1-21 (Теория + Практика), страница 2

Энергия химической связи равна работе, которую необходимо затратить, чтобы разделить молекулу на две части (атомы, группы атомов) и удалить их друг от друга на бесконечное расстояние.

Мерой прочности химической связи между атомами А и В служит энергия связи ЕА-В, которая определяется работой, необходимой для разрушения данной связи.

Кратность (порядок) связи — это число общих электронных пар, участвующих в образовании ковалентной химической связи.

Валентный угол — угол между связями молекулы.

Виды связи:

Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или по донорно-акцепторному механизму, если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору).

Ионная связь — очень прочная химическая связь (частный случай ковалентной), образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара переходит к атому с большей электроотрицательностью.

Металлическая связь — связь, которую образуют относительно свободные электроны между ионами металлов, образующих кристаллическую решетку.

Межмолекулярное взаимодействие — взаимодействие между молекулами и/или атомами, не приводящее к образованию ковалентных (химических) связей.

Водородная связь - это взаимодействие между двумя электроотрицательными атомами одной или разных молекул посредством атома водорода: А−Н ... В (чертой обозначена ковалентная связь, тремя точками - водородная связь).

6. Ковалентная связь. Механизм ее образования: обменные и донорно-акцепторный. Метод валентных связей. Гибридизация атомных орбиталей; виды гибридизации. Геометрическая конфигурация молекул. Свойства ковалентной связи: направленность, насыщаемость, полярность. Электрический (дипольный) момент связи и молекулы.

Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления (сливания) электронной пары посредством обменного механизма, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или по донорно-акцепторному механизму, если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору).

Ковалентная неполярная – ковалентная связь, образованная атомами с одинаковой электроотрицательностью (одинаковыми неметаллами-N2,Cl2..) и равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов.

Ковалентная полярная – ковалентная связь, возникающая между атомами с разной электроотрицательностью (разными неметаллами) и характеризуется несимметричным распределением электронной плотности между ядрами атомов (поляризацией).

Свойства ковалентных связей: Направленность связи – характеризует химическое строение и форму веществ. Углы между связями - валентные.

Насыщаемость – способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных химических связей. Количество связей, которые способен образовывать атом-валентность.

Полярность – возникает из-за неравномерного распределения электронной плотности между двумя атомами с различной электроотрицательностью (полярные и неполярные).

Дипольный момент – константа, характеризующая электрическую симметрию молекулы.

Метод валентных связей (локализованных электронных пар) предполагает, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар. В основе метода ВС лежат следующие положения:

1. Ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.

1. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака.

Геометрическая форма s –орбитали сферическая, от центра к краям размазанная (более плотная у ядра, и менее- на краях).

Орбитали р-электронов представляют собой гантели, направленные вдоль осей координат. Облака d –электронов имеют более сложную форму.

Гибридизация – это такая перестройка электронной структуры атома, при которой происходит выравнивание энергии нескольких типов орбиталей и возникают орбитали нового типа. Гибридные орбитали, образованные s, p и даже d-орбиталями мало отличаются по форме, а потому имеют общее название q-орбиталей (гантели). Количество гибридных орбиталей равно количеству орбиталей, участвующих в их создании.

Полная гибридизация. В гибридизации принимают участие все неоднократно занятые атомные орбитали.

Гибридизация с участием неподелённых пар электронов (правило Гиллеспи): молекула всегда будет принимать форму, при которой отталкивание внешних электронных пар минимально.

Частичная гибридизация. В гибридизации участвуют не все атомные орбитали, занятые электронами.

Виды гибридизации:

sp-гибридизация происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуются две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра центрального атома. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании π-связей, либо занимаются не поделёнными парами электронов. sp²-гибридизация происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуются три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании π-связей.
sp³-гибридизация происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей, образуя четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали. Могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов. (Такое состояние характерно для атомов углерода в насыщенных углеводородах и соответственно в алкильных радикалах и их производных). Оси sp3-гибридных орбиталей направлены к вершинам тетраэдра, тогда как ядро центрального атома расположено в центре описанной сферы этого тетраэдра. Угол между любыми двумя осями приближённо равен 109°28', что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов.

7. Ковалентная связь. Метод молекулярных орбиталей (МО). Связывающие и разрыхляющие МО. Энергетические диаграммы гомоядерных двухатомных молекул. Порядок связи. Магнитные свойства молекул и молекулярных ионов.

Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления (слияния) электронной пары посредством обменного механизма или по донорно-акцепторному механизму.

Метод молекулярных орбиталей. Каждую молекулярную орбиталь представляют в виде алгебраической суммы атомных орбиталей. ММО дает представление о распределении электронной плотности и объясняет свойства молекул.

Молекулярная орбиталь (МО) –многоцентровая орбиталь, образовавшаяся в результате перекрывания двух и более атомных орбиталей.

Каждый электрон в молекуле перемещается в поле всех ядер и электронов и находится на опр. МО.

При взаимодействии n АО образуются n MO: связывающие (энергия которой ниже, чем АО, ее образовавших), разрыхляющие (энергия которой выше, чем АО, ее образовавших). Электроны на связывающих МО упрочняют связь, на разрыхляющих расшатывают.

Кратность (порядок) связи определяется выражением (nсв-nраз)/2.

Характер распределения электронов по молекулярным орбиталям позволяет объяснить магнитные свойства частиц. Молекулы, суммарный спин которых равен нулю, проявляют диамагнитные свойства. Молекулы, суммарный спин которых отличен от нуля, проявляют парамагнитные свойства (Н2 диамагнитна). Заряд иона зависит от количества свободных, не вступивших в химическую связь электронов, имеющих определенный спин (суммарный спин не равен нулю), следовательно, ионы диамагнитны.

То есть если на МО есть неспаренные е^-, то молекула парамагнитна, если нет неспар. е^-, то – диамагнитна.

Чем молекула прочнее, тем больше ПС и меньше длина связи.

1. Кристаллы. Элементарные кубические ячейки

их характеристика (наименьшее число частиц, необходимых, для построения ячейки). Координационное число, кратчайшее расстояние между частицами. Расчет эффективных радиусов атомов для расчета кубических решеток. Виды связи в кристаллах. Атомные, молекулярные,

ионное и металлические кристаллы.

Кристаллы — твёрдые тела, в которых атомы расположены закономерно, образуя трёхмерно-периодическую

пространственную укладку — кристаллическую решётку.

Расположение частиц в кристалле с трёхмерной периодичностью называют кристаллической решёткой.
Расстояния между частицами называются параметрами решётки.
Существует всего семь типов элементарных ячеек: кубическая, тетрагональная, гексагональная, тригональная, ромбическая, моноклинная и триклинная.

Элементарные кубические ячейки

Координационное число (К) – количество ближайших соседей данного атома.

Для просто кубической решетки координационное число = 6.

d – кратчайшее расстояние между частицами.

Z – количество молекул вещества, «помещающееся» в данный тип решетки.

Кристаллы:

Атомные: состоят из нейтральных атомов, объединённых вместе ковалентными химическими связями. В структуре невозможно выделить обобленные молекулы, каждый кристалл следует рассматривать как одну молекулу. Отличаются большой твердостью, высокой t^о плавления, малой испаряемостью и растворимостью, низкой тепло- и электропроводностью.

Молекулярные: состоят из молекул, которые удерживаются рядом друг с другом силами межмолекулярного взаимодействия.

Ионные: упорядоченно упакованы. Состоят из ионов, связанных между собой электростатическим притяжением (NaCl).

Металлические: все атому объединены металлическими связями. Валентные электроны металла делокализованы по всему пространству кристаллической решетки, образуемой его положительными ионами.

9. Положение металлов в периодической таблице элементов. Типы кристаллических решеток. Общие физические и химические свойства металлов: взаимодействие с элементарными окислителями, водой, растворами кислот и щелочей.

Условная диагональ бор-кремний-мышьяк-теллур-астат. Над ней расположены неметаллы, а под ней – металлы.

Общие физические свойства металлов:

• Пластичность - способность изменять форму при ударе, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы

• Блеск, серый цвет и непрозрачность. Это связано с взаимодействием свободных электронов с падающими на металл квантами света.

• Электропроводность. Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности потенциалов.

• Теплопроводность обусловлена высокой подвижностью свободных электронов и колебательным движением атомов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность - у висмута и ртути.

• Твердость. Самый твердый – хром (режет

стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.
- Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и чем больше радиус его атома (самый легкий - литий); самый тяжелый –осмий
- Температуры плавления и кипения. Самый

легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -390C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t0пл. = 33900C). Металлы с t0пл. выше 10000C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

Общие химические свойства металлов:
1) Взаимодействие с неметаллами: 2 + 0.52 = 2

2) Взаимодействие с водой:
+ 2 = () + 0.52⬆

3) а) Взаимодействие с кислотами-неокислителями (HCL):
+ = + 2⬆

б) Взаимодействие с кислотами-окислителями (24 конц. ):
+ 24конц. = 2⬆ + 4+22
в) Кислоты-окислители пассивируют такие металлы как Al, Fe, Cr, Ti :
+ 24конц ≠
(Пассивирование, пассивация металлов, - переход поверхности металла в пассивное состояние, при котором резко замедляется коррозия. Пассивирование вызывается поверхностным окислением металлов.)
4) Со щелочами взаимодействуют те металлы, гидроксиды которых проявляют амфотерные свойства (Al, Cr, Zn, Sn, Cu): 2 + 62 + 2 = 2⌈(4 )⌉ + 32⬆