Молекула пособие

Для того, чтобы оценить ресурс, необходимо авторизоваться.

Пособие включает материал, предусмотренный минимумом содержания курса физики, однако отсутствующий в общедоступных учебниках и учебных пособиях по физике для технических вузов. Данный выпуск посвящен многоэлектронным атомам и молекулам. На примере атома гелия демонстрируется метод нахождения электронного строения атомов. Вводятся обменные силы. Образование химической связи в молекулах продемонстрировано на примере молекулы водорода.

Год публикации: 1996

Библиографическая ссылка:: Тарасевич Ю.Ю., Водолазская И.В. Квантовая физика. Многоэлектронные атомы и молекулы: Методическое пособие. — Астрахань: АГУ, 1996. — 16 с.

Для того, чтобы оценить ресурс, необходимо авторизоваться.

Пособие включает материал, предусмотренный минимумом содержания курса физики, однако отсутствующий в общедоступных учебниках и учебных пособиях по физике для технических вузов. Данный выпуск посвящен многоэлектронным атомам и молекулам. На примере атома гелия демонстрируется метод нахождения электронного строения атомов. Вводятся обменные силы. Образование химической связи в молекулах продемонстрировано на примере молекулы водорода.

Молекула пособие

Раздел 3. ХИМИЧЕСКИЙ СВЯЗЬ

§ 3.4. Полярные и неполярные молекулы

Односторонняя поляризация обусловливает неравномерное распределение электронной плотности в молекуле. Например, в молекуле НС l электронная плотность около ядра хлора выше, чем у ядра водорода. Электрические центры положительных и отрицательных зарядов в молекуле не совпадают в одной точке, а находятся на некотором расстоянии l (рис. 3.12). Молекула при общей нейтральности представляет собой электрический диполь с зарядом — q в атома хлора и + q в атома водорода. Такие связи и молекулы называются полярными. Заряды атомов в молекуле q называются эффективными зарядами (в молекуле НС l q С l =-0,18, q н =0,18 абсолютного заряда

электрона, степень ионности связи 18 %).

Мера полярности связи и молекулы — электрический момент диполя μ(“мю”) определяется произведением

где q — эффективный заряд; l — длина диполя.

За международной системе, единица электрического момента диполя выражается значением 3,33 • 10 -30 Кл • м (кулон-метр).

Электрический момент диполя — векторная величина. Направление его условно принимают от положительного заряда к отрицательному — в сторону смещения связующего электронного облака.

Электрические моменты диполей экспериментально определены для различных связей и большого количества вещества (они имеют значение от 0 до 36,6 ∙10 — 30 Кл • м).

Следует отличать полярность молекулы от полярности связи. Для двухатомным молекул типа АВ эти понятия совпадают, как это было показано на примере молекулы НС l .

В таких молекулах чем больше разность электроотрицательностей элементов, тем больше электрический момент диполя.

Рис. 3.12. Полярная молекула со постоянным электрическим моментом диполя

Рис. 3.13. Геометрическое сложение электрических моментов диполей связей в молекулах СО2 (а) и воды (б)

В многоатомных молекулах связь между атомами может быть полярным, а сами молекулы в зависимости от пространственного строения могут быть как полярными, так и неполярными. Электрический момент диполя в таких молекулах определяется числом полярных связей и их напрямленістю. Он равен векторной сумме моментов диполя отдельных связей. Например, электрический момент диполя связи 10 -30 С= O равна 9 ∙ 10 -30 Кл ∙ м, а молекулы СО2— нулю. Это объясняется тем, что в линейной молекуле СО2 векторы связей радиально направлены от центра, а потому результирующий момент μ равна нулю (рис. 3.13, а). В угловой молекуле Н2О связи размещены под углом 104,5° и векторная сумма двух связей выражается диагональю параллелограмма (сложение векторов выполняется по правилу параллелограмма сил, рис. 3.13, б). Для воды μ = 6,1 • 10 -30 Кл ∙ м. Если геометрическая результирующая векторов различных электрических моментов диполей не равна нулю, то молекула полярная.

В свою очередь, по значению и направлением μ некоторой степени можно судить о геометрическое строение молекулы. Например, для молекулы SO 2 μ= 5,4 ∙ 10 -30 Кл • м. Очевидно, она, как и молекула воды, должна иметь угловую строение.

Молекулы, содержащие неполярный ковалентная связь, называются неполярными, или гомеополярними. В таких молекул связующее электронное облако распределяется симметрично между ядрами обоих атомов и ядра в одинаковой степени действуют на нее. Примером могут быть молекулы простых веществ, состоящие из атомов одного элемента: Н2, F 2 , С l 2 , О2 и тому подобное. Электрический момент диполя таких молекул равен нулю. Как уже отмечалось, являются неполярными много симметрично построенных молекул сложных веществ, хотя связи между атомами в них полярные. Веществ с ковалентным неполярным связью немного.

Способность молекул (и отдельных связей) поляризоваться под действием внешнего электрического поля называется поляризованістю. Это может происходить и под действием поля, создаваемого полярной молекулой, приблизилась. Поэтому поляризованість имеет важное значение в химических реакциях.

Всегда важно учитывать полярность молекулы и ее электрический момент диполя. Останнімзумовлена реакционная способность веществ. Как правило, чем больше электрический момент диполя молекулы, тем выше реакционная способность вещества. С электрическим моментом диполя связана также и растворимость веществ.

Полярные молекулы способствуют электролитической диссоциации растворенных в них электролитов.

Молекула пособие

§ 2.2. Кислород, озон: строение и свойства.

Кислород — самый распространенный элемент на Земле. Известно около 1500 минералов, содержащих кислород. Вследствие жесткости электронной оболочки для кислорода характерны слабое межмолекулярное взаимодействие и низкие температуры плавления и кипения (табл.2).

При 20 о С растворимость О2 составляет 3.08 объема в 100 объемах воды. Растворимость в соленой воде несколько ниже, но достаточна для поддержания жизни в морях. Растворимость О2 в органических жидкостях на порядок выше.

Электронное строение молекулы О2 описывается на основе метода МО (рис.1а).

Рис.1. Схема молекулярных орбиталей молекулы кислорода в основном (а) и двух возбужденных состояниях (б) и (в).

На этой схеме по краям нанесены энергии атомных орбиталей (АО), а в середине — молекулярных (МО). Взаимодействующие атомные и образующиеся молекулярные орбитали соединены пунктирными линиями. Две нижние по энергии 2s- АО порождают две нижние связывающую и разрыхляющую МО. Самой нижней по энергии молекулярной орбиталью, образуемой двумя наборами трижды вырожденных р-орбиталей, является связывающая связывающая орбиталь, поскольку -перекрывание pz- pz АО больше, чем и . Соответственно наибольшее расщепление уровней приводит к тому, что самой верхней по энергии является разрыхляющая орбиталь. Между связывающей и разрыхляющей орбиталями находятся и связывающие и , разрыхляющие МО. -молекулярные орбитали дважды вырождены, так как перекрывание рх и рy АО совершенно одинаково. По сравнению с азотом энергия МО оказывается ниже, чем энергия и МО. Это обусловлено увеличением различия энергий 2s- и 2р- АО у кислорода и уменьшением взаимодействия однотипных и связывающих молекулярных орбиталей. Наличие двух неспаренных электронов с параллельными спинами на дважды вырожденных разрыхляющих * -орбиталях объясняет парамагнетизм кислорода. Такое расположение электронов соответствует триплетному состоянию с межатомным расстоянием О-О 1.2074 . Поскольку на связывающих орбиталях молекулы находится на 4 электрона больше, чем на разрыхляющих, формально можно считать в молекуле О2 связь между атомами двойной.

Если при фотохимическом или химическом возбуждении на одной *-орбитали оказываются два электрона с противоположными спинами, то возникает так называемое синглетное состояние с общим нулевым спином (рис.1б). Это состояние по энергии расположено на 92 кДж/моль выше основного состояния. Если же при возбуждении атома кислорода два электрона занимают разные * -орбитали и имеют противоположные спины, то возникает еще одно возбужденное синглетное состояние с нулевым спином (рис.1в).
Оно лежит на 155 кДж/моль выше основного состояния молекулы О2. Возбуждение сопровождается увеличением межатомных расстояний О- О: от 1.2074 до 1.2155 у первого (рис.1б) и до 1.2277 у второго (рис.1в) возбужденного состояния, что, в свою очередь, приводит к ослаблению связей О- О и к повышению химической активности кислорода. Поэтому оба синглетные состояния молекулы О2 играют важную роль в реакциях окисления в газовой фазе. Поглощение в видимой части спектра (красная-желтая-зеленая) обеспечивает голубой цвет жидкого О2 в возбужденном состоянии.

В ряду N2- O2- F2 энергии диссоциации (атомизации) равны 945.4, 493.8 и 158.8 кДж/моль, соответственно. Ослабление прочности молекул приводит к резкому усилению химической активности от азота к кислороду и особенно к фтору. Многие реакции кислорода и фтора экзотермические и протекают самопроизвольно.

Степени окисления кислорода в его соединениях могут изменяться в широких границах: +1/2(), О(О3), -1/3(), -1/2(), -1() и -2(О 2- ). Координационные числа атома кислорода в соединениях также весьма разнообразны: от О (атомарный кислород), 1 (О2, СО), 2 (Н2О, Н2О2), 3 (Н3О + ) до 4 (оксиацетаты Be и Zn), 6 (МgO, CdO) и 8 (Na2O, Cs2O).

Рассмотрим особенности строения и свойств озона. Наличие трех атомов кислорода в молекуле озона О3 приводит к существенному изменению прочности связи и свойств по сравнению с кислородом О2. Озон получают действием электрического разряда на кислород, при газовых разрядах, под действием ультрафиолетового излучения.

Диамагнитная молекула О3 изогнутая: валентный угол О- О- О равен 116.8 о , расстояние между центральным и концевыми атомами О равно 1.278. Это расстояние меньше длины одинарной связи (1.49 в Н2О2) и больше длины двойной связи (1.21 в О2).

Каждый атом O образует одну 1 -связь с соседним атомом за счет р-электрона. Остальные р-орбитали комбинируются с образованием одной несвязывающей и одной разрыхляющей орбиталей. Количество электронов точно соответствует заселению связывающей и несвязывающей МО. Поэтому электронную систему озона относят к четырехэлектронным трехцентровым связям. Общий порядок каждой связи О- О около 1.5: 1 -связывающей и 0.5-несвязывающей МО.

Смотрите так же:  Земельный налог 2019г

В кислой и щелочной средах озон — более сильный окислитель, чем кислород;:

ВВЕДЕНИЕ В ОБЩУЮ ХИМИЮ

Электронное учебное пособие
Москва 2013

2. Ocновные понятия и законы химии. Атомно-молекулярное учение

В результате изучения данной темы вы узнаете:

  • кто предложил современные химические символы элементов;
  • названия элементов с порядковыми номерами 104 – 112; 114 и 116;
  • что такое дальтониды и бертоллиды;
  • что некоторые элементы образуют несколько простых веществ, отличающихся строением, составом и свойствами.

В результате изучения данной темы вы научитесь:

  • рассчитывать абсолютные массы атомов и молекул;
  • рассчитывать массовую долю химического элемента в веществе по его формуле;
  • определять химическую формулу вещества на основе данных о массовых долях входящих в его состав элементов;
  • рассчитывать величину молярной массы газообразных веществ и средней молярной массы газовых смесей;
  • использовать уравнение Клапейрона-Менделеева для решения расчетных задач.

Учебные вопросы:

2.1. Атомно-молекулярное учение

Многие вещества имеют атомное строение, т.е. состоят из атомов. Это, в первую очередь, металлы и их сплавы, а также соединения внедрения – карбиды, нитриды и др. В карбидах и нитридах атомы углерода или азота занимают пустоты в кристаллической решетке металла.

Другие вещества состоят из ионов, т.е. имеют ионное строение. Примерами таких веществ являются оксид кальция (Ca 2+ O 2- ), хлорид калия(K + Cl — ) и др.

Большинство же веществ имеют молекулярное строение. К этому типу веществ относятся почти все органические соединения, вода (Н2О), углекислый газ (СО2), водород (Н2), хлор (С12), кислород (О2) и т.д.

Важную роль в развитии атомно-молекулярного учения сыграли работы великого русского ученого М.В. Ломоносова. Основные положения этого учения:

1. Большинство известных в настоящее время веществ состоят из молекул. Молекула – наименьшая частица некоторых веществ (имеющих молекулярное строение), которая имеет химические свойства и состав данного вещества. Таким образом, химические свойства молекулы определяются ее составом и химическим строением. Следует подчеркнуть, что только для веществ, имеющих молекулярное строение химические свойства молекул и веществ одинаковы. В то же время имеются некоторые вещества — полимеры, состав которых не соответствует составу молекул из которых они образованы (например, этилен и полиэтилен).

2. Молекулы состоят из атомов. Атом – электронейтральная динамическая система, состоящая из ядра, образованного протонами и нейтронами, и электронов.

3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении. В частности, для входящих в состав молекул атомов и групп атомов характерно наличие поступательного, вращательного и колебательного движения.

4. При протекании химических реакций из одних веществ образуются другие вещества.

2.2. Химические элементы

Нет точных сведений, откуда произошло слово «элемент». По одной из версий, оно образуется при произношении букв латинского алфавита – l, m, n, t.

Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым положительным зарядом ядра. Например, элемент «сера» включает атомы S, входящие в состав любых соединений (Na2SO4, SO2, H2S и т. д.)

Каждый элемент имеет свое название и свой символ, например, элементы магний — Mg, сера — S, водород — H и т. д. (см. периодическую таблицу).

В настоящее время известно 118 химических элементов. 101–й химический элемент назван менделевием (Md) в честь автора периодического закона Д.И. Менделеева. Название элемента с порядковым номером 104 — резерфордий (Rf), 105 — дубний (Db), 106 – сиборгий (Sg), 107 – борий (Bh), 108 – хассий (Hs), 109 – мейтнерий (Mt). Элемент с порядковым номером 110 назван дармштадтием, 111 — рентгением, 112 — коперницием.

23 сентября 2003 г на XVII Менделеевском съезде по общей и прикладной химии (г. Казань) ученые Объединенного института ядерных исследований (ОИЯИ) (г. Дубна) объявили о синтезе 115 и 113 элементов периодической системы. Для синтеза 115 элемента мишень, изготовленную из 95 элемента – америция, бомбардировали ионами редкого изотопа кальция-48, ускоренного до 1/10 скорости света. В результате было зарегистрирована картина распада 115 элемента: пять последовательных альфа-распадов общей продолжительностью около 20 секунд, в результате которых получился 105 элемент – дубний. Этот элемент “прожил” более 20 часов. Работа российских ученых подтвердила существование так называемого “острова стабильности” ранее неизвестных сверхтяжелых элементов, гипотеза о существовании которых была выдвинута еще в середине 1960-х годов. 114 и 116 элементы были синтезированы ранее в результате совместных исследований ОИЯИ и Ливерморской национальной лаборатории (США) и показали, что эти элементы живут в сотни и тысячи раз дольше, чем их более легкие предшественники (92 элемент – уран – живет около 1 миллиарда лет, то 112 элемент – только 0,00002 секунды).

24 октября 2012 года в Москве в Центральном доме ученых РАН состоялась торжественная церемония присвоения 114-му элементу имя «флеровий, а 116-му — «ливерморий«.

Одной из важнейших характеристик элементов является их распространенность в земной коре. Распространенность химических элементов обычно выражают в кларках (по имени американского геохимика Ф.У. Кларка, предложившего метод расчета химического состава земной коры). Массовый кларк элемента равен его массовой доле, т.е. отношению массы данного элемента к суммарной массе всех элементов, составляющих земную кору. Атомный кларк химического элемента характеризует долю атомов данного элемента в общем числе атомов всех элементов земной коры. Самым распространенным элементом является кислород – 42,7% массы земной коры, затем идет кремний – 27,6%, алюминий – 8,8% и т.д.

2.3. Простые и сложные вещества; аллотропия

Вещество – это любая совокупность атомов и молекул, находящаяся в определенном агрегатном состоянии. Химические вещества подразделяются на простые и сложные.

Простые вещества образованы из атомов одного элемента. Примерами простых веществ являются кислород O2, сера S8, железо Fe.

Сложные вещества, или химические соединения, образованы атомами различных элементов. Вода H2O, поваренная соль NaCl и углекислый газ СO2 являются химическими соединениями.

Понятие «химический элемент» нельзя отождествлять с понятием «простое вещество». Например, кислород как простое вещество характеризуется определенными физическими и химическими свойствами. Кислород как химический элемент – не имеет физических свойств — вид атомов с зарядом ядра +8, которые могут входить в состав простых (O2, O3) или сложных веществ (H2O, H2SO4, HCOOH и т.д.).

Явление, когда элементы образуют несколько простых веществ, различающихся строением, составом и свойствами, называется аллотропией, а соответствующие простые вещества – аллотропными видоизменениями или модификациями. Так, элемент углерод образует четыре аллотропные модификации – алмаз, графит, карбин и фуллерены, элемент кислород – две: кислород и озон, более десяти аллотропных модификаций образует фосфор.

2.4. Относительная атомная и относительная молекулярная масса

Значения масс атомов, выраженные в абсолютных единицах (г, кг) массы (абсолютные атомные массы mA), очень малы. Так, масса атома водорода составляет 1,66·10 -27 кг, углерода – 1,99·10 -26 кг. Чрезвычайно малыми оказываются и массы молекул (абсолютная масса молекулы обозначается mM), например, масса молекулы воды равна 2,99·10 -26 кг. Поэтому для удобства используют понятие об относительной массе атомов и молекул.

За единицу атомной массы принята атомная единица массы (а.е.м), равная 1/12 массы изотопа углерода 12 С:

1 а.е.м. = 1/12 mA ( 12 С) = 1,66·10 -27 кг = 1,66·10 -24 г.

Относительной атомной массой Аr элемента называют отношение средней массы атома естественного изотопного состава элемента к 1/12 массы атома углерода 12 С.

Относительной молекулярной массой Мr вещества называют отношение средней массы молекулы естественного изотопного состава вещества к 1/12 массы атома углерода 12 С. Относительная молекулярная масса равна сумме относительных атомных масс атомов, входящих в состав молекулы.

Относительные массы являются безразмерными величинами. Абсолютные и относительные атомные и молекулярные массы связаны соотношениями:

Если вещество не имеет молекулярного строения, то его молекулярная масса равна сумме относительных атомных масс атомов, которые составляют так называемую «формульную единицу» вещества, например:

2.5. Моль; молярная масса

За единицу количества вещества в Международной системе единиц (СИ) принят моль.

Моль – это количество вещества, содержащее столько структурных элементов (атомов, молекул, ионов, электронов, других частиц или их групп), сколько атомов углерода содержится в 0,012 кг (12 г) изотопа 12 С. При использовании понятия моль структурные элементы должны быть указаны, например, моль электронов. Моль был введен в Международную систему единиц (СИ) в качестве седьмой основной единицы в 1971 г. на XIV Генеральной конференции по мерам и весам.

Число атомов NA в 0,012 кг углерода можно вычислить, зная массу одного атома углерода:

NA = 0,012 кг/моль : 1,993·10 -26 кг = 6,02·10 23 моль -1 .

Величина NA называется постоянной Авогадро (другое название – число Авогадро), показывает число структурных элементов в 1 моль любого вещества и имеет размерность моль -1 .

Молярная масса М вещества – величина, равная отношению его массы m к количеству вещества n:

где m – масса в граммах, n – количество вещества в моль, М – молярная масса в г/моль. Таким образом, молярная масса вещества – это масса 1 моль вещества. Масса 1 моль воды, например, составляет 18 г, алюминия – 27 г, поваренной соли (хлорида натрия) – 58,5 г.

Смотрите так же:  Пособия по уходу за ребенком казахстан 2019

Численные значения М и Мr равны, однако молярная масса имеет размерность г/моль или кг/моль, а относительная молекулярная масса безразмерна:

М = NA·mМ(1 молекулы) = NA·Mr·1 а.е.м. = Mr.

2.6. Химические знаки, формулы и уравнения

Элементы принято обозначать химическими знаками (символами). Современные химические символы ввел шведский химик Й.Я. Берцелиус (1779 – 1848). Он предложил обозначать элемент первой буквой или первой и одной из последующих букв его латинского названия; первая буква всегда прописная, вторая – строчная. Например, углерод (Carboneum) обозначается буквой С, а хлор (Chlorum) – двумя буквами Cl, т. к. он был открыт позже углерода.

Состав соединений изображается при помощи химических формул, состоящих из символов элементов и подстрочных индексов, показывающих число атомов данного элемента в составе молекулы. Так, формула азотной кислоты HNO3 показывает, что 1 моль ее включает 1 моль атомов водорода, 1 моль атомов азота, 3 моль атомов кислорода.

Химические реакции записывают с помощью химических уравнений, содержащих формулы исходных и конечных веществ. Формулы исходных веществ располагаются в левой части уравнения, а формулы продуктов реакции – в правой.

Число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения должно быть одинаковым, что достигается с использованием коэффициентов перед формулами веществ. Если коэффициенты в уравнении реакции или индекс в химической формуле вещества равен единице, то они не указываются. Например:

Коэффициенты перед формулами веществ называются стехиометрическими коэффициентами (стехиометрия – раздел химии, изучающий массовые и объемные соотношения между реагирующими веществами).

Равенство чисел атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения химической реакции отражает закон сохранения массы веществ.

2.7. Закон сохранения массы вещества и энергии

Закон сохранения массы веществ впервые сформулирован М.В. Ломоносовым в 1748 г. и независимо от него французским химиком А.Л. Лавуазье в 1789 г.

Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Например, в реакции:

Массы исходных и конечных веществ составят:

3·126 + 2·158 + 18 = 3·142 + 2·87 + 2·56,

т.е. масса исходных веществ (712 г) равна массе продуктов реакции (712 г).

Закон сохранения массы утверждает, что в результате химических превращений атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка. При этом ядра атомов в химических процессах остаются неизменными, а изменяются только электронные оболочки атомов. Общее число электронов и ядер в химических реакциях остается неизменным. Закон сохранения массы широко используется при проведении стехиометрических расчетов.

Закон сохранения энергии утверждает, что энергия изолированной системы постоянна. В изолированной системе не происходит обмена массой и энергией с окружающей средой, энергия может переходить только из одной формы в другую.

М.В. Ломоносов рассматривал закон сохранения массы веществ и закон сохранения энергии в единстве, как всеобщий закон природы.

Взаимосвязь массы и энергии выражается уравнением Эйнштейна:

в котором Е – энергия, m – масса, с – скорость света в вакууме (с = 3·10 8 м/c). Согласно уравнению Эйнштейна масса материального объекта зависит от его энергии. Изменение массы Δ m можно вычислить если известен тепловой эффект химической реакции Q = Δ E:

Вычислим изменение массы для реакции сгорания 1 моль кремния, при которой выделяется 908,3 кДж теплоты:

D m = D E/c 2 = 908300/3·10 8 = 1,01·10 -11 кг =1,01·10 -8 г.

Проведенный расчет показывает, что при протекании химических реакций изменение массы (дефект массы) очень мало. Это изменение намного меньше погрешностей определения масс, в том числе и молярных. Следовательно, закон сохранения массы в химических реакциях практически выполняется.

Процессы образования ядер из нуклонов (протонов и нейтронов) сопровождаются колоссальными выделениями энергии, в связи с чем вследствие дефекта массы масса атома не равна сумме масс протонов, нейтронов и электронов.

2.8. Закон постоянства состава вещества

Закон постоянства состава впервые сформулировал французский ученый Ж. Пруст в 1808 г.

Каждое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет один и тот же качественный и количественный состав.

Например, оксид кальция состоит из кальция и кислорода (качественный состав). В СаO содержится 71,43 мас.% кальция и 28,57 мас.% кислорода (количественный состав). Получить оксид кальция можно в результате реакций:

2 Са + О2 = 2 СаО,

Однако независимо от способа получения, чистый оксид кальция будет иметь приведенный выше состав.

Наряду с соединениями постоянного состава (H2O, CO2 и т.д.) существуют соединения переменного состава (ZrN0,59, ZrN0,74, ZrN0,89 и т.д.). Первые названы дальтонидами в честь английского ученого Дж. Дальтона, вторые – бертоллидами в честь французского химика К.Л. Бертолле, предсказавшего такие соединения.

В связи с существованием бертоллидов следует уточнить формулировку закона постоянства состава. Если химическое соединение в данном агрегатном состоянии имеет молекулярную структуру, то его химический состав (т.е. состав его молекул) при данном изотопном составе исходных простых веществ остается одним и тем же, независимо от способа его получения.

Состав соединений с атомной, ионной и металлической решеткой зависит от условий получения, т.е. не является постоянным.

Таким образом, закон постоянства состава справедлив только для веществ молекулярного строения.

2.9. Газовые законы. Закон Авогадро. Молярный объем газа

Состояние идеального газа характеризуется следующими параметрами: давлением Р, температурой Т и объемом V. Между этими величинами экспериментально установлены соотношения, которые используются для решения расчетных химических задач, связанных с газообразными веществами.

1. Закон Бойля-Мариотта:

При постоянной температуре PV = const.

2. Закон Гей-Люссака:

При постоянном давлении (V/T)=const.

При постоянном объеме (P/T)=const.

В 1834 г. французский химик Б. Клапейрон объединил эти три закона в универсальный газовый закон:

Уравнение для 1 моль газа было выведено Д.И. Менделеевым в 1874 г.:

где R – универсальная газовая постоянная (R= 8,314 Дж/(моль·К).

Для произвольного количества газа:

Это общее уравнение состояния идеального газа, в котором n — число моль газа, m – масса газа, а M – его молярная масса, называется уравнением Клапейрона–Менделеева.

В 1811 г. итальянский химик А. Авогадро сформулировал один из важнейших газовых законов, который получил название закона Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одно и то же число молекул.

Важным следствием из закона Авогадро является утверждение: при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объем.

В частности, при нормальных условиях (н. у.) – при температуре Т = 273 К (0 0 С) и давлении Р = 101,325 кПа (1 атм) – 1 моль различных газов занимает объем, равный 22,4 л. Этот объем называется молярным объемом газа.

Следует отметить, что закон Авогадро имеет приближенный характер. Он справедлив лишь для идеальных газов, между молекулами которых отсутствует взаимодействие. Реальные газы не подчиняются этому закону и объем 1 моль реальных газов при н.у. может отличаться от 22,4 л. В качестве примера в табл.2.1 приведены величины молярных объемов некоторых реальных газов при н.у.

Таблица 2.1. Молярные объемы VМ некоторых реальных газов при н.у.

ВВЕДЕНИЕ В ОБЩУЮ ХИМИЮ

Электронное учебное пособие
Москва 2013

5. Химическая связь

В результате изучения данной темы вы узнаете:

  • Почему молекула воды полярная, углекислого газа – нет.
  • Какова максимальная валентность азота в соединениях.
  • Почему вода имеет аномально высокие температуры плавления и кипения.

В результате изучения данной темы вы научитесь:

  • Определять характер химической связи (ковалентная полярная и неполярная, ионная, водородная, металлическая) в различных соединениях.
  • Определять геометрическую форму молекул на основе анализа их электронного строения с привлечением представлений о гибридизации атомных орбиталей.
  • Прогнозировать свойства веществ на основе сведений о природе химической связи и типах кристаллических решеток.

Учебные вопросы:

5.1. Ковалентная связь

Химическая связь образуется при сближении двух или большего числа атомов, если в результате их взаимодействия происходит понижение полной энергии системы. Наиболее устойчивыми электронными конфигурациями внешних электронных оболочек атомов являются конфигурации атомов благородных газов, состоящие из двух или восьми электронов. Внешние электронные оболочки атомов других элементов содержат от одного до семи электронов, т.е. являются незавершенными. При образовании молекулы атомы стремятся приобрести устойчивую двухэлектронную или восьмиэлектронную оболочки. В образовании химической связи принимают участие валентные электроны атомов.

Ковалентной называется химическая связь между двумя атомами, которая образуется за счет электронных пар, принадлежащих одновременно этим двум атомам.

Существует два механизма образования ковалентной связи: обменный и донорно – акцепторный.

5.1.1. Обменный механизм образования ковалентной связи

Обменный механизм образования ковалентной связи реализуется за счет перекрывания электронных облаков электронов, принадлежащих различным атомам. Например, при сближении двух атомов водорода происходит перекрывание 1s электронных орбиталей. В результате возникает общая пара электронов, одновременно принадлежащая обоим атомам. При этом химическая связь образуется электронами, имеющими антипараллельные спины, рис. 5.1.

Рис. 5.1. Образование молекулы водорода из двух атомов Н

5.1.2. Донорно – акцепторный механизм образования ковалентной связи

При донорно – акцепторном механизме образования ковалентной связи связь также образуется с помощью электронных пар. Однако в этом случае однин атом (донор) предоставляет свою электронную пару, а другой атом (акцептор) участвует в образовании связи своей свободной орбиталью. Примером реализации донорно-акцепторной связи является образование иона аммония NH4 + при взаимодействии аммиака NH3 с катионом водорода H + .

В молекуле NH3 три электронные пары образуют три связи N – H, четвертая, принадлежащая атому азота электронная пара является неподеленной. Эта электронная пара может дать связь с ионом водорода, который имеет свободную орбиталь. В результате получается ион аммония NH4 + , рис. 5.2.

Смотрите так же:  Расписка на продажу телефона

Рис. 5.2. Возникновение донорно-акцепторной связи при образовании иона аммония

Необходимо отметить, что существующие в ионе NH4 + четыре ковалентных связи N – H равноценны. В ионе аммония невозможно выделить связь, образованную по донорно-акцепторному механизму.

5.1.3. Полярная и неполярная ковалентная связь

Если ковалентная связь образуется одинаковыми атомами, то электронная пара располагается на одинаковом расстоянии между ядрами этих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной. Примером молекул с неполярной ковалентной связью являются Н2, Cl2, О2, N2 и др.

В случае полярной ковалентной связи общая электронная пара смещена к атому с большей электроотрицательностью. Этот тип связи реализуется в молекулах, образованных различными атомами. Ковалентная полярная связь имеет место в молекулах HCl, HBr, CO, NO и др. Например, образование полярной ковалентной связи в молекуле HCl можно представить схемой, рис. 5.3:

Рис. 5.3. Образование ковалентной полярной связи в молекуле НС1

В рассматриваемой молекуле электронная пара смещена к атому хлора, поскольку его электроотрицательность (2,83) больше, чем электроотрицательность атома водорода (2,1).

5.1.4. Дипольный момент и строение молекул

Мерой полярности связи является ее дипольный момент μ :

μ = е l,

где е – заряд электрона, l – расстояние между центрами положительного и отрицательного зарядов.

Дипольный момент – это векторная величина. Понятия «дипольный момент связи» и «дипольный момент молекулы» совпадают только для двухатомных молекул. Дипольный момент молекулы равен векторной сумме дипольных моментов всех связей. Таким образом, дипольный момент многоатомной молекулы зависит от ее строения.

В линейной молекуле СО2, например, каждая из связей С–О полярна. Однако молекула СО2 в целом неполярна, так как дипольные моменты связей компенсируют друг друга (рис. 5.4). Дипольный момент молекулы углекислого газа m = 0.

В угловой молекуле Н2О полярные связи Н–О расположены под углом 104,5 o . Векторная сумма дипольных моментов двух связей Н–О выражается диагональю параллелограмма (рис. 5.4). В результате дипольный момент молекулы воды m не равен нулю.

Рис. 5.4. Дипольные моменты молекул СО2 и Н2О

5.1.5. Валентность элементов в соединениях с ковалентной связью

Валентность атомов определяется числом неспаренных электронов, участвующих в образовании общих электронных пар с электронами других атомов. Имеющие один неспаренный электрон на внешнем электронном слое атомы галогенов в молекулах F2, НCl, PBr3 и CCl4 одновалентны. Элементы подгруппы кислорода содержат два неспаренных электрона на внешнем слое, поэтому в таких соединениях как O2, Н2О, Н2S и SCl2 они двухвалентны.

Поскольку помимо обычных ковалентных связей в молекулах может образовываться связь по донорно-акцепторному механизму, валентность атомов зависит также от наличия у них неподеленных электронных пар и свободных электронных орбиталей. Количественной мерой валентности является число химических связей, с помощью которых данный атом соединен с другими атомами.

Максимальная валентность элементов как правило не может превышать номер группы, в которой они находятся. Исключение составляют элементы побочной подгруппы первой группы Cu, Ag, Au, валентность которых в соединениях больше единицы. К валентным относятся прежде всего электроны внешних слоев, однако для элементов побочных подгрупп в образовании химической связи принимают участие и электроны предпоследних (предвнешних) слоев.

5.1.6. Валентность элементов в нормальном и возбужденном состояниях

Валентность большинства химических элементов зависит от того, находятся эти элементы в нормальном или возбужденном состоянии. Электронная конфигурация атома Li: 1s 2 2s 1 . Атом лития на внешнем уровне имеет один неспаренный электрон, т.е. литий одновалентен. Необходима очень большая затрата энергии, связанная с переходом 1s-электрона на 2р-орбиталь, чтобы получить трехвалентный литий. Эта затрата энергии настолько велика, что не компенсируется энергией, которая выделится при образовании химических связей. В связи с этим не существует соединений трехвалентного лития.

Конфигурация внешнего электронного слоя элементов подгруппы бериллия ns 2 . Это означает, что на внешнем электронном слое у этих элементов на орбитали ns ячейке находится два электрона с противоположными спинами. Элементы подгруппы бериллия не содержат неспаренных электронов, поэтому их валентность в нормальном состоянии равна нулю. В возбужденном состоянии электронная конфигурация элементов подгруппы бериллия ns 1 nр 1 , т.е. элементы образуют соединения, в которых они двухвалентны.

Валентные возможности атома бора

Рассмотрим электронную конфигурацию атома бора в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2р 1 . Атом бора в основном состоянии содержит один неспаренный электрон (рис. 5.5), т.е. он одновалентен. Однако для бора не характерно образование соединений в которых он одновалентен. При возбуждении атома бора происходит переход одного 2s-электрона на 2р-орбиталь (рис. 5.5). Атом бора в возбужденном состоянии имеет 3 неспаренных электрона и может образовывать соединения, в которых его валентность равна трем.

Рис. 5.5. Валентные состояния атома бора в нормальном и возбужденном состояниях

Энергия, затраченная на переход атома в возбужденное состояние в пределах одного энергетического уровня, как правило, с избытком компенсируется энергией, выделяющейся при образовании дополнительных связей.

Благодаря наличию в атоме бора одной свободной 2р-орбитали, бор в соединениях может образовывать четвертую ковалентную связь, выступая в роли акцептора электронной пары. На рис.5.6 показано как происходит взаимодействие молекулы BF с ионом F – , в результате которого образуется ион [BF4] – , в котором бор образует четыре ковалентных связи.

Рис. 5.6. Донорно-акцепторный механизм образования четвертой ковалентной связи у атома бора

Валентные возможности атома азота

Рассмотрим электронное строение атома азота (рис. 5.7).

Рис. 5.7. Распределение электронов на орбиталях атома азота

Из представленной схемы видно, что азот имеет три неспаренных электрона, он может образовывать три химические связи и его валентность равна трем. Переход атома азота в возбужденное состояние невозможен, поскольку второй энергетический уровень не содержит d–орбиталей. Вместе с тем атом азота может предоставить неподеленную электронную пару внешних электронов 2s 2 атому, имеющему свободную орбиталь (акцептору). В результате возникает четвертая химическая связь атома азота, как это имеет место, например, в ионе аммония (рис. 5.2). Таким образом, максимальная ковалентность (число образованных ковалентных связей) атома азота равна четырем. В своих соединениях азот, в отличие от других элементов пятой группы, не может быть пятивалентным.

Валентные возможности атомов фосфора, серы и галогенов

В отличие от атомов азота, кислорода и фтора, находящиеся в третьем периоде атомы фосфора, серы и хлора имеют свободные 3d-ячейки, на которые могут переходить электроны. При возбуждении атома фосфора (рис. 5.8), у него на внешнем электронном слое оказываются 5 неспаренных электронов. В результате в соединениях атом фосфора может быть не только трех-, но и пятивалентным.

Рис. 5.8. Распределение валентных электронов на орбиталях для атома фосфора, находящегося в возбужденном состоянии

В возбужденном состоянии сера помимо валентности, равной двум, проявляет также валентность, равную четырем и шести. При этом последовательно происходит распаривание 3р и 3s-электронов (рис. 5.9).

Рис. 5.9. Валентные возможности атома серы в возбужденном состоянии

В возбужденном состоянии для всех элементов главной подгруппы V группы, кроме фтора, возможно последовательное распаривание сначала р-, а затем и s-электронных пар. В результате эти элементы становятся трех-, пяти- и семивалентными (рис. 5.10).

Рис. 5.10. Валентные возможности атомов хлора, брома и иода в возбужденном состоянии

5.1.7. Длина, энергия и направленность ковалентной связи

Ковалентная связь, как правило, образуется между атомами неметаллов. Основными характеристиками ковалентной связи являются длина, энергия и направленность.

Длина ковалентной связи

Длина связи – это расстояние между ядрами атомов, образующими эту связь. Ее определяют экспериментальными физическими методами. Оценить величину длины связи можно по правилу аддитивности, согласно которому длина связи в молекуле АВ приблизительно равна полусумме длин связей в молекулах А2 и В2:

.

Сверху вниз по подгруппам периодической системы элементов длина химической связи возрастает, поскольку в этом направлении увеличивается радиусы атомов (табл. 5.1). С увеличением кратности связи ее длина уменьшается.

Другие публикации:

  • Росприроднадзор приказ 479 от 01082019 Приказом добавлено 571 новых объектов в ГРОРО: 12 объектов Алтайский край4 объекта Амурская область6 объектов Архангельская область5 объектов Астраханская область2 объекта Белгородская область2 объекта Брянская область2 объекта Владимирская область17 […]
  • С 16 лет можно выезжать за границу Может ли ребенок 14 лет выехать в Казахстан в гости к родственникам без родителей? Здравствуйте,может ли ребенок 14 лет выезд за границу, из РФ в Казахстан в гости к родственникам,выезд без родителей Ответы юристов (1) В соответствии с положениями статей 20 […]
  • Мировой суд в г боровичи Судебный участок № 2 Боровичского судебного района 174411, Новгородская область, Боровичский район, г. Боровичи, пл. Володарского, д.7 МИРОВОЙ СУДЬЯ: Осипов Антон Викторович ПОМОЩНИК МИРОВОГО СУДЬИ: Андреева Оксана Владимировна СЕКРЕТАРЬ СУДЕБНОГО […]
  • Приставы г нефтекамска Нефтекамский Межрайонный отдел судебных приставов Республики Башкортостан Адрес: 452680 Г. НЕФТЕКАМСК, УЛ. НЕФТЯНИКОВ, 25 «А» Время работы: Нач. отд. - четверг с 16 до 20 час., 1-я и 3-я суббота с 10 до 13 час. Зам. Нач. Телефон для справок: […]
  • Мировой суд в новогиреево Мировые судьи (Перовский суд), Новогиреево, с/у 288, 289 Судебный участок мирового судьи №288 Мировой судья: Яковлева Ольга Николаевна Телефон для справок: 8 (495) 465-12-18 Телефон судебного участка: 8 (495) 465-26-95ф E-mail: [email protected] Режим […]
  • Кроссворд на тему договор купли-продажи Вид договора купли-продажи Последняя бука буква "с" Ответ на вопрос "Вид договора купли-продажи ", 3 буквы: фас Альтернативные вопросы в кроссвордах для слова фас «Свободно у борта», вид договора купли-продажи с доставкой товара водным путём Прямой участок […]

Вам также может понравиться