Шпаргалка по "Физике"

 

За эффективный (ковалентный) радиус принимают половину межъядерного расстояния в ковалентной гомоядерной (молекула простого вещества) двухатомной молекуле (т.е. половина длины связи). Например: длина связи в молекуле F2, установленная методами рентгеноструктурного анализа и электронографии, основанной на изучении дифракции электронов, равна 1,28 нм. Следовательно эффективный радиус равен 0,64 нм. Следует отметить, что для твердых металлов атомные радиуса всегда больше длины связи: длина связи в молекуле Li2 равна 1,52 нм, а радиус атома лития 1.22 нм.

Значения атомных радиусов элементов находятся в периодической зависимости от атомного номера элемента. В периоде при движении слева направо наблюдается уменьшение атомных радиусов, т.к. увеличивается притяжение электронов к ядру, несмотря на силы отталкивания между электронами, количество которых увеличивается. При движении группах сверху вниз имеет место увеличение атомных радиусов из-за увеличения числа электронных слоев атома. Радиусы катионов меньше, а радиусы анионов больше, чем радиусы атомов.

ПОТЕНЦИАЛ ИОНИЗАЦИИ (П.И.).

П.И. – это энергия, затраченная в вакууме на удаление электрона из атома на бесконечно большое расстояние. Ме = Меn+ + е + I . (+) соответствует затрате энергии извне – система энергию получает.

Измеряется в электрон-вольтах или кДж. 1 эВ = 1.6 10-19Дж. Например: IСа= 6,11 эВ. Чем меньше потенциал ионизации, тем легче электрон оторвать от атома. Легче всего удалить первый электрон, затем второй и т.д., поэтому I1 < I2 < I3. Фактически, П.И. – это мера степени металлических свойств элемента. Чем меньше П.И., тем сильнее выражены металлические свойства атома.

В группе придвижении сверху вниз (с увеличением порядкового номера) наблюдается уменьшение П.И., что связано с увеличением атомных радиусов, большим расстоянием до ядра и. соответственно, меньшим притяжением к ядру. В периоде с увеличением порядкового номера – в основном, постепенное увеличение П.И., связанное с ростом заряда ядра и, соответственно с большим притяжением электронов к ядру. Однако есть исключения, связанные с особенностями электронной структуры атомов. Например, у атомов элементов 2 периода зависимость следующая (см рис).

ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ (ЭО)

ЭО – это обобщенная характеристика элемента, связанная с внешними электронами; характеризует способность атома, находящегося в соединении, притягивать (удерживать) электроны. Р.Малликен показал, что количественно ЭО характеризуется полусуммой потенциала ионизации и сродства к электрону: ЭО= I +E/2. Но поскольку экспериментально определить сродство к электрону практическфи невозможно, то Л.Полинг (лауреат Нобелевской премии 1932г.) ввел понятие относительной ЭО (ОЭО). По этой шкале ОЭО атома фтора (самого «электороотрицательного» элемента П.С.) была принята за 4,0; ОЭО лития – за 1,0. Из этих значений рассчитаны ОЭО остальных элементов.

Строго говоря, элементу нельзя приписать постоянную ЭО, т.к. она зависит от типа химической связи в соединении и его окружения. Л.Полинг рассчитывал разность абсолютных электроотрицательностей элементов, сравнивая энергии связи в молекуле АВ с энергиями связи в исходных молекулах А2 и В2, используя формулу: DЭО = 0,208 ЕАВ- (ЕААЕВВ)1/2, где Е - энергии связи в молекулах АВ, А2 и В2.

 

22.  Химическая связь. Типы химической связи, экспериментальные характеристики связей: энергия, длина, направленность, полярность.

Учение о строении вещества объясняет причины многообразия структуры веществ в различных агрегатных состояниях. Современные физические и физико-химические методы позволяют экспериментально определять структуру молекул.

Только благородные газы в природных условиях находятся в состоянии одноатомного газа. Свободные атомы остальных элементов образуют более сложные структуры – молекулы, ионы и другие соединения, имеющие более стабильные электронные конфигурации. Это явление носит название образование химической связи. Таким образом, химическая связь– это совокупность взаимодействий между электронами и ядрами, приводящих к соединению атомов в молекулы, ионы и др. частицы.

По своей природе химическая связь представляет собой взаимодействие между положительно заряженными ядрами и отрицательно заряженными электронами, а также электронов друг с другом. Единственным критерием химического взаимодействия атомов, ионов или молекул является изменение электронной плотности.

Образование устойчивой химической связи возможно, если:

а) образование нового соединения (структуры) сопровождается выделением энергии, т. е. энергия возникших частиц должна быть ниже энергии исходных;

б) в пространстве между ядрами частиц, образующих связь, электронная плотность возрастает. При этом происходит не просто наложение электронных плотностей каждого атома, а перераспределение электронной плотности в области химической связи (чем меньше размер связи, тем больше плотность и тем прочнее связь);

в) спины электронов взаимодействующих атомов должны быть антипараллельны, при этом электронные облака, обладающие волновыми свойствами, накладываются друг на друга в зоне между ядрами атомов, а в месте их перекрывания электронная плотность возрастает. Электронные облака с параллельными спинами при сближении отталкиваются друг от друга, и связь не возникает.

Любая химическая связь характеризуется длиной, прочностью, ориентацией, полярностью.

Длиной химической связи (rc) называют величину, измеряемую расстоянием между ядрами связываемых атомов. В качестве единицы измерения длины химической связи rc удобно использовать пикометр (пм): 1 пм = 10-12 м. Характерное значение для одинарной связи rc = 100 пм. Для молекулы воды rон = 97 пм. Длина связи определяется рентгеноструктурным анализом и другими физическими методами.

Прочность химической связи (Ес) – величина, измеряемая энтальпией ∆Нс образования связи. В качестве единицы измерения прочности химической связи используют кДж/моль. Характерное значение для одинарной связи ∆Нс = 400 кДж/моль. Для водорода ∆НН-Н = 430 кДж/моль, для воды ∆НО-Н = 456 кДж/моль.

Ориентация химической связи (aс) – величина, измеряемая углом между направлениями связей данного атома с соседними атомами молекулы. Угол aсназывают валентным. Единица измерения валентного угла aс – градус, значение которого может меняться от 90 до 180 0. Для воды aНОН = 104 0. Для диоксида углерода aОСО = 180 0.

Полярность химической связи (mс) – величина, измеряемая электрическим моментом данной связи. Химическая связь поляризуется, когда связываются два атома с разной ЭО. В результате на атоме с большим значением ЭО возникает избыточный отрицательный заряд -d, а на другом атоме с меньшим значением ЭО – избыточный положительный заряд +d.

Таким образом, при образовании химической связи действуют силы двух типов: сила притяжения между ядром одного атома и электроном другого и сила отталкивания между ядрами и электронами разных атомов. В результате образования химической связи атомы могут приобретать такую же электронную конфигурацию, как у благородных газов (1s2 или ns2p6), которые (за исключением гелия) имеют на внешней оболочке восемь электронов (октет). Стремление к созданию такой устойчивой электронной конфигурации получило название правило октета. Оноо справедливо как для ионной, так и для ковалентной связи.

Точное распределение электронов возможно только для небольшого числа молекул. Обычно используют приближенные методы расчета двух- и многоатомных систем с ковалентной связью: метод валентных связей (МВС) или метод молекулярных орбиталей (ММО). Эти два метода не исключают, а взаимно дополняют друг друга. МВС позволяет объяснить химические связи и свойства многих соединений. ММО обеспечивает общий подход ко всем типам химических соединений, его используют при программировании.

 

23.  Ковалентная связь и её свойства. Механизмы образования: обменный и донорно-акцепторный. Метод валентных связей.

Основные положения метода валентных связей, базирующиеся на квантово-механической теории строения атома, были разработаны Вальтером Гейтлером и Фритцем Лондоном в 1928 году. В последующем значительный вклад в развитие этого метода внесли Лайнус Полинг и Джон Слейтер. С точки зрения этого метода:

1. В образовании связи  участвуют только электроны внешней  электронной оболочки атома (валентные  электроны).

2. Химическая связь образуется  двумя валентными электронами  различных атомов с антипараллельными  спинами. При этом происходит перекрывание электронных орбиталей и между атомами появляется область с повышенной электронной плотностью, обусловливающая связь между ядрами атомов. Таким образом, в основе МВС лежит образование двухэлектронной, двухцентровой связи.

3. Химическая связь осуществляется  в том направлении, в котором обеспечивается наибольшее перекрывание атомных орбиталей.

4. Из нескольких связей  данного атома наиболее прочной будет связь, которая получилась в результате наибольшего перекрывания атомных орбиталей.

5. При образовании молекул  электронная структура (кроме внешней  электронной оболочки) и химическая  индивидуальность каждого атома  в основном сохраняются.

Известны два механизма образования общих электронных пар: обменный и донорно-акцепторный.

ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ объясняет образование ковалентной химической связи участием в ней двух электронов с антипараллельными спинами (по одному от каждого атома).

ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ предполагает образование ковалентной химической связи за счет неподеленной пары (не участвовавшей ранее в образовании связи) одного из связывающихся атомов и вакантной орбитали другого атома. Например, при сближении молекулы аммиака и иона водорода неподеленная пара электронов атома азота занимает вакантную орбиталь иона водорода. Это приводит к образованию общей электронной пары и, следовательно, к образованию химической связи между ними. Первый атом называют ДОНОРОМ, второй — АКЦЕПТОРОМ. Вещества, в которых есть химические связи донорно-акцепторного происхождения, широко распространены среди неорганических соединений. Большая часть таких соединений относится к так называемым комплексным соединениям.

Свойства ковалентной связи

Ковалентная связь обладает рядом важных свойств. К их числу относятся: насыщаемость и направленность.

НАСЫЩАЕМОСТЬ — характерное свойство ковалентной связи. Она проявляется в способности атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Это связано с тем, что одна орбиталь атома может принимать участие в образовании только одной ковалентной химической связи. Данное свойство определяет состав молекулярных химических соединений. Так, при взаимодействии атомов водорода образуется молекула Н2, а не Н3. С точки зрения МВС третий атом водорода не может присоединиться, так как спин его электрона окажется параллельным спину одного из спаренных электронов в молекуле. Способность к образованию того или иного числа ковалентных связей у атомов различных элементов ограничивается получением максимального числа неспаренных валентных электронов.

НАПРАВЛЕННОСТЬ — свойство ковалентной связи, определяющее геометрическую структуру молекулы. Причина направленности связи заключается в том, что перекрывание электронных орбиталей возможно только при их определенной взаимной ориентации, обеспечивающей наибольшую электронную плотность в области их перекрывания. В этом случае образуется наиболее прочная химическая связь.

 

24.  Свойства ионной связи.

Ионная связь – связь за счет электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов: катионов и анионов. Ионная связь возникает при взаимодействии атомов с разностью электроотрицательности > 2. В этом случае за счет смещения электронной плотности атомы превращаются в ионы (электронная пара полностью переходит во владение наиболее электроотрицательного атома) Rb + F → Rb+ : F-

NaCl; χ (Na)=0,9; χ (Cl)=3,1; D χ =χ (Cl)- χ (Na)=3.1-0.9=-2,2.

Ионы-это заряженные частицы, превращающиеся в атомы путем принятия или отдачи электронов.Ионы принято рассматривать , как заряды со сферической симметрией силового поля, а взаимодействие таких зарядов ненасыщаемо и ненаправляемо.

Каждый ион в ионном кристалле окружает себя на близком расстоянии таким числом противо-ионов, которое может геометрически разместить.

Понятие молекулы для ионного соединения : из-за ненасыщенности и ненаправленности молекулы ионной связи носят условный характер.

Формула в молекуле ионного соединения показывает лишь простейшие соотношения между количествами катионов и анионов в макрокристалле вещества.

Строение

1. Ионны в кристале упаковываются  таким образом, чтобы одноименные  находились как можно дальше (мин  отталкивались), а различные как  можно ближн (мах притяжение).

По этой причине ионные кристалы характерезуются принципом плотнейшей упаковки.

Вокруг каждого ионна может располагаться ограниченное число противо-ионнов.

Это число называется координационным чилом (к.ч.) f (rкатион/rанион).

2. В ионном кристале  нельзя выделить реально существующую  структурную единицу (молекулу). Молекула  для ионного вещества – условная  формульная единица. Она лишь  показывает соотношение кол-ва  катионов и анионов в макрокристале  вещества. NaCl AlCl3

1:1 1:3

Свойства веществ с ионной связью

1) Прочные и Твердые, Есв = 500÷1000 кДж/моль;

2) Хрупкие - не выдерживают  воздействий, приводящих к смещению  ионных слоев;

3) Не проводят эл ток  и тепло (с твердом состоянии), т.к нет свободных электронов

 

 

Примеры веществ с ионной связью.

К веществам с ионной связью относятся все соли, образованные органически и неорганически,

соединения между наиболее активными Ме и НеМе,

Если НеМе более активен чем Ме => между ними ионная связь.

 

25.  Метод молекулярных орбиталей. Применение метода ЛКАО для определения энергии и формы молекулярных орбиталей. Связывающие и разрыхляющие МО. Кратность связи.

Метод молекулярных орбиталей (ММО)

Метод валентных связей в большинстве случаев позволяет получать правдивую информацию о структуре и свойствах различных молекул и ионов. Однако имеется ряд экспериментальных фактов, которые не могут быть объяснены на основании этого метода. Так, не удается объяснить магнитные свойства ряда веществ (О2, В2 и др.) и существование молекул с нечетным числом электронов (NО и др.).