ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Изменение радиуса атомов в пределах одного периода и в пределах одной группы по мере роста порядкового номера элементов. Объяснение на основе строения атома.



Изменение радиуса атомов в пределах одного периода и в пределах одной группы по мере роста порядкового номера элементов. Объяснение на основе строения атома.

Свойства атомов. Радиусы нейтральных атомов и ионов. Изменение их по периодам, группам и подгруппам А и Б. В квантовой химии радиусом называется расстояние от ядра до последнего максимума электронной плотности. Атомные радиусы зависят от заряда и положения атома в периодической сис-ме. Чем больше порядковый номер и чем меньше заряд ядра, тем больше радиус. В главных подгруппах сверху вниз радиусы увеличиваются. В побочных группах сверху вниз радиусы увеличиваются незначительно. Это объясняется тем, что у d-элементов заполняется предвнешние орбитали (эффект экранирования). Слева направо в периодах атомный радиус уменьшается, т.к. увеличивается заряд ядра. У ионов аналогично. У катионов радиусы всегда меньше, чем у нейтральных атомов, у анионов наоборот.

8.Ковалентная связь. Условия ее образования.

Основные характеристики ковалентной связи. Свойства ковалентной связи. Длина, насыщаемость, направленность, поляризуемость. Ковалентная связь характеризуется 3-мя св-вами: насыщаемостью, направленностью и поляризуемостью. Насыщаемость. Причиной этого является св-во насыщения хим. связи, которая и предопределяет формулу в-ва. При приближении 3-го атома к молекуле водорода электрон будет иметь одинаковое направление спина по отношению к одному из электронов в молекуле Н2. Это будет сопровождаться повышением энергии сис-мы, что приведет к отталкиванию 3-го атома. Таким образом в молекуле использованы обе возможности спина, т.е. происходит насыщение хим. связи. Направленность. В соответствии с основным положением метода ВС для образования хим. связи электронные облака ориентируются в направлении максимального перекрывания, при этом в образовании связи участвуют одноэлектронные облака. Учитывая, что форма эл. облака может быть различной, поэтому и способы перекрывания облаков различаются. В зависимости от этих способов перекрывания различают π и σ-типы связей. σ-связь образуется вдоль линии, соединяющей центры атомов. π-связь образуется по обе стороны о линии, соединяющей центры атомов. Таким образом в молекуле N2 имеется 1 σ-связь и 2 π-связи. Следует отметить, что в первую очередь образуется всегда σ-связь. Она является более прочной. Каждая последующая π-связь будет слабее предыдущей. Поляризация. При взаимодействии разных атомов образующаяся хим. связь всегда более или менее полярна. При взаимодействии эл. облаков подобного рода общая эл. плотность всегда смещается к более ЭО элементу. При этом этот элемент приобретает некоторый отрицательный заряд, а элемент, от которого оттянута общая эл. плотность, приобретает некоторый положительный заряд. Такое перераспределение эл. плотности приводит к образованию полюсов или диполя. Основной кол-венной хар-кой диполя является дипольный момент μ=ql (Дебай). Дипольный момент величина векторная и представляет собой векторную сумму дипольных моментов всех хим. связей в молекуле и несвязанных эл. пар. Длина. Длина связи хар-ет расстояние между атомами в молекуле . Чем меньше длина связи, тем связь прочнее.

10.Координационная и водородная связь. Условия их образования.

Донорно-акцепторный механизм образования химической связи. Один атом, ион или молекула предоставляет готовую эл. пару (донор). Ион, атом или молекула предоставляющая свободную орбиталь называется акцептором. При таком механизме между ядрами образуется область с повышенной эл. плотностью, что сопровождается выделением энергии.

Описание ковалентной связи методом валентной связи (ВС).

Многочисленными опытами было установлено, что при образовании химической связи энергия сис-мы понижается, поэтому изучение зависимости энергии сис-мы от расстояния между атомами позволяет определить образование хим. связи. Впервые такую зависимость в 1921 г. изучили Гейтлер и Лондон. Они выбрали самую простую сис-му (Н+Н→Н2). Используя Ур-е Шрёдингера попытались определить от каких факторов зависит энергия сис-мы. Ими было установлено, что энергия сис-мы зависит от двух составляющих. Е=~К+/-О→Е=~К+О; Е=~К-О→ -О<E<O, где К- кулоновский интеграл, включающий все электростатические взаимодействия, О- обменный интеграл, включающий образование общей электронной пары. Условию уменьшения энергии удовлетворяет функция ψ, определяющая состояние электронов с антипараллельными спинами. Таким образом, было установлено, что хим. связь образуется двумя электронами с антипараллельными спинами. Образование молекул водорода графически можно представить в виде взаимодействия электронных облаков. Из данного графика следует: при взаимодействии s-облаков происходит их перекрывание и образуется область с повышенной электронной плотностью. Таким образом были установлены условия, при которых происходит образование хим. связи. Поскольку точное решение ур-я Шрёдингера возможно для двух протонов и электрона, то для сис-мы с большим кол-вом электронов используют приближенные методы расчетов: 1) метод валентной связи, 2) метод молекулярных орбиталей. Основные положения метода ВС. 1) хим. связь образуется двумя электронами с произвольно направленными спинами, причем эта пара принадлежит обоим атомам. 2) при образовании хим. связи происходит перекрывание электронных облаков, что сопровождается понижением энергии сис-мы, и в межядерном пространстве образуется область с повышенной электронной плотностью. 3) хим. связь тем прочнее, чем в большей степени происходит перекрывание электронных облаков, поэтому в пространстве электронного облака располагаются в направлении максимального перекрывания.

Основные понятия химической термодинамики Внутренняя энергия и энтальпия.

Основные понятия химической термодинамики. Характеристика равновесного состояния. Теплота и работа. Внутренняя энергия. Термодинамика изучает законы, которые описывают обмен энергией между изучаемой системой и окружающей средой. Химическая термодинамика-это наука, изучающая переход энергии из одной формы в другую при химических процессах и устанавливающая пределы их самопроизвольного протекания и их направленность. Изучаемая система-совокупность химических в-в, мысленно обособленных от окружающей внешней среды. Гомогенная с-ма-части которой различающиеся по св-вам не имеют видимой границы раздела. Если такая граница имеется, то такая с-ма называется гетерогенной (состоит из двух и более фаз). Фаза - гомогенная часть гетерогенной с-мы. Каждое состояние с-мы хар-ется набором параметров состояния (термодинамических параметров состояния). Изменение хотя бы одного параметра может привести к привести к началу хим. реакции. Св-ва с-мы определяются её равновесным состоянием, при котором со временем не изменяются параметры сос-ния. Важнейшими хар-ками состояния с-мы являются теплота и работа. Если между изучаемой с-мой и окружающей внешней средой возможен обмен энергией и работы, то такая сис-ма называеся открытой. Если не возможен обмен – изолированной. Если возможен только энергообмен – замкнутая. Важнейшей хар-кой состояния с-мы является внутренняя энергия (U)-функция состояния с-мы. Внутренняя энергия-величина, хар-ющая весь внутренний запас энергии, который складывается из энергии поступательного и вращательного движения молекул, колебательной энергии атомов и атомных групп, входящих в состав молекул, энергии вращения электронов, ядерная энергия. Абсолютное значение U определить невозможно. Можно определить только ΔU.

14.I закон термодинамики. Энтальпия образования химических соединений.

Первый закон термодинамики и его применение при условии постоянного объема и постоянного давления. I закон термодинамики: теплота подведенная к с-ме идет на изменению внутренней энергии и совершение работы самой сис-мой. Многие химические процессы протекают либо при постоянном объеме либо про пост. давлении.(V=const; A=pΔV=0 => ΔU=QV)(p=const; QP=(U2-U1)+p(V2-V1)=(U2-pV2)-(U1+pV1). U+pV-теплосодержание с-мы (энтальпия (Н)). ΔН=Н21=QP

Изменение радиуса атомов в пределах одного периода и в пределах одной группы по мере роста порядкового номера элементов. Объяснение на основе строения атома.

Свойства атомов. Радиусы нейтральных атомов и ионов. Изменение их по периодам, группам и подгруппам А и Б. В квантовой химии радиусом называется расстояние от ядра до последнего максимума электронной плотности. Атомные радиусы зависят от заряда и положения атома в периодической сис-ме. Чем больше порядковый номер и чем меньше заряд ядра, тем больше радиус. В главных подгруппах сверху вниз радиусы увеличиваются. В побочных группах сверху вниз радиусы увеличиваются незначительно. Это объясняется тем, что у d-элементов заполняется предвнешние орбитали (эффект экранирования). Слева направо в периодах атомный радиус уменьшается, т.к. увеличивается заряд ядра. У ионов аналогично. У катионов радиусы всегда меньше, чем у нейтральных атомов, у анионов наоборот.

8.Ковалентная связь. Условия ее образования.

Основные характеристики ковалентной связи. Свойства ковалентной связи. Длина, насыщаемость, направленность, поляризуемость. Ковалентная связь характеризуется 3-мя св-вами: насыщаемостью, направленностью и поляризуемостью. Насыщаемость. Причиной этого является св-во насыщения хим. связи, которая и предопределяет формулу в-ва. При приближении 3-го атома к молекуле водорода электрон будет иметь одинаковое направление спина по отношению к одному из электронов в молекуле Н2. Это будет сопровождаться повышением энергии сис-мы, что приведет к отталкиванию 3-го атома. Таким образом в молекуле использованы обе возможности спина, т.е. происходит насыщение хим. связи. Направленность. В соответствии с основным положением метода ВС для образования хим. связи электронные облака ориентируются в направлении максимального перекрывания, при этом в образовании связи участвуют одноэлектронные облака. Учитывая, что форма эл. облака может быть различной, поэтому и способы перекрывания облаков различаются. В зависимости от этих способов перекрывания различают π и σ-типы связей. σ-связь образуется вдоль линии, соединяющей центры атомов. π-связь образуется по обе стороны о линии, соединяющей центры атомов. Таким образом в молекуле N2 имеется 1 σ-связь и 2 π-связи. Следует отметить, что в первую очередь образуется всегда σ-связь. Она является более прочной. Каждая последующая π-связь будет слабее предыдущей. Поляризация. При взаимодействии разных атомов образующаяся хим. связь всегда более или менее полярна. При взаимодействии эл. облаков подобного рода общая эл. плотность всегда смещается к более ЭО элементу. При этом этот элемент приобретает некоторый отрицательный заряд, а элемент, от которого оттянута общая эл. плотность, приобретает некоторый положительный заряд. Такое перераспределение эл. плотности приводит к образованию полюсов или диполя. Основной кол-венной хар-кой диполя является дипольный момент μ=ql (Дебай). Дипольный момент величина векторная и представляет собой векторную сумму дипольных моментов всех хим. связей в молекуле и несвязанных эл. пар. Длина. Длина связи хар-ет расстояние между атомами в молекуле . Чем меньше длина связи, тем связь прочнее.

10.Координационная и водородная связь. Условия их образования.

Донорно-акцепторный механизм образования химической связи. Один атом, ион или молекула предоставляет готовую эл. пару (донор). Ион, атом или молекула предоставляющая свободную орбиталь называется акцептором. При таком механизме между ядрами образуется область с повышенной эл. плотностью, что сопровождается выделением энергии.





Последнее изменение этой страницы: 2016-08-14; Нарушение авторского права страницы

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.237.205.144 (0.006 с.)