Лекция по химии (975140), страница 2

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

Текст из файла (страница 2)

Под ней понимается та энергия, которая выделяется в результате взоимодействия данных атомов , участвующих в реакции.

Если соединение двух атомно;

m₀-атомарная энергия обр. (тепловой эффект ), есть енергия связи

П ример:

Метод молекулярных орбиталей:

Характеристики:

1. Молекула рассматривается как целое, а не как совокупность сохраняющих индивидуальность атомов (индивидуальные характеристики).

   1. Каждый электрон принадлежит целой молекуле и движется в поле ядер.

2. Состояние электрона в молекуле описывается молекулярной орбиталью, которая характерна набором квантовых чисел

2.1 Молекулярная орбиталь многоцентр –я.

3.Каждой молекулярной орбитали соответствует своя энергия, которая потенциалу ионизации данной орбитали.

Совокупность молекулярных орбиталей молекулы называют её эл конфигураций, в основе которой лежат два принципа:

1. Принцип наименьшей энергии.(электроны занимают орбиты с наименьшей энергией).

2. Принцип Паули.(на однлй молекулярной орбитале не может быть больше двух электр с антипаоралельными спинами).

Движение электр в молекуле рассматривается как взаимодействие.

Электронная энергия молекал есть сумма энергий орбиталей за вычетом суммы энергий межэлектронного отталкивания + сумма энергий отталкивания между ядрами.

Направленность ковалентных связей.

Виды ковалентных связей:

1. Ионная

2. Ковалентная

3. Металлическая

4. Водородная связь обусловлена силой Вандервальса, при взаимодействии атомы, которые вступают в связь, сильно отличны по электроотрицательности.

K и F

Na и Cl [Na⁺] + [Cl^-] Na⁺Cl^-

Na – e Na⁺

Cl + e Cl^-

Взаимодействие осуществляется за счёт сил электростатического взаимодействия. За счёт перераспределения электроны образуют те или иные связи.

(2) Связь возникает между атомами, незначительно различными по энергии электроотрицательности. Практически отсутствует обмен Е, возникают общие электронные пары.

Каждая пара находится на своей орбитали. Разновидностями является и связь.

Ковалентная полярная связь: ковалентные связи в случае их полярности имеют определённые направленности и определённую форму молекулы.

П ример: 1. неполярная ковалентная связь

2. - молекула воды 2Р – электрона и 2 S – элемента

Этот L определяет отчасти сложные свойства воды

3.

Г ибридизация электронных облаков

4. (Образуется линейная структура)

Сигма и П – связь

На примере этилена

С₂Н₄

- связь, которая действует по кратчайшему рассоянию и связывает центры взаимодействия атомов.

П – связь расположена в плоскости,

перпендикулярной плоскости б

б- более прочная, в отличии от П

Лекция №3

Свойства воды.

Необходимо различать полярность связи и полярность молекул. Если молекула двухатомна, то наличие полярных связей приводит к полярной молекуле. Если связи полярны, а молекула нет, то такие связи построены симметрично.

М_с=0=1.7D

0=C=0

М_Cl2=0

Молекулы воды.

Благодаря полярной связи в воде появляются ……. за счёт водородной связи, в данном случае водород ведёт себя подобно двухвалентному элементу.

(H₂O), х = 1 – 3.

3 молекулы воды

Максимальная воды при +4⁰С.

Высокая теплоёмкость – другое атомное свойство.

Донорно-акцепторная связь и комплексное соединение.

соединения первого порядка(валентно насыщенные соединения) NaCl, H₂O, NH₃, CuSO₄,KY.

Соединения высшего порядка – соединения второго порядка за счёт проявления донорно-акцепторной связи.

Пример: NH₃+HCl NH₄Cl

СuSO₄+4NH₃ [Cu(NH₃)₄]SO₄

Донорно-акцепторная связь – разновидность ковалентной связи.

Как строятся комплексные соединения и их названия.

- тетроамиачный сульфат.

Внутри квадратных скобок внутренняя сфера. Медь в данном случае ивляется ионообразователем. В круглых скобках находиться лиганды.

Число лиганд – корниционное число, оно показывает кокое кол-во лиганд связано с комплексообразователем. Корниционное число 1-9,12.

Внутри сферы связь донорно акцепторная, а вне скобок может быть и ковалентная и ионная связь.

Межмолекулярное взаимодействие.

Проявление сил отталкивания – малая сжимаемость жидкости.

Соотношение сил когезии и адгезии и сил теплового движения молекул определяет агрегатное состояние вещества.

Силы столкновения: проявляют себя на очень малых расстояниях и обычно убывают с увеличением расстояния. Их можно определить в качестве исходного коэффициента.

Индукционные.

Когда одна молекула – ярко выраженный диполь, а другая - полярная молекула. Полярная молекула индуцирует дипольный момент в неполярной молекуле.

Дисперсионное притяжение.

Если молекулы непарные, то могут возникать диполи.

- определяется потенциалом ионизации

- потенциал ионизации соответствующих атомов

При сближении изменяется напряжённость диполей, происходит почти симметрично. Силы дисперсионного взаимодействия аддитивны.

Твёрдые тела. Электролиты теории твёрдого состояния.

Четыре агрегатных состояния вещества. Истинно твёрдое состояние – кристаллическое состояние.

Диаграмма:

Зависимость давления насыщенного пара над твёрдыми веществами

давление насыщенного пара над аморфным.

- давление насыщенного пара над стеклообразным.

Аморфное – в нём имеются остатки кристаллической структуры.

Давление пара над одним и тем же веществом может быть различным, чем более дисперицировано вещество, тем лучше давление пара на него.

Состояния углерода:

1. Кристаллическое – алмаз, графит.

2. Стеклообразное – кокс.

3. Аморфное – сажа.

Кристаллом называют твёрдое тело, которое ограничено в силу упорядоченности плоскими границами.

Поликристаллическое тело – совокупность сросшихся кристаллов.

Наиболее характерным признаком кристаллов (моно и поли) – наличие температуры плавления.

Для стеклообразного тела изменяется температурный интервал различения.

Одно из основных свойств кристаллов: анизотропия (зависимость одних и тех же свойств в различных направлениях).

Скалярное свойство – теплоёмкость.

Поликристаллы изотропны, а монокристаллы анизотропны.

Ме – кваризотропные вещества.

Кристаллы различных веществ отличаются друг от друга внешней формой (габитусом). Габитус одних и тех же веществ может показаться различным, при этом может показаться различным число граней, форма и т.д., а углы всегда постоянны (закон постоянства междугранных углов ).

Т.е. во всех кристаллах данного вещества при одинаковых условиях давления и углы постоянны.

Классификация кристаллов.

1. Симметрия внешней формы.

2. Симметрия внутренней структуры.

1. Для классификации по внешней форме нужно найти симметрию под симметричной фигурой понимается фигура, которая может совпасть сама с собой в результате симметричных преобразований.

Симметричные преобразования – операция симметричного совпадения точки или части фигуры с другой точкой или частью фигуры.

Элемент симметрии – воображаемые геометрические элементы, с помощью которых проводятся операции симметрии.

Элементы симметрии: оси, плоскость, центры (простые элементы симметрии)

Зеркальные поверхности, инверсионные оси (сложные).

Оси: бывают 1,2,3,4 и 6 порядка.

Рассмотрим на примере кубика:

3 оси 4-го порядка 4 оси 3-го порядка

6 осей 2-го порядка

Всего тринадцать осей родного порядка, девять плоскостей симметрии.

Центр симметрии совпадает с центром тяжести.

В пирамиде нет центра симметрии. В сочетании элементов

симметрии в природе неслучайно 32 вида симметрии . 32 класса кристаллов

Кристаллы делятся на 7 групп(по сходным углам), т.е. классифицируются по сходным углам

Элементарные ячейки кубической симметрии.

Характерные элементы ячеек.

1. Кореонационное число (число ближних частиц)

2. Кратность (число частиц приходящих на данный объем).

3. Базис координат некоторых исходных точек, зная которые, можно построить его фигуру.

4. Период идентичности – кратчайшее расстояние между двумя идентичными точками.

Структура кристалла характеризуется формой, размером элементарной ячейки.

Плотность упаковки частиц кристалла.

Рассмотрим плотность упаковки элементарной ячейки.

Диаметр шара равен периоду идентификации.

2.В объемоцентрическом кубе заполняется 68%.

1. Границентрический куб 74%.

Гексогональная плотнейшая упаковка с 74%.

Лекция №4

Классификация кристаллов по виду хим. связи.

1. Молекулярные кристаллы:

В молекулярных узлах решетки находится молекула. Между узлам такой решетки будет молекулярная связь (силы Вандервальса).

Силы Вандервальса:

Энергия: 0.4 - 4.2 кДж/моль так как эта энергия мала – кристаллы обладают:

-большой летучестью

-низкой температурой плавления.

-диэлектрики.

Плотность упаковки определяет хим. связи внутри молекулы. Для молекулярных кристаллов применимы все стеклометрические законы.

1. Атомные кристаллы с металлической связью (атомные металлические решетки) .

Металлы реализуют металлическую связь, в силу металлической связи кристаллы обладают:

Характеристики

Список файлов лекций