- •Введение
- •Раздел первый
- •1.2. Определение химии
- •1.3. Атомно-молекулярное учение
- •1.4. Основные стехиометрические законы химии
- •1.5. Значение химии в развитии техники
- •Глава 2. Строение атомов. Периодический закон и периодическая система химических элементов д.И. Менделеева
- •2.1. Первые модели строения атома
- •2.2. Квантово-механическая модель атома водорода
- •2.3. Квантовые числа
- •2.4. Атомные орбитали
- •2.5. Многоэлектронные атомы
- •2.6. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням у элементов малых периодов
- •2.7. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням у элементов больших периодов
- •2.8. Периодический закон д. И. Менделеева
- •2.9. Структура периодической системы химических элементов д. И. Менделеева
- •2.10. Свойства атомов элементов в периодической системе
- •2.11. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в периодической системе
- •Глава 3. Химическая связь и строение молекул
- •3.1. Развитие теории химической связи
- •3.2. Ковалентная связь. Кривая потенциальной энергии
- •3.3. Основные количественные характеристики ковалентной связи
- •3.4. Квантово – механическая теория валентности
- •3.5. Донорно – акцепторный механизм образования ковалентной связи
- •3.6. Свойства ковалентной связи
- •3.7. Метод молекулярных орбиталей
- •3.8. Ионная связь
- •3.9. Водородная связь
- •3.10. Межмолекулярное взаимодействие
- •Глава 4. Кристаллическое состояние вещества
- •4.1. Макроскопические свойства кристаллов
- •4.2. Внутреннее строение кристаллов
- •4.3. Виды элементарных ячеек
- •4.4. Металлическая связь
- •4.5. Реальные кристаллы и нарушения кристаллической структуры
- •Раздел второй
- •5.2. Первый закон термодинамики
- •5.3. Энтальпия образования химических соединений
- •5.4. Энтропия. Второй закон термодинамики
- •5.5. Третий закон термодинамики
- •5.6. Энергия Гиббса. Направленность химических реакций
- •164,9 КДж; 172,41 Дж/моль∙к;
- •Глава 6. Скорость химических реакций. Химическое равновесие
- •6.1. Влияние внешних факторов на скорость химических реакций
- •6.2. Химическое равновесие
- •6.3. Цепные реакции
- •6.4. Фазовые равновесия
- •6.5. Катализаторы и каталитические системы
- •Раздел третий растворы
- •Глава 7. Общие свойства растворов
- •7.1. Механизм процессов растворения
- •7.2. Способы выражения количественного состава растворов
- •100 ∙ 10,91 Моль % h2so4
- •7.3. Энергетика растворения
- •7.4. Свойства растворов неэлектролитов
- •7.5. Свойства растворов электролитов
- •7.6. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель
- •7.7. Произведение растворимости. Гидролиз солей
- •Глава 8. Окислительно-восстановительные реакции
- •8.1.Общие понятия об окислительно- восстановительных реакциях
- •8.2. Классификация окислителей и восстановителей
- •8.3. Количественная характеристика окислительно-восстановительных реакций
- •8.4. Методы составления уравнения окислительно-восстановительных реакций
- •8.5. Влияние факторов на характер и направление реакций
- •8.6. Типы окислительно-восстановительных реакций
- •Глава 9. Электрохимические процессы
- •9.1. Строение двойного электрического слоя
- •9.2. Гальванические элементы
- •9.3. Стандартный водородный электрод
- •9.4. Поляризационные явления в гальванических элементах
- •9.5. Химические источники тока
- •9.6. Аккумуляторы
- •9.7. Топливные элементы
- •9.8. Теоретические основы электролиза
- •9.9. Последовательность электродных процессов
- •9.10. Техническое применение электролиза
- •Глава 10. Коррозия и защита металлов
- •10.1. Общие сведения о коррозии
- •10.2. Классификация коррозионных процессов
- •10.3. Количественная и качественная оценка коррозии и коррозионной стойкости
- •10.4. Химическая коррозия
- •10.5. Электрохимическая коррозия
- •10.6. Методы защиты от электрохимической коррозии
- •Раздел четвертый
- •11.2. Электропроводность металлов, полупроводников и диэлектриков
- •11.3. Химические свойства металлов высокой проводимости
- •11.4. Электропроводимость металлов подгруппы меди
- •11.5. Химические свойства магнитных материалов
- •11.6. Магнитные свойства металлов семейства железа
- •Глава 12. Химическая идентификация и анализ вещества
- •12.1. Химическая идентификация вещества
- •12.2. Количественный анализ
- •12.3. Инструментальные методы анализа
- •Заключение
- •Библиографический список
- •Глава 1. Основные понятия химии. Предмет и задачи
- •Глава 2. Строение атомов. Периодический закон и
- •Глава 3. Химическая связь и строение молекул………..54
- •Глава 4. Кристаллическое состояние вещества………..103
- •Глава 12. Химическая идентификация и анализ
Глава 3. Химическая связь и строение молекул
3.1. Развитие теории химической связи
центральная проблема современной химии – учение о химической связи. Знание природы взаимодействия атомов в веществе позволяет понять причины многообразия химических соединений строения и механизм их образования.
Одновременно с развитием теории строения атомов развивалась и теория химической связи. В 1800 году Бертолле выдвинул гравитационную теорию, согласно которой химические силы возникают за счет взаимодействия масс, т.е. в результате гравитационного взаимодействия. И хотя эти силы нельзя отрицать, они не являются причиной химического взаимодействия, роль их ничтожно мала по сравнению с другими силами, приводящими к химическому взаимодействию.
В 1812 году шведским ученым Берцелиусом была предложена электрохимическая теория химической связи, согласно которой все атомы обладают положительным и отрицательным полюсами, причем у одних атомов преобладает положительный полюс, а у других – отрицательный. Атомы, у которых преобладают противоположные полюсы, притягиваются друг к другу. К электроположительным были отнесены атомы металлов, электроотрицательными являлись атомы неметаллов. Однако электрохимическая теория противоречила ряду фактов. Так, например, оставалось необъяснимым образование молекул, состоящих из одинаковых атомов (Н2,О2,Cl2и др.), которые обладали одноименными зарядами. По этой причине теория Берцелиуса перестала пользоваться признанием. Большой вклад в науку химической связи внес выдающий русский химик А.М. Бутлеров. В 1861 году он выдвинул теорию химического строения молекул. Основные положения этой теории сводятся к тому, что все атомы в молекуле соединены друг с другом в определенной последовательности, что валентность атомов стремится к насыщению и определяется числом химических связей, что свойства веществ зависят не только от их качественного и количественного состава, но и от их химического строения. Бутлеров предложил метод изображения молекул – структурные формулы - и показал, что атомы в молекуле могут влиять друг на друга. Теория А.М. Бутлерова получила дальнейшее подтверждение и развитие и является одним из фундаментальных законов современной химии. Однако в его теории не была вскрыта природа химической связи.
С открытием электрона и созданием в дальнейшем планетарной модели строения атома, а также теории, разработанной Нильсом Бором, возникают новые теории химической связи. Первое электронное представление о химической связи появилось в 1916 году, которое было предложено американским физико - химиком Льюисом. Он высказал предположение о том, что химическая связь имеет электрическую природу и возникает путем образования электронной пары, одновременно принадлежащей двум атомам. Эту связь назвали ковалентной.
В том же 1916 году немецкий ученый Коссель предположил, что при взаимодействии двух атомов один из них отдает, а другой принимает электроны, при этом первый атом превращается в положительно заряженный, а второй - в отрицательно заряженный ионы. Химическая связь осуществляется за счет электростатического притяжения ионов. На основе идей Косселя сформировались представления об ионнойсвязи.
В соответствии с современными представлениями о строении атома можно говорить лишь о вероятности нахождения электронов в поле атомных ядер. Данному пространственному положению атомных ядер отвечает определенное распределение электронной плотности. Выяснить, как распределяется электронная плотность по сути дела и означает описать химическую связь в веществе, но для этого, как известно, необходимо точное решение уравнения Шредингера, что пока осуществимо только для иона водорода (Н2+), состоящего из двух протонов и одного электрона, а также для водородоподобных частиц(He2+, Li2+). Для систем с двумя и большим числом электронов приходится применять приближенные решения.
Точность приближенных расчетов оценивается мерой их совпадения с экспериментально полученными сведениями о строении вещества и его свойствах.