166043 (582580)

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла

29

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

Вологодский государственный Технический Университет

Кафедра: электроснабжение

Контрольная работа

по химии

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

Выполнил: Артамонов Евгений Николаевич

Группа: ЗЭСВ-11

Шифр:09013203102

Вологда 2010

СОДЕРЖАНИЕ

I Химическая связь

1.1 Химическая связь и типы химической связи

1.2 Ковалентная связь

1.3 Ионная связь

1.4 Ионные кристаллы

1.5 Металлическая связь

1.6 Связь в комплексных соединениях

1.7 Валентность и степень окисления элементов

1.8 Стеохимическая валентность

1.9 Заряд ионов

II Строение вещества

2.1 Молекулы химических соединений

2.2 Размеры и масса атомов и молекул

2.3 Строение многоатомных молекул

СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ

I Химическая связь

Химические элементы встречаются в природе главным образом не в виде отдельных атомов, а в виде сложных или простых веществ. Лишь благородные газы – гелий, неон, аргон, криптон и ксеон – находятся в природе в атомном состоянии, что объясняется устойчивостью электронных оболочек атомов благородных газов. Во всех других простых и сложных веществах атомы связаны химическими силами. Существует несколько типов химической связи, важнейшие из них – ковалентная, ионная и металлическая.

В общем случае химическая связь образуется, если полная энергия системы, состоящей из взаимно-действующих атомов, при сближении атомов понижается.

Пользуясь понятием электроотрицательности элементов, можно предвидеть основные три случая химического взаимодействия между атомами:

1. Химические реакции происходят между атомами элементов, электроотрицательности которых резко отличаются, например, атомами щелочных металлов и атомами галогенов.

2. Химические реакции происходят между атомами элементов, электроотрицательности которых одинаковы. Такое взаимодействие наблюдается при образовании газов (Н2 ,Р2, Cl 2, О2, N2), молекулы которых состоят из 2-х одинаковых атомов.

3. Вступать в химические реакции могут атомы элементов, электроотрицательности которых отличаются, но не очень сильно. Этот случай является промежуточным между двумя первыми крайними и встречаются особенно часто. Примерами его является образование молекул водорода Н2О, хлородоводорода HCl, метана СН4, и многих других веществ.

В зависимости от того, к какому случаю следует отнести данное химическое взаимодействие элементов, различают определенный тип химической связи. Надо учесть, что между этими типами химических связей нет резких границ. Между ними существует постепенный взаимопереход. Поэтому во многих химических соединениях одновременно существуют разные типы связей. Это объясняет последовательным изменением электроотрицательностей химических элементов.

1. Химическая связь и типы химической связи

Химическая связь – это взаимное сцепление атомов в молекуле и кристаллической решетке в результате действия между атомами электрических сил применения.

Появления атомной модели бора, впервые объяснившей строение электронной оболочки атома, способствовало созданию представления о химической связи и ее электронной природе. В 1915 году немецкий физик Коссель дал объяснение химической связи в солях, в 1916 году. Американский физико-химик Льюис предположил трактовку химической связи в молекулах. Коссель и Льюис исходили из представления о том, что атомы элементов обладают тенденцией к достижению электронной конфигурации благородных газов. Атомы благородных газов, кроме элемента первого периода - гелия имеют во внешнем слое, т.е. на высшем энергетическом уровне, устойчивый объект (восемь) электронов; при таком строении способность атомов к вступлению в химические реакции минимальна, например, в противоположность атомам водорода, кислорода, хлора и другим, атомы благородных газов не образуют двухатомных молекул. Представления Косселя и Льюиса получили в истории химии название октетной теории, или электронной теории валентности.

Валентность элементов главных групп Периодической системы зависит от числа электронов, находящихся во внешнем слое электронной оболочке атома. Поэтому эти внешние электроны принято называть валентными. Все изменения, происходящие в электронных оболочках атомов при химических реакциях, касаются только валентных электронов. Для элементов побочных групп в качестве валентных могут выступать как электроны высшего энергетического уровня, так и электроны внутренних незавершенных подуровней.

Развитие квантово-механических представлений о строении атома и создание орбитальной модели атома привели к выработке двух современных научных подходов для объяснения химической связи – метода валентных связей и метода молекулярных орбиталей. Оба метода не взаимоисключают, а дополняют друг друга и позволяют трактовать процесс формирования химической связи и выяснить внутреннее строение веществ.

Различают три основных (модельных) типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую связи. Эти типы химической связи не существуют изолированно друг от друга в реальных веществах, они являются только моделями различных форм химического связывания, которые реализуются в действительности как в промежуточные формы связи.

Значительно более слабые, чем ковалентная, ионная и металлическая связи, межмолекулярные силы, которые обеспечивают взаимное удерживание твердого диоксида углерода, или в жидкостях, например, в воде. Эти силы называются силами Ван-дер-Ваальса.

1. Ковалентная связь

Химическая связь, возникающая в результате образования общих (связывающих) электронных пар, называется ковалентной или атомной связью.

Простейший пример ковалентной связи – образование молекулы водорода Н2. Атомы водорода имеют следующую электронную оболочку: 1S1. Внешний энергетический уровень является незавершенным: до завершения не хватает одного электрона. При сближении двух атомов водорода происходит взаимодействие электронов с антипараллельными стенами с формированием общей электронной пары:

S S

Н

Объяснение механизма образования химической связи за счет общих электронных пар лежит в основе метода валентных связей. Схему образования ковалентной связи можно также показать, обозначив неспаренный электрон внешнего энергетического уровня атома одной точкой, а общую электронную пару – двумя точками:

Н + Н Н : Н

Общую электронную пару или ковалентную связь часто обозначают черточкой, например, Н – Н.

Общая электронная пара образуется в результате перекрывания S – орбиталей атомов водорода, на которых находятся электроны с противоположными спиновыми квантовыми числами. При этом в области перекрывания орбиталей создается повышенная электронная плотность.

Рассмотрим возникновение ковалентной связи в молекуле фтора. Атом фтора имеет семь электронов на внешнем энергетическом уровне, причем на

2 р - подуровне находится один неспаренный электрон:

₉F 1S² 2S² 2P⁵ 2

1 P

S

При сближение двух атомов фтора происходит перекрывание 2р – орбиталей с неспаренными электронами, в результате формируется общая электронная пара:

F + F F F или F – F

У каждого атома фтора в молекуле Р2 сохраняется три неподеленные электронные пары.

Существуют молекулы, в которых между двумя атомами возникают две или три общие электронные пары. Такие ковалентные связи называются двойными и тройными, а общее их название – кратные связи.

Например, в образовании химических связи в молекуле азота N2 участвуют по три электрона каждого атома азота:

₇N 1S² 2S² 2p³ 2

1 P

S

В этом случае образуется три общие электронные пары:

N N или N N

Таким образом, ковалентной называется связь, осуществляемая одной или несколькими общими электронными парами.

а) Важнейшие характеристики ковалентной связи

Характеристиками химической связи, в том числе ковалентной являются ее полярность, энергия и длина. Особое свойство ковалентной связи – ее направленность.

Если общая электронная пара симметрична относительно атомов, то ковалентная связь называется неполярной. Неполярная ковалентная связь образуется при взаимодействии атомов с одинаковой электроотрицательностью. В рассмотренных выше примерах – молекулах Н2Р2 и N2 существует неполярная связь.

Если взаимодействующие атомы имеют различную электроотрицательность, то общая электронная пара смещена к атому с большей электроотрицательностью. В этом случае возникает полярная ковалентная связь. Например, полярной является связь в молекуле фтороводорода НР. При образовании молекулы происходит перекрывание S – орбитами атома фтора. Общая электронная пара расположена несимметрично относительно центров взаимодействующих атомов. Схему образования связи Н-Р можно представить так:

Н + F H F

Полярность связи в молекуле можно показать стрелкой, направленной в сторону атома с большей электроотрицательностью: Н F.

В результате смещения электронной пары в молекуле НF возникает диполь. Диполь – это система из двух зарядов, равных по абсолютной величине, но противоположных по знаку. Принимают, что атом, к которому смещена общая электронная пара, приобретает некоторый отрицательный заряд, а другой атом – положительный заряд:

-

Многие молекулы, в которых возникают диполи, являются полярными. Вместе с тем существуют молекулы, которые не являются полярными, несмотря на полярный характер химических связей в них. К таким молекулам относится, например, молекула оксида углерода (IV), имеющая линейное строение:

Две одинаковые полярные связи, направленные под углом 180 и компенсируют электрические моменты друг друга, поэтому молекула является неполярной.

Прочность химической связи характеризуется энергией связи, т.е. энергией необходимой для разрыва связи. Значения энергии разрыва химических связей обычно приводятся в расчете на 1 моль вещества. Так, для молекулы Н2 энергия связи равна 432,1 КДЖ/моль, Р2 – 155 КДЖ/моль, НР – 565,7 КДЖ/моль. Длина связи – расстояние между ядрами атомов, образующих связь, например, длина связи в молекуле Н2 равна 0,074 нм, F2 – 0.142 нм, НР – 0,092 нм. Кратные связи короче простых, что можно проиллюстрировать примером связей углерод-углерод: длина одинарной связи С – С 0,154 нм, двойной С = С 0,134 нм, тройной С С 0,120 нм.

Характеристики

Тип файла документ

Документы такого типа открываются такими программами, как Microsoft Office Word на компьютерах Windows, Apple Pages на компьютерах Mac, Open Office - бесплатная альтернатива на различных платформах, в том числе Linux. Наиболее простым и современным решением будут Google документы, так как открываются онлайн без скачивания прямо в браузере на любой платформе. Существуют российские качественные аналоги, например от Яндекса.

Будьте внимательны на мобильных устройствах, так как там используются упрощённый функционал даже в официальном приложении от Microsoft, поэтому для просмотра скачивайте PDF-версию. А если нужно редактировать файл, то используйте оригинальный файл.

Файлы такого типа обычно разбиты на страницы, а текст может быть форматированным (жирный, курсив, выбор шрифта, таблицы и т.п.), а также в него можно добавлять изображения. Формат идеально подходит для рефератов, докладов и РПЗ курсовых проектов, которые необходимо распечатать. Кстати перед печатью также сохраняйте файл в PDF, так как принтер может начудить со шрифтами.

Список файлов ответов (шпаргалок)