Раздел I. Теоретические основы

РАЗДЕЛ I. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ

ОБЩЕЙ ХИМИИ

ВВЕДЕНИЕ. АТОМО-МОЛЕКУЛЯРНОЕ УЧЕНИЕ. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

 

Химия является одной из фундаментальных наук. Химическая промышленность является одной из отраслей, определяющей научно-технический прогресс. Ни одна отрасль хозяйства не может существовать без продукции химической промышленности. Химия и химическая промышленность дают человеку возможность сознательно создавать новые, не существующие в природе вещества и материалы.

К отраслям химической индустрии относятся:

- промышленность синтетических смол и пластмасс;

- минеральные удобрения и средства защиты растений от вредителей и болезней;

- нефтехимическая и нефтеперерабатывающая промышленности;

- металлургия, производство новых специальных сплавов;

- производство синтетических каучуков и резиновая промышленность;

- химические волокна, кожевенная и галантерейная промышленность искусственных материалов;

- промышленность строительных материалов;

- бытовая химия (моющие средства);

- фармацевтика;

- кино- и фотоматериалы;

- парфюмерия и косметика;

- производство материалов для пищевой промышленности;

- химические средства пожаротушения, защиты окружающей среды;

- пиротехнические средства и т. д.

Химия как наука в процессе своего развития разделилась на ряд самостоятельных химических наук, таких как неорганическая химия, органическая химия, аналитическая химия, физическая химия, коллоидная химия, химия высокомолекулярных соединений. Развились и такие «пограничные» науки, как биохимия, астрохимия, химия твердого тела и др.

Предмет химии

Окружающий нас мир состоит из различных видов материи: веществ и полей (излучений).

Химия занимается изучением веществ, их строения, свойств и превращений.

Веществом называют материю, имеющую массу покоя (масса – это свойство, характеризующее гравитационно притяжение или инертность частицы при изменении ее состояния) и характеризующуюся постоянными (при постоянных условиях) физическими и химическими свойствами.

Основной характеристикой излучений (полей) является энергия. Как установил А. Эйнштейн, масса и энергия связаны соотношением Е=m∙с², где m - масса, а с -скорость света. Таким образом, масса и энергия – это свойства материи.

Материя изменчива, поэтому одна из главных задач химии –изучение процессов превращения веществ.

Химия изучает природные вещества, раскрывает механизмы природных химических превращений; химия создает новые, полученные искусственным путем, вещества.

 

Основные понятия химии. Основные положения

Атомо-молекулярной теории

Признаки, по которым вещества отличаются друг от друга, называются свойствами вещества. Физические свойства и превращения - те, при которых молекула вещества не изменяется. Химические свойства и превращения характеризуются способностью веществ вступать в реакции, что сопровождается превращением молекул и атомов одних веществ в новые молекулы или атомы.

Химический элеме нт – это совокупность атомов, характеризующихся определенным набором свойств. С развитием представлений о строении атомов понятие химического элемента получило новое содержание: это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра (имеющих один и тот же номер в периодической системе Менделеева).

Простое вещество состоим из атомов одного и того же элемента. Существование простых веществ в нескольких формах называется аллотропией, а отдельные формы (графит и алмаз; белый и красный фосфор) – аллотропными модификациями (видоизменениями).

Химические соединения состоят из атомов не одного, а нескольких элементов, но обладают однородностью. Способность одного и того же соединения в зависимости от условий кристаллизоваться в разных формах, называется полиморфизмом. Способность разных химических соединений образовывать (при определенных условиях) кристаллы одинаковой формы называется изоморфизмом, а сами вещества – изоморфными. Такие вещества могут кристаллизоваться совместно, образуя смешанные кристаллы, называемые твердыми растворами. Изоморфными являются вещества, молекулы которых состоят из одинакового числа атомов и имеющие близкие размеры.

Смеси (простые или механические) – это неоднородные вещества, т. е. составные части отличаются по их характерным свойствам. Кроме неоднородности, смеси отличаются от химических соединений переменным составом; в химических соединениях состав строго определенный.

Основными положениями атомо-молекулярной теории являются следующие.

1. Все вещества состоят из молекул, атомов или ионов. Молекула – это мельчайшая частица, которая еще сохраняет свойства данного химического соединения и может существовать самостоятельно.

2. Молекулы находятся в состоянии постоянного движения. Чем выше температура, тем выше скорость движения. Между молекулами существует взаимное притяжение и отталкивание.

3. Молекулы различных веществ отличаются массой, составом, размерами, строением, химическими свойствами.

4. Молекулы могут состоять из атомов одного и того же элемента (простые) и разных элементов (сложные). Существенно число и расположение атомов в молекуле.

5. Атомы – это мельчайшие частицы элементов, которые нельзя разложить химическим путем (т. е. это носители свойств элемента). Атомы – это электронейтральные частицы, состоящие из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

6. Ионы – это заряженные частицы, которые состоят из отдельных атомов или групп химически связанных атомов, имеющих избыток или недостаток электронов. В зависимости от числа избыточных или недостающих электронов, ионы могут быть одно-, двух- и т. д. зарядными.

Атомная масса (относительная атомная масса А_r) – это масса атома, выраженная в атомных единицах массы (а.е.м.). За а.е.м. принята 1/12 часть массы атома изотопа углерода ¹²С. Изотопами называются атомы одного и того же элемента, отличающиеся массовыми числами, т. е. суммарным числом нуклонов, или числом протонов.

Молекулярная масса (относительная молекулярная масса М_r) – это масса молекулы, выраженная в а.е.м., то есть отношение массы молекулы к 1/12 массы атома ¹²С.

Числовое значение М_r, являющейся безразмерной величиной, совпадает с числовым значением молярной массы М, имеющей размерность моль/дм³. Молярная масса вещества М – это отношение его массы к количеству вещества: М = m/ν (ν – количество вещества в моль).

Моль – это количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода ¹²С.

Вычислено, что в 12 г углерода содержится 6,02∙10²³ атомов. Это число Авогадро. В 1 моль любого вещества содержится 6,02∙10²³ частиц (молекул). Число частиц, содержащихся в 1 моль вещества, называется постоянной Авогадро N_А.

Для газообразных веществ используют молярный объем V_m – это отношение объема газа к его количеству вещества: V_m = V/ν, размерность м³/моль или дм³/моль.

 

Основные законы химии

 

1. Закон сохранения массы веществ (Ломоносов, Лавуазье):

Масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

Так как при химических реакциях суммарное количество атомов не изменяется, то и суммарная масса веществ также не меняется.

Этот закон не может быть применен к реакциям, сопровождающимся выделением очень большого количества энергии (термоядерным реакциям), т. к. в соответствии с соотношением Эйнштейна (Е = m∙с²) масса продуктов реакции, сопровождающейся выделением энергии, должна быть меньше массы исходных веществ на величину, эквивалентную выделившейся энергии.

Но для почти всех химических реакций закон справедлив, т. к. точность самых совершенных приборов не позволяет уловить ничтожные изменения массы, происходящие в эндо- и экзотермических реакциях.

Поскольку химические реакции почти всегда сопровождаются поглощением или выделением энергии, то закон сохранения массы не существует отдельно от закона сохранения энергии. Есть один общий закон природы – закон сохранения массы и энергии.

2. Закон кратных отношений (Дальтон):

Если два элемента образуют друг с другом несколько соединений, то массы одного, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.

Закон вытекает из атомной теории. Например, в N₂O, NO и N₂O на 14 г азота приходится соответственно 8, 16 и 32 г кислорода, т.е. в соотношении 1:2:4.

Закон полностью справедлив для газообразных (парообразных) веществ, для твердых - возможны отклонения от закона.

3. Закон постоянства состава (Пруст):

Соотношение между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения.

Закон очевиден с точки зрения атомо-молекулярной теории. Носителем свойств вещества является молекула, а она всегда имеет постоянный состав, иначе это была бы молекула другого вещества. Следовательно и само вещество имеет постоянный состав.

Вещества постоянного состава называются дальтонидами (в честь автора атомной теории).

Закон полностью справедлив только для газообразных (парообразных) веществ. Для твердых веществ возможны отклонения от закона. Соединения переменного состава получаются в результате кристаллизации вещества с дефектами в кристаллической решетке (наличие пустот или избыточных атомов в межузловых пространствах). Соединения переменного состава называются бертоллидами.

4. Закон эквивалентов (соединительных масс):

Элементы соединяются между собой в определенных массовых соотношениях, соответствующих их эквивалентам.

Эквивалентом элемента называют количество вещества (моль), которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

Эквивалентная масса – это масса одного эквивалента вещества (г/моль или кг/моль).

Закон эквивалентов также вытекает из атомо-молекулярной теории строения вещества. Эквивалентные массы элементов или совпадают с атомными массами или являются частью атомных масс. Одному и тому же элементу может соответствовать несколько эквивалентных масс, например эквивалентные массы железа в оксидах FeO и Fe₂O₃ равны соответственно 27,92 г/моль и 18,62 г/моль.

Эквиваленты элемента зависят от характера превращения, которое претерпевает этот элемент при образовании химического соединения. То есть об эквиваленте и эквивалентной массе элемента судят на основании какого-либо соединения этого элемента.

Эквивалентная масса элемента представляет собой частное от деления молекулярной массы атомов элемента на его валентность в данном химическом соединении. Валентность – это свойство атома химического элемента присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента.

Газовые законы

5. Закон объемных отношений (Гей-Люссак):

При неизменных давлении и температуре объемы реагирующих газов относятся между собой и к объемам получающихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.

6. Закон Авогадро:

Равные объемы разных газов при одинаковых условиях содержат одинаковое число молекул.

Отсюда следует, что одинаковое число молекул любого газа при одних и тех же условиях занимает один и тот же объем.

Из газовых законов вытекают следствия:

I. При нормальных условиях (температура - 0 ⁰С, давление – 1 атм или 101325 Па) объем 1 моль любого газа равен 22,414 дм³ (22,4 л) – это V_M молярный объем.

II. Относительную молекулярную массу (М_r) или молярную массу (М) можно вычислить по отношению плотностей определяемого газа и известного газа, молярная масса которого установлена. Для этого надо сопоставить при одинаковых условиях массы равных объемов газов и вычислить плотность одного газа по отношению к другому. Например, m₁ – масса определенного объема неизвестного газа; m₂ – масса того же объема водорода с М_r = 2. Тогда, согласно закону Авогадро, m₁/m₂ = M_x/2. А так как m₁/m₂ = D_H (плотность по отношению к Н₂), то М_х=2∙D_H, т.е. молекулярная масса газа равна примерно удвоенной плотности этого газа по водороду.

При помощи закона Авогадро оказалось возможным:

а) найти атомные массы элементов, которые газообразны или образуют газообразные соединения;

б) обнаружить соединения с одинаковым элементным составом, но разной молекулярной массой. Т.е. ввести понятие об истинной формуле соединения наряду с простейшей (например, простейшая формула – СН, которой соответствует и ацетилену С₂Н₂ и бензолу С₆Н₆);

в) обнаружить большой круг изомеров – соединений с одинаковым элементным составом и молекулярной массой, но отличных по своим свойствам.

III. Можно определить объемные соотношения между реагирующими газами и газообразными продуктами. Объемные соотношения между газообразными веществами в реакции отвечают их коэффициентам в уравнении реакции, и наоборот - коэффициенты указывают на объемные соотношения.

 

Степени окисления элементов

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный согласно предположению о том, что молекула состоит только из ионов.

При определении степени окисления исходят из того, что степень окисления водорода в соединениях +1, а кислорода –2 (исключения: 1) гидриды активных металлов МеН, где степень окисления водорода -1; 2) пероксид водорода и его производные, в которых степень окисления кислорода -1; 3) фторид кислорода ОF₂, где степень окисления кислорода +2). Степень окисления других элементов определяют, исходя из того, что алгебраическая сумма всех степеней окисления в молекуле должна быть равна 0.

Элементы, как правило, имеют различное число степеней окисления, но выделяют наиболее устойчивые, т.е. часто встречающиеся. Устойчивые степени окисления элементов можно определить с помощью периодической системы Менделеева:

- для элементов I – III групп они положительны и равны номеру группы;

- для элементов главных подгрупп IV – VI групп степени окисления изменяются от положительной, равной номеру группы, до отрицательной, рассчитанной по разности (8 – номер группы). Промежуточные положительные степени окисления вычисляются как разность между номером группы и числом 2. При этом: для висмута наиболее устойчивая степень окисления +3;

- для галогенов устойчивыми являются степени окисления от +7 до -1 и промежуточные, отличающиеся на две единицы.

Для фтора существует только одна степень окисления -1.

Для элементов побочных подгрупп нет простой связи между устойчивой степенью окисления и номером группы. Устойчивые степени окисления таких элементов надо запомнить:

Cr (+6 и +3); Mn (+7, +6, +4, -2); Fe, Co, Ni (+3 и +2); Cu (+2 и +1); Ag (+1); Au (+3 и +2); Zn (+2); Cd (+2); Hg (+2 и +1).

Степень окисления часто не совпадает с валентностью. Чтобы определить валентность, надо строить графическую формулу.

Соединений

Основными классами неорганических соединений являются оксиды, гидроксиды и соли.

К неосновным классам относятся галогенангидриды, пероксиды и другие.

Оксиды

Это соединения, состоящие из двух элементов, один из которых кислород. При этом атомы кислорода связаны только с атомами другого элемента и не имеют связей между собой.

Оксиды образуют все элементы, кроме инертных газов.

Графические формулы оксидов: Э-О-Э; Э=О; О=Э-О-Э=О; О=Э=О.

Оксиды делят на солеобразующие и несолеобразующие. Последних мало, это те оксиды, которые не взаимодействуют с основаниями и не образуют солей, например NO, N₂O, SiO.

Солеобразующие оксиды делят на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды – это такие, гидраты которых являются основаниями. Основные оксиды образуют соли с кислотами или кислотными оксидами, оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой, например:

BaO + H₂O = Ba(OH)₂;

FeO + 2HCl = FeCl₂ + H₂O.

Кислотные оксиды – это такие, гидраты которых являются кислотами. Кислотные оксиды образуют соли с основаниями или основными оксидами. Большинство кислотных оксидов реагируют с водой с образованием кислот. Например:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄;

SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O;

SiO₂ + FeO = FeSiO₃.

Амфотерные оксиды – это оксиды, которые, в зависимости от условий, проявляют и кислотные и основные свойства, т.е. образуют соли и с кислотами и с основаниями (с кислотными и основными оксидами). С водой амфотерные оксиды непосредственно не реагируют.

К амфотерным оксидам относятся ZnO, Al₂O₃, Cr₂O₃ и другие:

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O;

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O.

Характер оксида определяется положением образующего элемента в периодической системе. Для элементов главных подгрупп границей, разделяющей элементы, образующие кислотные оксиды, и элементы, образующие основные оксиды, являются элементы, все оксиды которых амфотерны и расположены на диагонали-вертикали Be – Al – Ge – Sn – Pb:

 

I II III IV V VI VII VIII

Be

Элементы Al Элементы с кислотными оксидами

с Ga Ge As

основными In Sn Sb высшие оксиды Э₂О₅ амфотерны

оксидами ↑ Pb Bi –образует основной оксид Bi₂O₃

оксиды

Ga и In амфотерны

 

Элементы побочных подгрупп так же образуют амфотерные оксиды, например, Au₂O₃, MnO₂.

Если элемент образует оксиды в разных степенях окисления, то оксиды, соответствующие высшим степеням окисления, являются кислотными; низшим – основными, а промежуточным степеням окисления – могут быть амфотерными. Например, MnO – _{основной} оксид; MnO₂ – амфотерный; MnO₃ и Mn₂O₇ - кислотные.

По международной номенклатуре название оксида строится так: слово «оксид» - название элемента, его образующего, в родительном падеже – степень окисления элемента в скобках (если элементу соответствует несколько оксидов). Например:

FeO – оксид железа (II);

Fe₂O₃ – оксид железа (III);

NO – оксид азота (II);

N₂O₅ – оксид азота (V).

 

Соли

Это продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты на атомы металла. Или это продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания на кислотный остаток. Т. е. соли состоят из остатка основания и кислотного остатка.

Соли могут быть нормальные(средние), кислые, основные, двойные (общий кислотный остаток и разные катионы), смешанные (общий металл и разные кислотные остатки).

Номенклатура солей. Название состоит из латинского названия металла и кислотного остатка. Если центральный атом кислотного остатка – это элемент I-VI групп, то степень окисления центрального атома, соответствующую номеру группы, обозначают суффиксом ат, который добавляют к корню латинского названия центрального атома кислоты, затем называют металл:

Na₂SO₄ – сульфат натрия; КРО₃ – метафосфат калия.

Низшую степень окисления центрального атома кислотного остатка обозначают суффиксом ит (для элементов IV-VI групп):

NaNO₂ – нитрит натрия; К₂PbO₂ – плюмбит калия.

В названии солей кислородных кислот галогенов для обозначения степени окисления центрального атома (галогена) применяют префиксы и суффиксы:

- пер и ат для степени окисления +7 (KClO₄ –перхлорат калия);

- ат для степени окисления +5 (NaBrO₃ –бромат натрия);

- ит для степени окисления +3 (KIO₂ – иодит калия);

- гипо и ит для степени окисления +1 (KClO – гипохлорит калия.

Если металл проявляет две степени окисления, то ее указывают в скобках римскими цифрами:

FeSO₄ – сульфат железа (II); Fe₂(SO₄)₃ –сульфат железа (III).

Название солей бескислородных кислот (соединения металла и неметалла) производят от корня латинского названия неметалла с добавлением суффикса ид и далее дается название металла: KBr – бромид калия; CaS – сульфид кальция.

Кислые соли называют с добавлением слова гидро-: NaHSO₄ – гидросульфат натрия; NaH₂PO₄ – дигидрофосфат натрия.

Основные соли называют с добавлением слова гидроксо-:

Fe(OH)SO₄ – гидроксосульфат железа (III);

FeOHCl – гидроксохлорид железа (II);

Cr(OH)₂NO₃ – дигидроксонитрат хрома (III);

(CaOH)₃PO₄ – гидроксофосфат кальция.

 

Галогенангидриды

Это продукты замещения ОН-групп в кислотах на галоген – такое определение важно для написания формул. Реально методы получения их строго специфичны для каждого представителя.

Существуют неполные и смешанные галогенангидриды.

Названия галогенангидридов кислот определяются названиями галогенов и кислот, производными которых они являются:

Cl O

S - хлорангидрид серной кислоты;

Cl O

 

Cl O

S - неполный хлорангидрид серной кислоты;

H-O O

 

 

Cl O

S - смешанный хлор, бром-ангидрид серной кислоты.

Br O

Общее важное свойство галогенангидридов – реакция взаимодействия с водой, в результате которой необратимо образуются две кислоты: галогеноводородная и кислота, производной которой является данный галогенангидрид.

BI₃ + 3H₂O = H₃BO₃ + 3HI;

SO₂Cl₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HCl;

HSO₃Cl + H₂O = H₂SO₄ + HCl;

SO₂ClBr + 2H₂O = HCl + HBr + H₂SO₄.

 

 

СТРОЕНИЕ АТОМА.

Модель атома Бора

Планетарная модель атома имела ряд противоречий. Согласно классической электродинамики, вращающийся вокруг ядра электрон (электрический заряд) должен непрерывно излучать энергию в виде электромагнитных волн. Отсюда следует: 1) электрон должен в результате потери энергии упасть на ядро; 2) спектр излучения атома должен быть сплошным.

Однако атомы не исчезают (электрон не падает на ядро), а спектр излучения –линейчатый, где каждая линия в спектре образуется различными длинами волн излучения (различной частотой излучения).

Н. Бор (1913 г.) внес в планетарную модель атома Резерфорда квантовые представления. Квантовая теория разработана Планком, который считал, что наряду с пределами делимости вещества и электричества существует и предел делимости энергии – квант энергии. Величина излучаемого кванта энергии (Е) тем больше, чем больше частота излучения (ν), т.е. чем меньше длина волны (λ).

Для любого электромагнитного излучения величину кванта энергии можно вычислить из соотношения – уравнения Планка:

Е = h∙ν = h∙(с/λ), где h – постоянная Планка (6,63∙10^-34 Дж∙с).

Таким образом, каждую линию линейчатого спектра создают фотоны – кванты света с одинаковой энергией.

Атомы излучают энергию в виде фотонов или квантов энергии, которые для каждого вида атомов имеют вполне определенные значения.

Модель атома водорода Бора была разработана на основе двух положений-постулатов:

1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по всевозможным орбитам, а лишь по строго определенным стационарным орбитам. На таких «дозволенных» орбитах он вращается, не излучая энергии. Математическое выражение для этого постулата:

m∙υ∙r = n∙h/2π (n-главное квантовое число; r-радиус орбиты, υ-скорость движения электрона).

2. При переходе с одной стационарной орбиты на другую электрон поглощает или излучает квант энергии: Е₂ – Е₁ = h∙ν.

Ближайшая к ядру орбита соответствует наиболее устойчивому – нормальному – состоянию атома. Чем дальше от ядра расположена орбита, тем большей энергией обладает находящийся на ней электрон.

Для атома водорода состояние, которое отвечает значению n=1, является основным или нормальным. Состояние атома водорода, при котором электрон находится на любой другой орбите, соответствующей значениям n = 2, 3, 4,…, называется возбужденным.

Математические решения уравнений, связывающих радиусы орбит со скоростью движения электрона, показывают, что радиусы орбит электрона атома водорода относятся друг к другу как квадраты натуральных чисел, а скорость движения электрона уменьшается с увеличением n.

Число n, определяющее размеры радиуса орбит, скорости движения электронов и их энергию, названо главным квантовым числом.

Модель атома Бора была дополнена Зоммерфельдом, который предположил, что в атоме могут быть не только круговые, но и эллиптические орбиты (что объясняло происхождение тонкой структуры спектра водорода).

Теория Бора-Зоммерфельда была построена на противоречиях – классических и квантовомеханических представлениях. Недостатки теории: 1) нельзя объяснить все детали спектра атома водорода; 2) нельзя количественно рассчитать химическую связь даже для атома водорода.

В теории Бора-Зоммерфельда предполагалось, что можно определить положение и скорость каждого электрона, а также проследить его движение по орбите. Но это оказалось невозможно.

Атоме водорода

Основное состояние: n = 1, ℓ = 0, m_ℓ = 0, m_s = +1/2 (или - 1/2); общее число состояний электрона равно 2.

При возбуждении атома главное квантовое число может быть равным 2, 3, 4 и т.д.

Возбужденные состояния:

n = 2; ℓ = 0; m_ℓ = 0; m_s = +1/2, -1/2; s – 2 энерг. состояния

ℓ = 1; m_ℓ = -1, 0, +1; m_s = +1/2, -1/2; р – 6 энерг. состояний

Общее число состояний электрона – 8.

n = 3. Общее число состояний – 18 (2 s + 6 p + 10 d).

n = 4. Общее число состояний – 32 (2 s + 6 p + 10 d + 14 f)

В пределах одного и того же числа n электронные состояния (s, p, d) атома водорода вырождены, т.е. они имеют одно и то же значение энергии

n = 3 Е s p d

 

n = 2 s p

 

n = 1 s

 

 

Периодическая система и

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

 

Благодаря химической связи из атомов образуются молекулы (а также радикалы, кристаллы и др. сложные частицы). Образование связи происходит с выделением энергии.

Уже в 1916 г Льюис разработал теорию химической связи, которая объяснила широкий круг фактов, но, однако, не объяснила причины образования связи. Согласно этой теории, химическая связь – это результат образования общей электронной пары между двумя атомами. В общую электронную пару каждый атом вносит по одному электрону. Так образуется ковалентная связь.

Например:..

Н₂ - Н:Н, NH₃ - H:N:Н

Н

В результате образования связи каждый атом имеет устойчивую 2-х (для Н) или 8-и электронную конфигурацию.

Причина образования химической связи за счет обобществления электронной пары становится ясной с позиций квантовой механики. Образование общих электронных пар – это результат перекрывания электронных облаков. В результате по линии, соединяющей ядра атомов, возникает повышенная электронная плотность, которая стягивает положительно заряженные ядра. Т.е. именно электрические силы способствуют образованию связи – электрическая природа химической связи. Химическая связь осуществляется за счет электростатического взаимодействия положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов. Это приводит к понижению суммарной энергии системы.

Метод описания химической связи, образование которой связано с общей электронной парой, называется методом валентных связей (МВС).

С квантовомеханической точки зрения перекрывание электронных облаков или «спаривание» электронов может происходить только в том случае, если их спины противоположны. Иначе не будет соблюдаться принцип Паули.

 

Гибридизация

Перекрывание электронных облаков при образовании связей может происходить по-разному.

Если перекрывание происходит по линии, соединяющей ядра атомов, то такая связь называется σ-связью. Она образуется двумя s-электронами, s- и р-электронами и двумя р-электронами. Одинарная связь – это всегда σ-связь.

Орбитали типа s могут образовывать только σ- связь.

В кратных связях, т.е. когда между двумя атомами связь осуществляется более чем одной электронной парой, одна связь-σ, а другие – π-связи. При образовании π-связи перекрывание электронных облаков происходит не по линии между ядрами. Эту связь образуют р-орбитали и при этом возникает две области перекрывания электронных облаков – выше и ниже оси, связывающей два ядра. Например, в молекуле азота N₂ тройная связь между атомами: одна σ-связь и две π-связи. При образовании π-связей перекрывание электронных облаков меньше, чем в случае σ-связи, поэтому π-связь слабее.

Молекулы, состоящие более чем из двух атомов, имеют определенную конфигурацию, т.е. отдельные связи расположены под определенным углом друг к другу. Например, в молекуле Н₂О две σ-связи, образованные s-электронами атомов водорода и р-электронами атома кислорода. Р-орбитали атома кислорода расположены перпендикулярно друг к другу (под углом в 90 ⁰), однако экспериментально установлено, что угол между связями в молекуле воды составляет 104,5 ⁰. Это объясняется тем, что связь О-Н полярна и на атомах имеются эффективные заряды: +δ – на атомах водорода и –δ – на атоме кислорода. Увеличение угла между связями до 104,5 ⁰ объясняется электростатическим расталкиванием одноименных зарядов. Это расталкивание будет тем больше (больше угол отклонения), чем больше полярность связи и меньше длина.

Опытные данные показывают, что в молекулах таких соединений, как ВеCl₂, BCl₃, CCl₄, все связи по прочности и направленности совершенно равноценны, хотя образованы центральными атомами (Ве, В, С) с различными валентными орбиталями (s, р, d). Но σ-связи из р-орбиталей должны быть более прочными, чем σ-связи из s-орбиталей, т.к. у р-орбиталей более благоприятные условия для перекрывания.

Объяснение этому дали Слейтер и Полинг, которые пришли к выводу, что различные орбитали, не сильно отличающиеся по энергиям (например, 2s и 2р), образуют равнозначные гибридные орбитали, число которых равно сумме атомных орбиталей, участвующих в гибридизации. Гибридные орбитали одинаковы по форме электронного облака и по энергиям. По сравнению с атомными, они более вытянуты в направлении образования химических связей. Это обеспечивает лучшее перекрывание электронных облаков.

Гибридизация требует затраты энергии, поэтому в изолированных атомах гибридные орбитали неустойчивы и стремятся перейти в обычные.

При образовании связи гибридные орбитали стабилизируются, т.к. затраты энергии на гибридизацию компенсируются образованием более прочных связей (чем при перекрывании негибридных орбиталей).

Типы гибридизации.

1. sp- гибридизация. Гибридизации подвергаются s- и р-неспаренные электроны, например в молекулах ВеCl₂, HgCl₂. Две гибридные связи располагаются под углом 180 ⁰, в результате молекулы линейны и обе связи имеют равную длину.

2. sр²-гибридизация. Гибридизация одной s- и двух р-орбитталей, в результате чего образуются три гибридные орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120 ⁰ друг к другу. Пример – ВCl₃.

3. sр³- гибридизация. В результате гибридизации образуются четыре гибридные орбитали, направленные к вершинам тетраэдра с углом между орбиталями 109 ⁰. Этот тип гибридизации характерен для соединений углерода: СН₄, ССl₄ и др.

Направленность связей в молекулах Н₂О и NH₃ (т.е. угол, близкий к 109 ⁰) можно объяснить с точки зрения гибридизации электронных облаков, т.к. в гибридизации могут участвовать орбитали и полностью заполненные. В атоме азота три 2р-орбитали и полностью заполненная 2s-орбиталь участвуют в sр³-гибридизации. И в атоме кислорода также sр³-гибридизация, но в ней участвуют две полностью заполненные орбитали (s и р).

В гибридизацию могут включаться и d- и f-орбитали, прочность связи при этом значительно возрастает.

Прочность связей, образованных негибридными и гибридными орбиталями, увеличивается в ряду:

s < p < sp³ < sp² < sp.

 

Ионная и водородная связь

Валентная связь, сопровождающаяся практически полным переходом электронной пары к одному из атомов и последующим сближением образовавшихся ионов (электрически заряженных частиц, образовавшихся из атомов или атомных групп вследствие потери или присоединения электронов), называется ионной связью.

Соединение по типу ионной связи происходит в тех случаях, когда реагирующие атомы обладают резко противоположным характером – элементы 1,2 групп с элементами 5-8 групп. Однако полностью ионной связи не существует.

Наиболее близкое к такому положению имеет место в кристаллах наиболее типичных солей.

Так как в основе ионной связи – электростатическое притяжение разных по знаку зарядов, то такая связь характеризуется насыщенностью.

Водородной называют такую связь, которая образуется посредством атома водорода, входящего в состав одной из двух связанных частиц (молекул или ионов).

О наличии такой особой связи свидетельствуют аномально высокие температуры кипения Н₂О и НF по сравнению со своими аналогами H₂S и др. и HCl и др. Такая связь препятствует отрыву молекул друг от друга, т.е. уменьшает испаряемость.

Водородная связь объясняется кулоновскими силами притяжения, действующими между эффективными +δ и –δ –зарядами разных молекул с сильно полярными связями. Атом водорода имеет эффективный +δ, а атом кислорода или фтора (в силу большой разницы в электроотрицательности) - -δ. Благодаря кулоновским силам молекулы притягиваются – это межмолекулярная связь. Водородная связь графически обозначается пунктирной линией:

Н^+δ-F^-δ----Н^+δ-F^-δ

Энергия водородной связи примерно в 10 раз меньше, чем обычной ковалентной. Однако ее хватает для существования в парах димеров Н₂О, НF и муравьиной кислоты.

Водородная связь может быть и внутримолекулярной, например в органических соединениях со смешанными функциями.

 

Металлическая связь