались попытки их классифицировать. Еще в 1829г. Доберейнер предложил ввести триады, т.е. сгруппировать элементы по 3 с близкими свойствами, например Cl, Br, I. Однако, Доберейнер смог найти всего 4 триады.

В 1849г. Гесс предложил свою классификацию, недостатком которой было то, что он классифицировал только неметаллы.

В 1862г. Шанкуртуа предложил расположить элементы по спирали, нанесенной на цилиндр. При этом элементы со сходными свойствами распологались друг под другом, но эта попытка осталась не замеченной.

В 60-х гг. XIXв. Ньюлекс предложил правило активации.

В 1864г. Лотер Мейер предлоил систему эхлементов, которая практически соответствовала периодической системе. Заслуга Менделеева в том, что в отличии от всех своих предшественников в основу своей классификации он положил открытый им периодический закон, а периодическая система является просто удобной графической интерпретацией. В отличие от своих предшественников Менделеев не только расположил элементы в определенном порядке, но и предсказал свойства тех элементов, который к моменту открытия периодического закона были еще неизвестны. Он оставил в своей таблице пустые клетки для неоткрытых еще в то время новых химических элементов.


  1. ^ Периодический закон Д.И. Менделеева и периодическая система.

Эти элементы были названы: экаалюминий, экабор, экасилиций. Менделеев не только указал на существование этих элементов, но и предсказал их химические и физические свойства, например для экаборов он вычислил атомную массу = 44. Расчет был довольно простой – это среднее арифметическое масс соседних элементов, т.к. экабор был аналогом бора, то соединение – Э2О3. Прошло около 6 лет после того, как Менделеев опубликовал статьи, в которых обосновывал периодический закон и предсказывал свойства новых элементов. И французский ученый Лекок-Де-Буабодран сообщил об открытии элемента, который он назвал в честь своей страны – Галлий (старое название Франции).

В 1879г. Нильсон открыл скандий, свойства и этого элемента также полностью совпали с предсказаниями Менделеева.

В 1886г. Винклер открыл Германий. Еще до открытия периодической системы в 1868г. Локьер и Жанеен, исследуя спетр излучения солнца сообщили, что ими открыт новый химический элемент, который она назвали гелией – Не.

В начале 90-х гг. XIXв. Ролей и Рамзай обнаружили, что азот, выделенный из воздуха, имеет большую массу, чем азот, полученный разложением химических соединений в лаб опытах. Оказалось, что в воздухе содержится примесь неизвестного газа, который не вступает в химическое взаимодействие. Назвали его аргон (ленивый).

Вскоре выяснилось, что при разложении урана или тория выделяется гелий, ранее открытый на солнце. А затем в течении нескольких лет были открыты: неон, криптон, ксенон, радон. Всем этим элементам не находили место в периодической системе.

Вторым противоречием было наличие так называемых лантаноидов, которые было очень трудно расположить в пер. табл., поскольку, если после лантана поставить церий, он должен быть похож на гафний, т.е. его хим. св-ва должны совпадать с расположенным выше цирконием, однако, реально, это на наблюдается, еще меньше общего у неодима и празеодима, в тоже время лантаноиды очень близки друг к другу.

Чешский химик Браунер даже предлагал поместить все лантаноиды в одну клетку пер. сист. вместе с лантаном. Однако это противоречило основному принципу Менделеева, согласно которому, каждому элементу соответствует своя клетка. Для того, чтобы упорядочить расположить вновь открытые химические элементы в периодической системе, было предложено добавить нулевую или 8-ю группы, куда и были помещены все эти элементы, несколько сложнее было решить вопрос с расположением в таблице лантаноидов. И только после того, как в химии были внедрены квантово-механические понятия о строении атома, удалось объяснить, почему лантаноиды являются элементами с близкими друг к другу свойствами. Это связано с тем, что у лантаноидов идет заполнение 4f подоболочки. В классическом варианте периодической системы лантаноиды вынесены в отдельную строку, а радом с ними помещены актиноиды, т.е. элементы, у которых заполнено 5f подуровней. По структуре п. с. состоит из групп и периодов, к какой группе относится элемент, определяется для s и p элементов числом электронов на внешнем уровне. А для d-на внешнем и предвнешнем. Кроме того, в таблице существуют так называемые триады переходных элементов, которые по традиции помещают в 8 группу (Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, Pt). Практически все свойства химических элементов изменяются периодически. К примеру, энергия ионизации (энергия, необходимая для отрыва электрона от атома) меняется следующим образом: →H, He, Li, Be, B, C, N, O, F, Ne, Na→.

Аналогичным образом изменяются многие другие свойства, например радиусы атомов в начале каждого периода имеют максимальное значение, а к концу минимальное. Однако, следует отметить, что существует так называемое явление вторичной периодичности. Оно было открыто Бироном в 1915г. Заключается это явление в том, что в больших периодах возможна не линейная зависимость радиуса атома от порядкового номера, так например индий имеет радиус отличный от радиуса кадмия, а галлий отличается от цинка. Теоретически радиус галлия должен быть меньше, чем радиус цинка, но на практике он несколько больше. Это связано с тем, что у галлия появляется электрон на d-оболочке.

Другой пример немонотонного изменения свойств – это изменение энергии разрыва химической связи в молекуле галогена:

E (кДж/моль) →F2, (нет d-подуровня) | Cl2, Br2, I2 (участвуют 2 электрона и между ними большое расстояние, легче разорвать).

  1. ^ Химическая связь доквантовомеханические представления.

Причиной образования химической связи является выигрыш энергии при объединении частиц.

Пусть есть система координат:

E – энергия; r – расстояние.

Нулевой энергии у нас будет соответствовать то расстояние, на котором частицы практически не взаимодействуют друг с другом.

r0 – межатомное расстояние в молекуле,

ΔE – энергия связи.

В зависимости от электроотрицательности частиц выделяют несколько разных типов химических связей. Если разность электроотрицательности велика, то это случай так называемой ионной связи. Механизм образования ионной связи следующий:

Рассмотрим электронные оболочки лития и фтора

Li 1s22s1 Li0-ē→Li+ - положительный заряд

F 1s22s22p5 F0+ē→F- - отрицательный заряд

Li+ + F- → LiF т.е. электрон перешел к более эл-ному атому.

Соединения, образованные ионной связью как правило имеют высокие температуры плавления и кипения, а сама ионная связь является не направленной и не насыщенной.

Ненасыщенность ионной связи определяется тем, что один отрицательный заряд может присоединить насколько положительных, а один положительный несколько отрицательных.

^ Ковалентная связь.

Существует неполярная. В этом случае электроотрицательное взаимодействие атомов одинаковое (О2Н2).

Полярная – электроотрицательность атомов различна, но это отличие меньше чем в случае ионной связи.

Чтобы оха-ть полярность, используют величину: дипольный момент: μ = q * l; q – заряд; l – расстояние.

В отличии от ионной связи причиной образования ковалентной связи являются общие электронные пары.

Ковалентная связь является направленной, т.к. она образуется за счет перекрывания электронных облаков, а они имеют выраженное направление в пространстве.

Соединения с ковалентной связью могут образовывать молекулярные кристаллические решетки. В этом случае темпер. плавления и кипения очень низкая. Возможны и процессы сублимации.

Если же ковалентная связь осуществляется в атомной кристаллической решетке, то t плавления достаточно велика.

^ Водородная связь.

Данный тип связи хар-н для соединений в которых Н связывается с каким либо электроотрицательным атомом: Нδ+ – F δ- … H δ+ – F δ-

За счет таких сил притяжения образовывается водородная связь.

Могут быть межмолекулярные и внутренемолекулярные. В основном связи обуславливают структуру связи, а в некоторых случаях и химические взаимодействия. Например: KHF2.

  1. Электроотрицательность.

Для оценки способности атома данного элемента оттягивать к себе общую электронную плотность пользуются величиной относительной электроотрицательности, обозначаемой греческой буквой χ (хи). Чем больше электроотрицательность атома, тем сильнее притягивает он общую электронную пару. Иначе говоря, при образовании ковалентной связи между двумя атомами разных элементов общее электронное облако смещается к более электроотрицательному атому, и в тем большей степени, чем больше различаются электроотрицательности взаимодействующих атомов.

Эл-ть зависит от валентности, проявляемой атомом в соответствшющем соединении и от того, с атомами каких других элементов соединен данный атом. Эл-ть зависит от заряда иона. Так, при появлении на атоме избыточного положительного заряда в 1 а. е. его электроотрицательность увеличивается на 0,4 относительные единицы.

Эл-ть закономерно изменяется в зависимости от положения элемента в периодической системе. В начале каждого периода находятся элементы с наиболее низкой эл-тью – типичные металлы, в конце периода (перед благородными газами) – элементы с наивысшей эл-тью, т.е. типичные неметаллы. У элементов одной и той же подгруппы эл-ть с ростом числа электронных оболочек проявляет тенденцию к уменьшению. Таким образом, чем более типичным металлом является элемент, тем ниже его эл-ть; чем более типичным неметаллом является элемент, тем выше его эл-ть.

Смещение общего электронного облака при образовании полярной ковалентной связи приводит к тому, что средняя плотность отрицательного электрического заряда оказывается выше вблизи более электроотрицательного атома и ниже – вблизи мене эле-ного. В результате первый атом приобретает избыточный отрицательный, а второй – избыточный положительный заряд; эти заряды принято называть эффективными зарядами атомов в молекуле.

Так, в молекуле хлороводорода общая электронная пара смещена в строну более эл-ного атома хлора, что приводит к появлению у атома хлоара эффективного отрицательного заряда, равного 0,17 заряда электрона, а у атома водорода такого же по абсолютной величине эффективного положительного заряда. Следовательно, молекула HCl является полярной молекулой. Полярность связи условно показывает, какая часть электронной плотности одного атома смещена к другому. Полярность связи оценивают ионностью ее или величиной дипольного момента.


  1. ^ Ионная связь.

Причиной образования химической связи является выигрыш энергии при объединении частиц.

Пусть есть система координат:

E – энергия; r – расстояние.

Нулевой энергии у нас будет соответствовать то расстояние, на котором частицы практически не взаимодействуют друг с другом.

r0 – межатомное расстояние в молекуле,

ΔE – энергия связи.

В зависимости от электроотрицательности частиц выделяют несколько разных типов химических связей. Если разность электроотрицательности велика, то это случай так называемой ионной связи. Механизм образования ионной связи следующий:

Рассмотрим электронные оболочки лития и фтора

Li 1s22s1 Li0-ē→Li+ - положительный заряд

F 1s22s22p5 F0+ē→F- - отрицательный заряд

Li+ + F- → LiF т.е. электрон перешел к более эл-ному атому.

Соединения, образованные ионной связью как правило имеют высокие температуры плавления и кипения, а сама ионная связь является не направленной и не насыщенной.

Ненасыщенность ионной связи определяется тем, что один отрицательный заряд может присоединить насколько положительных, а один положительный несколько отрицательных.


  1. ^ Ковалентная связь.

Существует неполярная. В этом случае электроотрицательное взаимодействие атомов одинаковое (О2Н2).

Полярная – электроотрицательность атомов различна, но это отличие меньше чем в случае ионной связи.

Чтобы оха-ть полярность, используют величину: дипольный момент: μ = q * l; q – заряд; l – расстояние.

В отличии от ионной связи причиной образования ковалентной связи являются общие электронные пары.

Ковалентная связь является направленной, т.к. она образуется за счет перекрывания электронных облаков, а они имеют выраженное направление в пространстве.

Соединения с ковалентной связью могут образовывать молекулярные кристаллические решетки. В этом случае темпер. плавления и кипения очень низкая. Возможны и процессы сублимации.

Если же ковалентная связь осуществляется в атомной кристаллической решетке, то t плавления достаточно велика.



  1.   1   2   3



    Скачать файл (368.5 kb.)

    Поиск по сайту:  

© gendocs.ru
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации
Рейтинг@Mail.ru