Шпаргалка по "Химия"

 

 У полярной ковалентной связи  электронное облако смещено к  атому с большей относительной электроотрицательностью. Примерами веществ с полярной ковалентной связью являются, например, бинарные соединения неметаллов: HCl, H2O, H2S, NH3 и др. На рис. 5 представлена схема образования молекулы HCl.

 

 

 

 

 

 30. Гибридизация атомных орбиталей. 

Гибридизация атомных орбиталей – изменение формы и энергии орбиталей атома при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей.

 Различные орбитали, не сильно отличающиеся энергиями, образуют соответствующее число гибридных орбиталей. Число гибридных орбиталей равно числу атомных орбиталей, участвующих в гибридизации. Гибридные орбитали одинаковы по форме электронного облака и по энергии. По сравнению с атомными орбиталями они более вытянуты в направлении образования химических связей и поэтому обуславливают лучшее перекрывание электронных облаков.   

 На рис.   показана гибридная орбиталь за счет комбинации s- и p-орбиталей. Гибридная орбиталь больше вытянута по одну сторону ядра, чем по другую.  При образовании молекулы метана 1 s-электрон и 3 p-электрона атома углерода образуют четыре одинаковых гибридных орбитали

 Этот тип гибридизации называется sp3-гибридизацией. Помимо энергетических  уровней s и p, в процессе гибридизации могут также участвовать d- и f-уровни. На рис. 6 показаны возможные формы гибридной орбитали, образованной за счет гибридизации s-, p-, и d-атомных орбиталей. Форма этой орбитали зависит от магнитного квантового числа, характеризующего орбиталь.  

 В гибридизации могут участвовать не только s- и p-орбитали, а также s-, p- и d орбитали, но и, например, s- и d-орбитали без p-орбиталей или только p- и d-орбитали. Теория гибридизации с участием f-орбиталей пока еще практически не разработана.                                                                                

 

 

31.Пространственное строение  молекул  типа АВ2,АВ3

 

 

 

32. Метод молекулярных  орбиталей. (м. м. о.).

В методе молекулярных орбиталей для описания распределения электронной плотности в молекуле используется представление о молекулярной орбитали (подобно атомной орбитали для атома). Молекулярные орбитали - волновые функции электрона в молекуле или другой многоатомной химической частице. Каждая молекулярная орбиталь (МО), как и атомная орбиталь (АО), может быть занята одним или двумя электронами. Состояние электрона в области связывания описывает связывающая молекулярная орбиталь, в области разрыхления - разрыхляющая молекулярная орбиталь. Распределение электронов по молекулярным орбиталям происходит по тем же правилам, что и распределение электронов по атомным орбиталям в изолированном атоме. Молекулярные орбитали образуются при определенных комбинациях атомных орбиталей. Их число, энергию и форму можно вывести исходя из числа, энергии и формы орбителей атомов, составляющих молекулу. В общем случае, волновые функции, отвечающие молекулярным орбиталям в двухатомной молекуле, представляют как сумму и разность волновых функций атомных орбитале, умноженных на некоторые постоянные коэффициенты, учитывающие долю атомных орбиталей каждого атома в образовании молекулярных орбиталей (они зависят от электроотрицательности атомов):

φ(АВ) = с1ψ(А) ± с2ψ(В)

Этот метод  вычисления одноэлектронной волновой функции называют "молекулярные орбитали в приближении линейной комбинации атомных орбиталей" (МО ЛКАО).

Так, при  образовании иона Н2+ или молекулы водорода Н2 из двух s-орбиталей атомов водорода формируются две молекулярные орбитали. Одна из них связывающая (ее обозначают σсв), другая - разрыхляющая (σ*).

 

33. Связывающая и разрых. орбитали.

Энергии связывающих орбиталей ниже, чем энергии атомных орбиталей, использованных для их образования. Электроны, заселяющие связывающие молекулярные орбитали, находятся преимущественно в пространстве между связываемыми атомами, т.е. в так называемой области связывания. Энергии разрыхляющих орбиталей выше, чем энергии исходных атомных орбиталей. Заселение разрыхляющих молекулярных орбиталей электронами способствует ослаблению связи: уменьшению ее энергии и увеличению расстояния между атомами в молекуле. Электроны молекулы водорода, ставшие общими для обоих связываемых атомов, занимают связывающую орбиталь.

 

 

Комбинация  р-орбиталей приводит к двум типам молекулярных орбиталей. Из двух р-орбиталей взаимодействующих атомов, направленных вдоль линии связи, образуются связывающая σсв- и разрыхляющая σ*-орбитали. Комбинации р-орбиталей, перпендикулярных линий связи, дают две связывающих π- и две разрыхляющих π*-орбитали. Используя при заселении электронами молекулярных орбиталей те же правила, что при заполнении атомных орбиталей в изолированных атомах, можно определить электронное строение двухатомных молекул, например O2 и N2 (рис. 35).

 

Из распределения  электронов по молекулярным орбиталям можно рассчитать порядок связи (ω). Из числа электронов, расположенных на связывающих орбиталях, вычитают число электронов, находящихся на разрыхляющих орбиталях, и результат делят на 2n (в расчете на n связей):

 

ω = [N1(число  e− на связывающих МО) − N2(число e− на разрыхляющих МО)] / 2 n

 

.

34. Ионная связь.

Ионная связь  образуется при взаимодействии атомов, которые резко отличаются друг от друга по электроотрицательности. Например, типичные металлы литий(Li), натрий(Na), калий(K), кальций (Ca), стронций(Sr), барий(Ba) образуют ионную связь с типичными неметаллами, в основном с галогенами. Кроме галогенидов щелочных металлов, ионная связь также образуется в таких соединениях, как щелочи и соли. Например, в гидроксиде натрия(NaOH) и сульфате натрия(Na₂SO₄) ионные связи существуют только между атомами натрия и кислорода (остальные связи – ковалентные полярные). Ионная связь.Предельным случаем полярной ковалентной связи является ионная связь. Ионная связь в «чистом» виде не существует, так как в любой химической связи всегда имеется та или иная доля ковалентного характера.

 

 

 

 

 

 

35.Поляризация и поляризуемость ионов.

Неполное разделение зарядов в  ионных соединениях м. объяснить поляризацией ионов, т.е. влиянием их друг на друга,γ приводит к деформации электронных оболочек ионов. Причиной поляризации всегда служит действие электрического поля. Каждый ион, будучи носителем электрического заряда, я-я источником электрического поля. Поэтому, взаимодействуя, противоположено заряженные ионы поляризуют друг друга. Поляризуемость различ. ионов неодинакова: чем слабее связаны внешние электроны с ядром, тем легче поляризуетсяион, тем сильнее он деформируется в электрическом поле. У ионов одинакового заряда, обладающих аналогичным строением внешнего электронного слоя, поляризуемость возрастает с увеличением размеров иона, т.к. внешние электроны удаляются всё дальше от ядра.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 36.Межмолекулярное взаимодействие.  Ориентационная составляющая связана с полярностью молекул. Молекула, обладающая дипольным моментом, притягивает другую полярную молекулу за счет электростатических сил диполь-дипольного взаимодействия (например, в жидком сероводороде). Молекулы при этом стремятся расположиться либо последовательно, либо антипараллельно: Такой ориентации препятствует тепловое движение молекул, усиливающееся с повышением температуры. Поэтому ориентационное взаимодействие тем больше, чем больше дипольные моменты, меньше расстояние между молекулами и ниже температура.               Индукционная составляющая возникает при взаимодействии полярной и неполярной молекул, например, НС1 и Сl2 При этом полярная молекула поляризует неполярную, в которой появляется (индуцируется) наведенный дипольный момент. В результате возникает диполь-дипольное притяжение молекул. Энергия индукционного взаимодействия тем больше, чем больше дипольный момент полярной молекулы и чем больше поляризуемость неполярной. Поляризуемость молекул - - это мера смещения зарядов в молекуле в электрическом поле заданной напряженности. Поляризуемость резко увеличивается с увеличением размеров электронной оболочки. Например, в ряду молекул НС1, НВг и HI дипольный момент уменьшается, однако температуры плавления и кипения веществ увеличиваются, что связано с увеличением поляризуемости молекул.

Если две молекулы имеют постоянные дипольные моменты  и обладают поляризуемостями  то средняя потенциальная энергия их взаимодействия может быть оценена по формуле, полученной П. Дебаем. Ориентационные и индукционные силы между двумя молекулами зависят от присутствия других полярных молекул и, следовательно, не аддитивны.                                           Дисперсионная составляющая притяжения молекул универсальна и п рисут-ствует всегда. Наиболее отчетливо дисперсионное притяжение проявляется при взаимодействии неполярных молекул и взаимодействии атомов благородных газов. Эти силы сравнимы по величине с силами полярных межмолекулярных взаимодействий. Суть возникновения дисперсионных сил заключается в следующем. При движении электронов в молекуле мгновенно возникает асимметрия распределения положительных и отрицательных зарядов. В результате такого движения электронов каждую молекулу можно рассматривать как место возникновения мгновенно существующих диполей различной направленности» Время существования такого осциллирующего диполя около 10^-8 с. Попеременно возникающие диполи разных молекул в результате движения электронов ориентируются так, что возникает либо притяжение, либо отталкивание молекул.

37. Водородная связь                                     Водородной связью называется способностью атома водорода, соединенного с атомом сильно электроотрицательпого элемента, к образованию еще одной химической связи с другим подобным атомом. Условием образования водородной связи является высокая электроотрицательность атома, непосредственно связанного в молекуле с атомом водорода. При изучении многих веществ были обнаружены так называемые водородные связи.

 

Например, молекулы HF в жидком фтороводороде связаны между собой водородной связью, аналогично связаны молекулы Н2О в жидкой воде или в кристалле льда, а также молекулы NH3 и Н2О между собой в межмолекулярном соединении - гидрате аммиака NH3 · Н2О.

водородные связи между  молекулами воды 

Водородная связь образуется за счёт сил электростатического  притяжения водородсодержащих полярных молекул, содержащих атомы наиболее электроотрицательных элементов - F, O, N. Например, водородные связи имеются  в HF, Н2О, NH3, но их нет в HCl, Н2S, PH3.

 

Водородные связи малоустойчивы  и разрушаются довольно легко (например при плавлении льда, кипении воды). Однако на разрыв этих связей затрачивается некоторая дополнительная энергия, и поэтому температуры плавления и кипения веществ с водородными связями между молекулами оказываются значительно выше, чем у подобных веществ, но без водородных связей:

 38. Металлическая связь характеризуется слабым взаимодействием общих электронов с ядрами соединяемых атомов и полной делокализацией этих электронов между всеми атомами в кристалле, что обеспечивает устойчивость данной связи.

Металлы имеют особую кристаллическую  решетку, в узлах которой находятся  как атомы, так и катионы металлов, а между ними свободно перемещаются обобществленные электроны («электронный газ»). Движение общих электронов в металлах осуществляется по множеству молекулярных орбиталей, возникших за счет слияния большого числа свободных атомных орбиталей соединяемых атомов и охватывающих множество атомных ядер. Поэтому в случае металлической связи невозможно говорить о направленности этой связи.

В металлах валентные электроны  удерживаются атомами крайне слабо  и способны мигрировать. Атомы, оставшиеся без внешних электронов, приобретают  положительный заряд. Они образуют металлическую кристаллическую  решётку.

 

Совокупность обобществлённых  валентных электронов (электронный  газ), заряженных отрицательно, удерживает положительные ионы металла в  определённых точках пространства - узлах  кристаллической решётки, например, металла серебро.

Внешние электроны могут  свободно и хаотично перемещаться, поэтому металлы характеризуются  высокой электропроводностью (особенно золото, серебро, медь, алюминий)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

39. Термохимией наз-ся  раздел химии, занимающийся изучением тепловых эффектов хим. р-ций. Тепловые эффекты хим. процессов вызывается тем, что протекание р-ции сопровожд. разрывом одних хим. связей и обр-нием др. Разность энергий образующихся связей и тех, γ претерпели разрыв проявл-я в виде результирующего теплового эффекта хим. р-ций.

Закон Гесса

Как известно, большинство химических реакций сопровождаются выделением (экзотермические реакции) либо поглощением (эндотермические реакции) теплоты. Первое начало термодинамики дает возможность  рассчитать тепловой эффект химической реакции при различных условиях её проведения.

Тепловой  эффект (теплота) химической реакции  – количество теплоты, выделившейся либо поглотившейся в ходе реакции. Тепловой эффект относят, как правило, к числу молей прореагировавшего  исходного вещества, стехиометрический  коэффициент перед которым максимален.

Например, реакцию окисления водорода в химической термодинамике записывают в виде: Н2 + 1/2 О2  ––>  Н2О

и тепловой эффект рассчитывают на 1 моль водорода.

Тепловые эффекты, сопровождающие протекание химических реакций, являются предметом одного из разделов химической термодинамики – термохимии. Определим  некоторые понятия термохимии.

Теплота образования вещества – тепловой эффект реакции образования 1 моля сложного вещества из простых. Теплоты образования простых веществ принимаются равными нулю.

Теплота сгорания вещества – тепловой эффект реакции окисления 1 моля вещества в избытке кислорода до высших устойчивых оксидов.

Теплота растворения – тепловой эффект процесса растворения 1 моля вещества в бесконечно большом количестве растворителя. Теплота растворения складывается из двух составляющих: теплоты разрушения кристаллической решетки (для твердого вещества) и теплоты сольватации:

Поскольку ΔНкр.реш всегда положительно (на разрушение кристаллической решетки необходимо затратить энергию), а ΔНсольв всегда отрицательно, знак ΔНраств  определяется соотношением абсолютных величин ΔНкр.реш и ΔНсольв:

Основным законом термохимии является закон  Гесса, являющийся частным  случаем первого начала термодинамики:

 

Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния  исходных веществ и продуктов  реакции и не зависит от пути её протекания.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

40. . Термохимические уравнения включают в себя кроме химических формул тепловой эффект реакции. Числовое значение в уравнении реакции строго соответствует количествам веществ, участников реакции, т.е.  коэффициентам. Благодаря этому соответствию, можно установить пропорциональные отношения между количеством вещества или массой и количеством теплоты в этой реакции.