Читайте также:
|
Кулоновские силы притяжения, возникающие при взаимодействии заряженных ионов, сильные и действуют одинаково во всех направлениях. В результате этого расположение ионов упорядочивается в пространстве определенным образом, образуя ионную кристаллическую решётку. Вещества с ионной КР при обычных условиях находятся в кристаллическом состоянии, они имеют высокие температуры плавления и кипения.
Металлы и их сплавы кристаллизуются в форме металлических решёток. Узлы в металлической решётке заняты положительными ионами металлов. Валентные электроны, отделившиеся от атомов металлов и оставшиеся в узлах кристаллической решётки ионы, более или менее свободно перемещаются в пространстве между катионами и обуславливают электрическую проводимость металлов. Между ионами и свободными электронами возникают электростатические взаимодействия, которые и являются причиной возникновения металлической связи.
Металлическая связь имеет сходство как с ионной (образуется за счёт взаимодействия между заряженными частицами: электронами и ионами), так и с ковалентной (происходит обобществление электронов, но в отличии от ковалентной связи, где электроны локализованы около определенных атомов, электроны в металлах обобществляются для всего кристалла). Свободные электроны иногда называют электронным газом.
Катионы в металлических решётках не обладают поступательным движением, а совершают колебания вокруг положения узлов решётки. Амплитуда этих колебаний возрастает при повышении температуры, а при достижении температуры плавления металла решётка разрушается. Температура плавления металлов, как правило возрастает с увеличением числа валентных электронов в их атомах
СПЛАВЫ.
Смеси двух или более индивидуальных металлов называются сплавами. В сплавах могут присутствовать в небольших количествах и некоторые неметаллы(углерод, сера, кремний). Распространенным методом получения сплавов является совместное нагревание их составных частей до полного расплавления смеси. Однако некоторые металлы не сплавляются друг с другом в любых отношениях.
Металлические сплавы можно классифицировать так: твёрдые растворы внедрения (часть межузельных полостей решётки занята атомами другого элемента, например атомы углерода в железе-чугун и стали); твёрдые растворы замещения (часть атомов основного вещества заменена на атомы примесного элемента-оловянный припой-64 части олова и 36-свинца); смеси индивидуальных кристаллов металлов; смеси кристаллов интерметалических соединений (сплавляемые металлы образуют химические соединения-в бронзе присутствует соединение Cu3Sn)
Ван-дер-Ваальсовы силы — силы межмолекулярного (и межатомного) взаимодействия с энергией 10 — 20 кДж/моль. Этим термином первоначально обозначались все такие силы, в современной науке он обычно применяется к силам, возникающим при поляризации молекул и образовании диполей. ОткрытыЯ. Д. ван дер Ваальсом в 1869 году.
Ван-дер-Ваальсовы силы межатомного взаимодействия инертных газов обусловливают возможность существования агрегатных состояний инертных газов (газ, жидкостьи твёрдые тела).
К ван-дер-ваальсовым силам относятся взаимодействия между диполями (постоянными и индуцированными). Название связано с тем фактом, что эти силы являются причиной поправки на внутреннее давление в уравнении состояния реального газа Ван-дер-Ваальса. Эти взаимодействия, а также водородные связи, определяют формирование пространственной структуры биологических макромолекул.
Ван-дер-ваальсовы силы также возникают между частицей (макроскопической частицей или наночастицей) и молекулой и между двумя частицами
15. Метод валентных связей. Представление о гибридизации атомных орбиталей. Геометрия многоатомных молекул: модель Гиллеспи.
Метод валентных связей (МВС) иначе называют теорией локализованных электронных пар, поскольку в основе метода лежит предположение, что химическая связь между двумя атомами осуществляется с помощью одной или нескольких электронных пар, которые локализованы преимущественно между ними. В отличие от ММО, в котором простейшая химическая связь может быть как двух-, так и многоцентровой, в МВС она всегда двухэлектронная и обязательно двухцентровая. Число элементарных химических связей, которые способен образовывать атом или ион, равно его валентности. Так же, как и в ММО, в образовании химической связи принимают участие валентные электроны. Волновая функция, описывающая состояние электронов, образующих связь, называется локализованной орбиталью (ЛО).
Отметим, что электроны, описываемые ЛО, в соответствии с принципом Паули должны иметь противоположно направленные спины, то есть в МВС все спины спарены, и все молекулы должны быть диамагнитны. Следовательно, МВС принципиально не может объяснить магнитные свойства молекул.
Тем не менее, принцип локализованных связей имеет ряд важных преимуществ, одно из которых – его чрезвычайная наглядность. МВС достаточно хорошо, например, предсказывает валентные возможности атомов и геометрию образующейся молекулы. Последнее обстоятельство связано с так называемой гибридизацией АО. Она была введена для объяснения того факта, что двухэлектронные двухцентровые химические связи, образованные за счет АО в разных энергетических состояниях, имеют одинаковую энергию. Так, Be*(2 s 11 p 1), B*(2 s 12 p 2), C*(2 s 12 p 3) образуют за счет s - и p -орбиталей соответственно две, три и четыре связи, а потому одна из них должна быть прочнее других. Однако опыт показывает, что в BeH2, BCl3, CH4 все связи равноценны. У BeH2 угол связи равен 180°, у BCl3 – 120°, а у CH4 – 109°28'.
Согласно представлению о гибридизации, химические связи образуются смешанными – гибридными орбиталями (ГО), которые представляют собой линейную комбинацию АО данного атома (s - и p -АО Be, B, C), обладают одинаковыми энергией и формой, определенной ориентацией в пространстве (симметрией). Так s - и p -орбитали дают две sp -ГО, расположенные под углом 180° друг относительно друга.
| sp | 180°
| H–Be–H, HC≡CH | ||
| sp 2 | 120°
| H2C=CH2, C6H6, BCl3 | ||
| sp 3 | 109°28'
| [NH4]+, CH4, CCl4, H3C–CH3 | ||
| sp 2 d | 90°
| [Ni(CN)4]2–, [PtCl4]2– | ||
| sp 3 d или dsp 3 | 90°, 120°
| PCl5 | ||
| d 2 sp 3 или sp 3 d 2 | 90°
| [Fe(CN)6]3–, [CoF6]3–, SF6 |
Гибридные орбитали и геометрия молекул
Модель Гиллеспи основывается на предположении о том, что связь осуществляется за счет пары электронов, а геометрическое строение молекул/ионов определяется общим числом электронных пар, окружающих центральный атом. При этом выполняются следующие правила:
· Электронные пары, поделенные и неподеленные, располагаются вокруг центрального атома так, чтобы их отталкивание было минимальным, т.е. на максимально удаленном расстоянии друг от друга
· Неподеленная электронная пара занимает больший объем, чем поделенная
· Объем занимаемой связующей электронной пары тем меньше, чем ьольше электроотрицательность атома, связанного с центральным
· Две электронные пары с двойной связью занимают больший объем, чем одна пара одинарной связи
Недостатки модели Гиллеспи
· Неприменимость к большинству соединений d-, s-элементов
· Неприменимость к соединениям с существенной доли ионности связи
· Невозможность предсказать геометрию молекул/ионов с инертной неподеленной электронной парой
16. Метод молекулярных орбиталей. Основные понятия. Двухцентровые двухэлектронные молекулярные орбитали. Энергетические диаграммы двухатомных гомоядерных молекул, образованных элементами 1-го и 2-го периодов. Магнитные свойства. Корреляции между порядком связи и энергией ионизации. Энергетические диаграммы простейших гетероядерных молекул (CO, HF, LiH, H2O).
В методе МО предполагают, что в молекуле, как и в атоме, можно построить набор разрешенных дискретных энергетических уровней и соответствующих им волновых функций (молекулярных орбиталей), описывающих поведение электрона в молекуле. На каждом энергетическом уровне может располагаться не более двух электронов. Для построения волновых функций МО часто используют атомные орбитали (АО), описывая каждую МО yi как линейную комбинацию АО (МО ЛКАО).
Выбор такого представления МО физически достаточно понятен: вблизи каждого ядра в молекуле поведение электрона должно быть похожим на его поведение в атоме и описываться соответствующими данному атому АО. При этом приближенное решение (так как для молекул уравнение Шредингера может быть решено только приближенно!) хотя бы в этих областях будет достаточно корректным. В области между ядрами МО будет описываться суперпозицией АО. Задача нахождения волновых функций МО при этом сводится к нахождению коэффициентов. Помимо этого, для каждой МО необходимо определить соответствующую ей энергию.
17. Молекула водорода и методы ее описания. Метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей. Приближение ЛКАО. Перекрывание атомных орбиталей, сигма и пи связи, порядок (кратность) связи. Химическая связь в частицах H2, H2- и H2+ с позиции методов МО и ВС.
18. Химическая связь в гомоядерных двухатомных молекулах элементов второго периода с позиции методов МО и ВС. Схемы МО для молекул начала и конца второго периода. Изменение порядка связи, энергия связи, длины связи при переходе от Li2 к Ne2. Особенности молекул B2 и O2. Прочность связи в молекуле N2
19. Ковалентная связь в многоатомных молекулах. Донорно-акцепторное взаимодействие. Локализованная и делокализованная связь. Трехцентровые связи. Направленность и насыщаемость химической ковалентной связи. Теория отталкивания электронных пар валентной оболочки и пространственная структура молекул
Донорно-акцепторное взаимодействие — перенос заряда между молекулами донора и акцептора без образования между ними химической связи (обменный механизм); или передача неподеленной электронной пары от донора к акцептору, приводящей к образованию связи (донорно-акцепторный механизм).
|
Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или по донорно-акцепторному механизму, если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору).
20. Вапвап
21. Межмолекулярные взаимодействия. Силы Ван-дер-Ваальса. Дисперсное, дипольное и другие виды межмолекулярных взаимодействий.
Межмолекулярное взаимодействие – взаимодействие между молекулами/атомами, не приводящее к образованию ковалентных связей.
Межмолекулярное взаимодействие имеет электростатическую природу. Первую формулировку силам межмолекулярного взаимодействия дал в 1871 г. Ван-дер-Ваальса. Силы межмолекулярного взаимодействия можно подразделить на индукционные, дисперсионные и ориентационные.
Силы межмолекулярного взаимодействия называются ван-дер-вальсовыми. Они слабее ковалентных сил, но проявляются на больших расстояниях. В основе их взаимодействия лежит электростатическое взаимодействие диполей.
Если вещество состоит из полярных молекул, то в конденсированном состоянии соседние молекулы диполей ориентируются по отношению друг к другу противоположно заряженными полюсами, наблюдается их взаимное притяжение.
В случае если вещество состоит из неполярных, но способных к поляризации молекул, наблюдается образование индукционных диполей.
Индукционное взаимодействие – взаимное притяжение молекул друг к другу.
Дисперсное взаимодействие – один из типов межмолекулярного взаимодействия, возникающий между двумя любыми молекулами независимо от наличия у них собственного дипольного момента.
Ориентационное взаимодействие – обусловлено наличием двух полярных молекул, с увеличением температуры энергия этого взаимодействия снижается.
Диполь-дипольное взаимодействие – взаимодействие между диполями электрическими или диполями магнитными. Каждый электрический/магнитный диполь создает в окружающем пространстве электрическое поле воздействия на другие диполи.
Энергетические характеристики химических реакций. Первое начало термодинамики. Превращения энергии и работы в химических процессах. Термохимия. Понятие об энтальпии. Закон Гесса. Стандартное состояние и стандартная энтальпия образования вещества. Термохимические циклы. Расчет тепловых эффектов реакции. Энтальпия.
1-й закон термодинамики: теплота, сообщенная системе извне, расходуется на увеличение внутренней энергии и на работу, совершенную системой (ΔU=Q - Aрасш – W)
Постулаты 2-го закона термодинамики:
· Невозможно осуществить перенос тепла от более холодного тела к более горячему, не затрагивая на это работу
· Теплота более холодного тела из участвующих в процессе не м.б. источником работы
· В изолированных системах самопроизвольно идут процессы, при которых увеличение энтропии.
3-й закон термодинамики: энтропия идеального кристалла индивидуального вещества при температуре абсолютного нуля равна нулю.
Термодинамика – раздел, в котором изучается преобразование разных видов энергии в системах.
Термохимия – раздел, в котором изучаются тепловые эффекты реакции, превращения тепловой и химической энергии, применение первого начала термодинамики.
Первое начало термодинамики: энергия неуничтожима и не сотворена, она может только переходить из одной формы в другую.
· Энтальпия всегда возрастает при переходе из конденсированного состояния в парообразное
· Энтальпия возрастает при растворении твердого/жидкого вещества, причем чем больше степень диссоциации, тем заметнее увеличивается энтальпия. При растворении газов энтальпия уменьшается
· Чем сложнее состав вещества, тем больше его энтальпия
· В химических реакциях энтальпия возрастает, в результате возрастает количество газообразных веществ
Закон Гесса: тепловой эффект химической реакции зависит от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.
Второе начало термодинамики. Понятие энтропии. Уравнение Больцмана. Изменение энтропии при фазовых и химических превращениях. Стремление к максимуму энтропии в изолированных системах как характеристика возможности самопроизвольного протекания реакции. Оценка знака изменения энтропии в химической реакции.
Согласно второму началу термодинамики теплота не может самопроизвольно без компенсации переходить от холодного тела к горячему без затраты энергии.
Энтропия – мера беспорядка в системе. она тем выше, чем больше способов реализации макросостояния.
· Энтропия всегда увеличивается при переходе из конденсированного состояния в парообразное.
· Энтропия возрастает при растворении твердых или жидких веществ, причем чем больше степень диссоциации, тем заметнее увеличивается энтропия. При растворении газов энтропия уменьшается.
· Чем сложнее состав вещества, тем выше его энтропия
· В химических реакциях энтропия возрастает, если увеличивается количество газообразных веществ
Любая система стремится к минимуму энтальпии и максимуму энтропии.
Энтропия уменьшается, но выделяется большое количества теплоты, т.е. самопроизвольное протекание процесса способствует уменьшении энтальпии.
Математическая связь энтропии с числом микросостояний установил Больцман в конце 19 в., выразив его уравнением S=k*lnqu,v
lnqu,v – термодинамическая вероятность данного состояния системы при определенном запасе внутренней энергии U и объеме V; k=1,38*10-23 – постоянная Больцмана.
Энергия Гиббса. Уменьшение энергии Гиббса как термодинамическая возможность самопроизвольного протекания процесса в закрытых системах. Стандартное изменение энергии Гиббса в реакции. Зависимость изменения энергии Гиббса от температуры, давления и концентрации реагирующих веществ
Энергия Гиббса – величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции. G=U+pV-TS
U – внутренняя энергия, p – давление, V – объем, S – энтропия
При постоянных давлении и температуре самопроизвольно протекают только такие химические реакции, которые сопровождаются уменьшением энергии Гиббса.
Стандартное изменение энергии Гиббса в ходе химической реакции равно сумме стандартных энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энергий Гиббса образования исходных веществ.
Кинетика и механизмы химических реакций. Скорость химической реакции и определяющие факторы. Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов. Кинетическое уравнение реакции. Порядок реакции. Правило Вант-Гоффа. Константа скорости реакции и ее зависимость от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Энергетическая диаграмма реакции. Координата реакции. Понятие о механизме реакции.
Скорость химической реакции - изменение количества 1-го из реагирующих веществ за единицу времени в единице
Скорость химической реакции зависит от факторов:
· природы и концентрации исходных веществ
· давление, температура
· наличие катализатора
· степень измельчения поверхности твердых веществ
Химическая кинетика – это раздел химии занимающийся изучением скорости химической реакции и ее скорости от различных факторов
Гомогенные реакции – протекают во всем объеме реакционной смеси
Гетерогенные реакции – протекают на поверхности раздела фаз
Важнейшее влияние на скорость химической реакции оказывает концентрация молекул, чем она выше, тем чаще происходит соударение частиц и тем выше скорость химической реакции
Зависимость скорости химической реакции концентрации реагирующих веществ выражается законом действующих масс
Закон действующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а так же зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ
Правило Вант-Гоффа: при увеличении температуры на 10 градусов, скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза
Константа скорости реакции – коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении
При увеличении температуры скорость химической реакции увеличивается, и при этом реакция реагирующих веществ не меняется àconst скорости будет изменяться с изменением температуры
Энергия активации – это минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе, чтобы произошла реакция
Уравнение Аррениуса устанавливает зависимость константы скорости химической реакции от температуры Eа – энергия активации =Kа*еEa/RT. е - экспонента
Координата реакции – это величина характеризующая изменение многоатомной в системе ее химического превращении из реагентов в продукты реакции
Механизм химической реакции – природа взаимодействия реагирующих частиц, характера разрыва связей, изменяющейся энергии химической системы на всем пути ее перехода из исходного в конечное состояние.
Дата добавления: 2015-02-16; просмотров: 213 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав |
