- •Министерство образования и науки российской федерации
- •«Тюменский государственный нефтегазовый университет» г.К.Севастьянова, т.М.Карнаухова Общая химия
- •Оглавление
- •1.2. Основные понятия химии
- •1.3. Основные законы химии
- •2. Современная теория строения атома. Периодический закон и система элементов д.И. Менделеева
- •2.1. Общие положения
- •2.2. Развитие представлений о строении атома
- •2.3. Квантово – механическая модель атома водорода. Исходные представления квантовой механики
- •2.4. Модель состояния электрона в атоме
- •2.5. Квантовые числа
- •2.6. Электронные конфигурации (формулы) элементов
- •2.7. Порядок заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах
- •2.8. Электронные семейства элементов
- •2.9. Понятие об электронных аналогах
- •2.10. Периодический закон и периодическая система элементов д.И. Менделеева
- •2.11. Структура периодической системы химических элементов д. И. Менделеева
- •2.12. Периодическая система д.И. Менделеева и электронная структура атомов
- •2.13. Периодичность свойств элементов
- •3.Химическая связь и строение молекул
- •3.1. Основные понятия и определения
- •3.2. Теория метода валентных связей
- •3.3. Ковалентная связь
- •3.4. Насыщаемость ковалентной связи
- •3.5. Направленность ковалентной связи
- •3.6. Полярность и поляризуемость химической связи
- •3.7. Полярность молекул (типы ковалентных молекул)
- •3.8. Алгоритм выполнения заданий по теме «Химическая связь. Строение молекул»
- •3.8. Ионная связь
- •3.9. Металлическая связь
- •4. Основные классы неорганических соединений
- •4.1. Классификация веществ
- •4.2. Оксиды
- •4.3. Гидроксиды
- •4.4. Кислоты
- •4.5. Основания
- •4.6. Соли
- •5. Энергетика и направленность химических процессов (элементы химической термодинамики)
- •5.1 Основные понятия и определения
- •5.2. Первый закон термодинамики
- •5.3. Тепловой эффект химической реакции. Термохимия. Закон Гесса
- •5.4. Энтропия
- •5.5. Свободная энергия Гиббса
- •5.6. Свободная энергия Гельмгольца
- •6. Химическая кинетика
- •6.1. Основные понятия химической кинетики
- •6.2. Влияние природы реагирующих веществ
- •6.3. Закон действующих масс
- •6.4. Зависимость скорости химической реакции от температуры
- •6.5. Влияние катализатора
- •7. Химическое равновесие
- •7.1. Общие представления о химическом равновесии. Константа химического равновесия
- •7.2. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье
- •7.3. Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса
- •8. Дисперсные системы. Растворы
- •8.1. Дисперсные системы и их классификация
- •8.2. Общая характеристика растворов
- •8.3. Способы выражения концентрации растворов
- •8.4. Растворимость
- •8.5. Природа жидких растворов
- •8.6. Типы и свойства растворов
- •8.7. Свойства растворов неэлектролитов
- •8.8. Растворы электролитов
- •2. Температура.
- •3. Концентрация раствора.
- •4. Наличие одноименных ионов.
- •8.9. Равновесия и обменные реакции в растворах электролитов
- •8.10. Гидролиз солей
- •8.11. Комплексные соединения
- •9. Окислительно-восстановительные реакции
- •9.1. Общие понятия и определения
- •1. Метод электронного баланса.
- •2. Метод ионно-электронный (метод полуреакций; метод ионно-электронного баланса).
- •9.2. Восстановители и окислители
- •Важнейшие восстановители и окислители
- •9.3. Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции
- •Кислая среда (рн 7)
- •9.4. Типы окислительно-восстановительных реакций
- •9.5. Окислительно – восстановительные (электродные) потенциалы
- •9.6. Направление протекания окислительно-восстановительных реакций
- •10. Электрохимические процессы
- •10.1. Гальванические элементы (химические источники электрического тока)
- •10.2. Электролиз
- •10.3. Коррозия металлов
- •10.4. Защита металлов от коррозии
- •11. Свойства металлов
- •11.1. Физические свойства металлов
- •11.2. Химические свойства металлов
- •Очень разб.
- •Литература
- •Приложение 1 Электронные конфигурации элементов
- •625000, Г. Тюмень, ул. Володарского, 38
- •625039, Г. Тюмень, ул. Киевская, 52
3.8. Алгоритм выполнения заданий по теме «Химическая связь. Строение молекул»
Написать электронные формулы валентных электронов в атомах, входящих в состав молекулы
Расположить валентные электроны по квантовым ячейкам в основном или возбужденном состоянии атомов.
Определить электроны, участвующие в образовании химических связей (определить валентность атомов элементов).
Изобразить перекрывание валентных электронных облаков атомов с учетом возможности их гибридизации и требования их максимального перекрывания. Определить количество, тип связей, механизм их образования.
Определить геометрическую форму молекулы (для наглядности изобразить химические связи черточками).
Примечания:а) молекулы общей формулыАВ2 с sp-гибридизацией центрального атома А имеют линейную форму:
Угол между связями ВАВ равен 1800. |
б) молекулы общей формулы АВ3с sp2-гибридизацией центрального атома А имеют форму плоского треугольника:
Угол между связями ВАВ равен 1200. |
в) молекулы общей формулы АВ4с sp3-гибридизацией центрального атома А имеют форму тетраэдра:
Угол между связями ВАВ равен 109028`. |
г) молекулы общей формулы АВ3(или АВ3Е, где Е – несвязывающая электронная пара центрального атома А) с sp3-гибридизацией центрального атома А имеют форму тригональной пирамиды (NH3, NF3и другие молекулы, образованные аналогами азота):
Угол между связями ВАВ равен 107,3. |
д) молекулы общей формулы АВ2(или АВ2Е2, где Е – несвязывающая электронная пара центрального атома А) с sp3-гибридизацией центрального атома А имеют форму тригональной пирамиды (H2О, H2Sи другие молекулы, образованные аналогами кислорода):
Угол между связями ВАВ равен 104,50. |
е) пункты а), б), в) касаются строения молекул, рассмотренных с применением теории гибридизации Полинга, пункты г) и д) – теории полной гибридизации Джиллеспи.
Определить полярность химических связей на основании расчета разности относительных электроотрицательностей (ЭО) элементов:
а) если ЭО 0, связи 0, связь полярна, нужно указать вектор связи связи;
б) если ЭО = 0, связи = 0, связь неполярна и вектор связи связи отсутствует.
Определить полярность молекулы (определить электрический момент диполя молекулы м-лы), используя табл. 3.2:
n → m →
м-лы = (связи)i + (несвяз.эл.пары)j.
i=1 j=1
Несвязывающие электронные пары, расположенные на гибридных орбиталях (теория Джиллеспи), имеют собственный электрический момент диполя (направление от ядра центрального атома по оси расположения гибридной АО).
а) если м-лы = 0, молекула неполярна;
б) если м-лы 0, молекула полярна.
3.8. Ионная связь
При взаимодействии двух атомов, обладающих весьма различными электроотрицательностями, общая пара электронов может быть практически полностью смещена к атому с большей электроотрицательностью. В результате образуются две заряженные частицы – два иона, между которыми действуют силы электростатического притяжения.
Связь, которая осуществляется в результате образования и электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов, называется ионной.
Например, ионная связь возникает между цезием и фтором, разница ЭО у которых составляет более трёх единиц. К типичным соединениям с ионной связью относятся галогениды щелочных металлов, например CsF, CsCl, NaCl.
Ионная связь характеризуется:
ненаправленностью, так как электрическое поле иона имеет сферический характер и равноценно во всех направлениях;
ненасыщаемостью, поскольку при взаимодействии ионов не происходит полной взаимной компенсации их силовых полей (рис. 3.16) и ионы сохраняют способность электростатически взаимодействовать с другими ионами.
Из-за отсутствия у ионной связи направленности и насыщаемости каждый ион окружен ионами противоположного знака, число которых определяется размерами и силой отталкивания одноименно заряженных ионов. Поэтому соединения с ионной связью представляют собой кристаллические вещества. Весь кристалл можно рассматривать как единую гигантскую молекулу, состоящую из очень большого числа ионов. Лишь при высоких температурах, когда вещество переходит в газообразное состояние, ионные соединения могут существовать в виде неассоциированных молекул.
Теория ионной связи разработана в 1916 г. немецким ученым В. Косселем. Согласно этой теории, устойчивой конфигурацией является оболочка инертного газа s2p6. Все атомы, участвующие в химическом взаимодействии, стремятся приобрести устойчивую оболочку инертного газа. При этом атомы металлов отдают свои валентные электроны, приобретая оболочку предыдущего инертного газа и положительный заряд. Атомы неметаллов принимают электроны, приобретая оболочку последующего инертного газа и отрицательный заряд. Например:
К 3s23p64s1 – 1eˉ K+ 3s23p6;
F 2s22p5 + 1eˉ F2s22p6.
Полного перехода электрона от одного атома к другому в действительности не происходит даже в типичных ионных соединениях – галогенидах щелочных металлов. Например, в кристалле NaCl эффективный отрицательный заряд атома хлора составляет лишь 0,94 заряда электрона; таким же по абсолютной величине положительным зарядом обладает и атом натрия. Нельзя провести точную границу между ионной связью и ковалентной полярной связью, можно оценивать только степень ионности связи, которая количественно характеризуется эффективными зарядами атомов () в молекуле. Можно сказать, что ионная связь является предельным случаем ковалентной полярной связи, для которой эффективный заряд атомов по абсолютной величине близок к единице. Принято считать связь ионной, если разность электроотрицательностей атомов (ЭО) больше 1,9 или 0,5. Таким образом, природа химической связи едина и существующее различие между видами связей имеет количественный характер.
Свойства ионов:
1.Ионы обладают поляризующим действием – способностью деформировать, смещать электронную оболочку соседнего иона. В большей степени этим свойством обладают катионы. Поляризующее действие зависит, во-первых, от заряда и радиуса иона: чем больше заряд и меньше радиус иона, тем сильнее его поляризующее действие. Например:
а) Pb0 Pb2+Pb4+
r, Å 1,74 1,32 0,84
-------------------------------------->
поляризующее действие усиливается;
б) Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+
---------------------------------------------------------->
радиус ионов увеличивается, поляризующее действие уменьшается.
Во-вторых, чем больше электронов имеет катион металла на внешнем энергетическом уровне, тем больше его поляризующее действие.
Например, в ряду: Ca2+(8eˉ), Fe2+(14eˉ), Zn2+(18eˉ)1поляризующее действие ионов усиливается.
2. Поляризуемость – это способность иона деформироваться под действием электрического поля соседнего иона. У ионов с одинаковым зарядом и одинаковым строением внешней электронной оболочки поляризуемость возрастает с увеличением размеров ионов. Например:
а) Li+Na+K+Rb+Cs+
---------------------------------------------------------->
радиус ионов увеличивается, поляризуемость возрастает;
б) F-Cl-Br-I-
---------------------------------------------------------->
радиус ионов увеличивается, поляризуемость возрастает.
Легче поляризуются отрицательно заряженные ионы (анионы). Их размеры по сравнению с атомами возрастают, отталкивание между электронами увеличивается и поляризуемость возрастает. В первом приближении можно считать, что деформации подвергается только внешняя электронная оболочка иона.