Федеральное агентство железнодорожного транспорта

Челябинский институт путей сообщения

Филиал ГОУВПО «Уральского государственного университета путей сообщения»

(УрГУПС)

Кафедра естественнонаучных дисциплин

Е.А. Коновалова

Л.А. Шкатова

Химия

Конспект лекций для студентов всех специальностей дневной и заочной формы обучения

Челябинск

2008

Конспект лекций утвержден на заседании кафедры естественнонаучных дисциплин от 12 апреля 2007 г. (протокол № 6)

Тексты лекций по химии предназначены для студентов дневного и заочного отделений всех специальностей. Общетеоретическую базу лекций составляют учение о строении вещества, термодинамика и кинетика химических реакций, теории обменных и окислительно-восстановительных процессов. При изложении химической связи рассматриваются методы валентной связи и молекулярных орбиталей. Включены лекции по химии металлов, элементы органической химии и полимеров, а также химическая идентификация и анализ вещества. Тексты лекций по химии рекомендуются для самостоятельной работы студентов дневной и заочной форм обучения.

Оглавление

Введение 4

Лекция № 1 «Строение атома» 5

Лекция № 2 «Периодическая система элементов Д.И. Менделеева» 9

Лекция № 3 «Химическая связь и строение молекул. Кристаллическое состояние

вещества» 12

Лекция № 4 «Химическая термодинамика» 22

Лекция № 5 «Химическая кинетика и равновесие» 25

Лекция № 6 «Растворы. Растворы неэлектролитов» 30

Лекция № 7 «Растворы электролитов» 33

Лекция № 8 «Дисперсные системы» 38

Лекция № 9 «Окислительно-восстановительные процессы» 43

Лекция №10 «Электродные потенциалы и электродвижущие силы» 46

Лекция №11 «Электролиз как окислительно-восстановительный процесс» 50

Лекция № 12 «Коррозия металлов» 54

Лекция № 13«Защита металлов от коррозии» 59

Лекция №14 «Полимеры» 64

Лекция №15«Методы химической идентификации веществ» 71

Заключение 75

Литература 76

Введение

Химия – наука о строении и свойствах веществ, их превращениях и сопровождающихся явлениях. Изучение химии необходимо для творческой деятельности инженера любой специальности. Необходимо прочно усвоить основные законы и теории химии, овладеть техникой химических расчетов, выработать навыки самостоятельного химических экспериментов и обобщения наблюдаемых фактов. Знание химии необходимо для успешного последующего изучения общенаучных и специальных дисциплин.

Тексты лекций по химии составлены в соответствии с требованиями Государственного общеобразовательного стандарта высшего профессионального образования и в соответствии с учебными рабочими программами, календарными планами занятий для студентов дневной и заочной форм обучения всех специальностей.

Целью курса является подготовка специалистов, способных решать вопросы строительства на железнодорожном транспорте, изучения химических свойств технических материалов, применяемых в информационных системах, и другие технические проблемы железнодорожного транспорта, с применением достижений химической науки и химической технологии.

Задачи изучения курса:

• Формирование диалектико-материалистического мировоззрения студента на атомно-молекулярном уровне, и развития у него химического мышления;

• Изучение строения материи и химической формы движения материи;

• Изучение основных закономерностей течения химических процессов.

Рекомендации по самостоятельной работе студентов с литературой.

Самостоятельная работа студентов включает в себя изучение дисциплины по учебникам, учебным пособиям, а также изучение лекционного материала по разработанным преподавателем текстам лекций. При изучении темы студенты должны усвоить все теоретические положения, математические зависимости и их выводы, а также принципы составления уравнений реакции. Для лучшего запоминания и усвоения материал нужно аннотировать и конспектировать первоисточники, критически их анализировать, уделяя особое внимание формулировкам законов и основным понятиям химии, незнакомым терминам и названиям, формулам и уравнениям реакции.

Лекция № 1

Тема: «Строение атома»

1. Основы квантовой теории

2. Квантовые числа

3. Принцип Паули

4. Правило Гунда

5. Принцип минимальной энергии

6. Правило Клечковского

Основы квантовой теории

Атомы элементов имеют очень сложное строение. В недрах атома найдено огромное множество частиц, названных элементарными.

Атом - наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств. Каждому химическому элементу соответствует совокупность определенных атомов. Атомы всех элементов состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Атомы элементов характеризуются атомной массой. За единицу атомной массы принята 1/12 часть атома углерода - 12 (изотоп ₁₂С). Эту единицу называют углеродной единицей.

Ядро занимает очень небольшую часть всего объема атома. Однако при этом почти вся масса атома сосредоточена в его ядре, и поэтому плотность ядра чрезвычайно велика. Ядро состоит из протонов и нейтронов, которые вместе взятые имеют название - нуклоны. Протон - устойчивая элементарная частица с массой, близкой к углеродной единице. Заряд протона равен заряду электрона, но имеет обратный знак. Если заряд электрона принять за -1, то заряд протона равен +1. Протон - это атом водорода, лишенный электрона. Нейтрон - нейтральная элементарная частица, масса нейтрона приблизительно равна массе протона. Число нуклонов в ядре определяет массу атома и называется массовым числом. Зависимость между числом протонов Z, числом нейтронов N и массовым числом атома А выражается уравнением: А = Z+N. Количество электронов в атоме равно количеству протонов в его ядре, поэтому заряд электронной оболочки компенсирует положительный заряд ядра.

Основные представления о строении атома основаны на квантовой теории, которая была разработана многими отечественными и зарубежными учеными. В основе квантовой теории лежит принцип неопределенности. Сущность его состоит в том, что отдельные события, в которых участвуют частицы (в том числе и электрон, ядра и атомные системы), можно предсказать лишь в смысле их вероятности. Основным уравнением квантовой теории является уравнение Планка: Е = h, где Е - энергия (эрг (Дж)), h - постоянная Планка (6, 626-1 0"²⁷ эрг-с),  - частота (Гц). М. Планк высказал предположение, что вещества поглощают и испускают энергию дискретными порциями или квантами. Итак, энергия кванта Е пропорциональна частоте излучения .

В 1905 г А. Эйнштейн предсказал, что любое излучение представляет собой поток квантов энергии, называемых фотонами. Из теории Эйнштейна следует, что свет имеет двойственную природу.

В 1924 г Луи де Бройль выдвинул предположение, что электрон также характеризуется корпускулярно-волновым дуализмом. Де Бройль предложил уравнение, связывающее длину волны электрона (или любой другой частицы) с массой m и скоростью =h/m. Волны де Бройля интерпретируются как волны вероятности.

Датский ученый Н. Бор, используя модель Резерфорда и теорию Планка, предложил модель строения атома водорода, согласно которой электроны двигаются вокруг ядра не по любым, а лишь по разрешенным орбитам, на которых электрон обладает определенными энергиями.

При переходе электрона с одной орбиты на другую атом поглощает или испускает энергию в виде квантов. Атом водорода обладает минимальной энергией, когда электрон находится на первой орбите (n=1). Такое состояние называют основным. При переходе электрона на более высокие орбиты атом становится возбужденным. Такое состояние атома неустойчиво. Теория Бора позволила рассчитать энергию электронов, значение квантов энергии, испускаемых при переходе электрона с одного уровня на другой. Однако теория Бора имела ряд недостатков. Она не смогла объяснить поведение электрона в магнитном поле и все атомные спектральные линии. Теория Бора оказалась непригодной для многоэлектронных атомов.

Работы Планка, Эйнштейна, де Бройля, Бора, Шредингера и Гейзенберга заложили основу квантовой механики, изучающей движение и взаимодействие микрочастиц.

В соответствии с квантовомеханическими представлениями невозможно точно определить энергию и положение электрона, поэтому в квантовомеханической модели атома используют вероятностный подход для характеристики положения электрона. Вероятность нахождения электрона в определенной области пространства описывается волновой функцией , которая характеризует амплитуду волны как функцию координат электрона. В наиболее простом случае эта функция и называется орбиталью. Итак, орбиталь - это область пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона.

Так как электрон несет отрицательный заряд, то его орбиталь представляет собой определенное распределение заряда, которое получило название электронного облака.

Квантовые числа

Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное и спиновое.

Главное квантовое число n определяет запас энергии электрона в атоме и размеры электронных орбиталей. Главное квантовое число принимает значение 1, 2, 3, 4, 5... и характеризует энергетический уровень. Чем больше п, тем выше энергия. Энергетические уровни обозначают буквами и цифрами.

Обозначение
Буквенное	К	L	М	N	О	Р	Q
Числовое (n)	1	2	3	4	5	6	7

Орбитальное квантовое число 1 определяет форму атомной орбитали. Электронные оболочки расщеплены на подоболочки, поэтому орбитальное квантовое число также характеризует энергетические подуровни в электронной оболочке атома. Орбитальные квантовые числа принимают значение от 0 до (n-1). Подоболочки обозначают буквами:

Подуровень	s	p	d	f
Орбитальное квантовое число	0	1	2	3

Номер энергетического уровня и число подуровней совпадают.

Электроны с орбитальным квантовым числом 0 называются s-электронами. Орбитали и электронные облака имеют сферическую форму. Электроны с орбитальным квантовым числом 1 называются р- электронами. Орбитали и соответственно электронные облака имеют форму, напоминающую гантель: Электроны с орбитальным квантовым числом 2 называются d-электронами. Орбитали имеют четырехлепестковую форму.

Электроны с орбитальным квантовым числом 3 получили название f-электронов. Форма их орбиталей еще сложнее, чем форма d-орбиталей.

Магнитное квантовое число m_l характеризует пространственную ориентацию электронных облаков. Оно принимает любое целое значение от -1 до +1, включая 0. Например, для 1=3 магнитные квантовые числа имеют значения -3; -2; -1; 0; 1; 2; 3. Таким образом, в данной подоболочке (f-подуровне)существует семь орбиталей. Соответственно в подоболочке s (1=0) имеется одна орбиталь. Условно атомную орбиталь обозначают в виде клетки ٱ.

Спиновое квантовое число m_s характеризует вращение электрона вокруг собственной оси (спин). Величину и ориентацию спина определяет спиновое квантовое число, которое может принимать значения s и - s . Положительное и отрицательное значения спина связаны с его направлением. Так как спин -величина векторная, то его условно обозначают стрелкой, направленной вверх  или вниз: . Электроны с одинаковым направлением спина называются параллельными, при противоположных значениях - антипараллельными. Два электрона с одинаковыми значениями n, 1, m_l, но с противоположно направленными спинами  называются спаренными, а с параллельными - неспаренными.

Распределение электронов в атомах элементов определяется основными положениями: принципом Паули, принципом наименьшей энергии, правилом Гунда и правилом Клечковского.

Принцип Паули.

В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Другими словами, на одной орбитали не может быть двух электронов с одинаковыми спинами, то есть допускается заполнение  и не допускается . Из принципа Паули вытекает следствие: максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа: N = 2n².

Принцип минимальной энергии

Согласно этому принципу электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня их энергии. Первыми заполняются орбитали с минимальными уровнями энергии. Так как энергия электрона в основном определяется значениями главного и орбитального квантовых чисел, то сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел m и l является наименьшей.

Правило Гунда

Правило Гунда применяется при заполнении электрoнами энергетических подуровней. В данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным, суммарный спин спаренных электронов равен нулю.

Так, если в трех р — ячейках надо разместить три электрона, токаждый из них будет располагаться в отдельной ячейке следующим образом:

Правило Клечковского

Увеличение энергии и заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n+1, а при равной сумме n+1 в порядке возрастания числа n. Соответственно этому правилу подоболочки выстраиваются в следующий ряд: 1s<2s<3s <3р<4s<3d<4р<5s<4d<5р<6s<5d  4f < 6 р < 7s и так далее. Исключение составляют d и f элементы с полностью и наполовину заполненными подоболочками, у которых наблюдается провал электронов - например, медь, серебро, хром, палладий, молибден, ниобий, платина.

Тема: «Периодическая система Д.И. Менделеева»

План

1. Периодический закон Д.И. Менделеева и его значение

2. Структура Периодической системы Д.И. Менделеева

3. Радиусы атомов и ионов

4. Ионизационный потенциал

5. Электроотрицательность

Периодический закон Д.И. Менделеева и его значение

Основной закон химии - Периодический закон - был открыт великим русским ученым Д.И. Менделеевым в 1869 году.

За основу классификации элементов Д.И. Менделеев положил атомный вес элемента - как единственную количественную меру, характеризующие атомы данного элемента, независимо от того, находятся они в составе простых или сложных веществ. Расположив элементы в порядке возрастания атомного веса, он отметил периодичность в изменении свойств элементов и на основе этого формулирует периодический закон: «Свойства простых тел, так же формы и свойства соединений находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».

Д.И. Менделеев не только обобщил свойства уже изученных элементов, но и оставил места в Периодической системе для ещё не открытых элементов и заранее описал их свойства. Д.И. Менделеев предсказал существование галлия, германия, гафния и скандия.

Последующие исследования в XX веке показали, что периодический закон нерушим. В таблицу периодической системы были внесены только небольшие уточнения местоположения некоторых элементов, а также новые данные, углубившие понимание закона.

Было установлено, что только заряд ядра является характеристикой, определяющей электронное строение атомов, и, следовательно, и свойства образованных из них простых и сложных веществ. Поэтому была уточнена формулировка периодического закона Д.И. Менделеева: «Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов».

Открытие Периодического закона имеет огромное научное и практическое значение не только для развития химии, физики, но и для других смежных естественных и технических наук. Периодический закон является фундаментальным законом химии. На его основе решают задачи синтеза веществ, разрабатывают новые материалы и сплавы, подбирают катализаторы для химических и металлургических процессов.

Структура Периодической системы Д.И. Менделеева

Периодическая система элементов состоит из периодов, групп и подгрупп. Период — это ряд элементов, имеющих одинаковое значение главного квантового числа n.

³Li: 1s²2s¹; ¹⁰Ne: 1s²2s²2р⁶ для этих элементов n=2.

Элементы в периоде размещены в порядке возрастания заряда ядра атомов. Их электронная конфигурация изменяется от ns¹ до ns²nр⁶ (или пs² у элементов первого периода). Периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются р-элементом (у первого периода s-элементом). Периоды делятся на большие и малые. Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие 18 и 32 элемента; седьмой период остается незавершенным.

Группа - это совокупность элементов, атомы которых характеризуются одинаковым количеством валентных электронов. В системе имеется 8 групп, что соответствует максимальному числу электронов во внешних подоболочках. Группы делятся на главные и побочные подгруппы. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы-аналоги).

К главным подгруппам (подгруппам А) относятся подгруппы элементов второго периода (лития, бериллия, бора, углерода, азота, кислорода, фтора) и подгруппа благородных газов. К побочным подгруппам (подгруппам В) относятся d- и f- элементы.

Радиусы атомов и ионов

Атомы не имеют строго определенных границ из-за корпускулярно-волнового характера электронов. Поэтому абсолютное значение радиуса атома определить невозможно. Можно условно принять за радиус атома теоретически рассчитанное значение расстояния от ядра до наиболее удаленного от него максимума электронной плотности, или половину расстояния между центрами двух атомов в кристаллах.

Пример. Алмаз СC ; г = 0,77А°

1,54 A⁰

Атомные радиусы металлов в периодах с ростом порядкового номера элемента уменьшаются, так как при одинаковом числе электронных слоев возрастает заряд ядра, который сжимает электронные оболочки. В пределах каждой подгруппы элементов, как правило, радиусы атомов увеличиваются сверху вниз, так как возрастает число энергетических уровней.

Радиусы ионов отличаются от радиусов атомов, так как они или лишились электрона(-ов), или их присоединили. Поэтому радиусы положительно заряженных ионов меньше, а радиусы отрицательно заряженных ионов больше, чем радиусы соответствующих атомов. Радиусы ионов также находятся в периодической зависимости от порядкового номера элемента. Например, в пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с увеличением заряда ядра (порядкового номера) элемента.

Ионизационный потенциал

Одним из важнейших свойств химического элемента, непосредственно связанным с электронной структурой атома, является ионизационный потенциал. Ионизационным потенциалом (Е_u) называется та наименьшая энергия, которую необходимо затратить, чтобы отделить электрон от атома и удалить его на бесконечно большое расстояние.

Величину ионизационного потенциала принято выражать в электрон-вольтах на атом или килоджоулях на моль. Атомы элементов - восстановителей, теряя электроны, превращаются в положительно заряженные ионы. Для данного атома или молекулы энергия, необходимая для удаления первого электрона, называется первым ионизационным потенциалом E₁, второго - вторым ионизационным потенциалом Е₂ и так далее.

Атомы с небольшим потенциалом ионизации проявляют восстановительные свойства. Атомы с высоким потенциалом ионизации находятся в нейтральном состоянии. Потенциал ионизации возрастает по периоду. В пределах главных подгрупп потенциал ионизации убывает с увеличением порядкового номера элементов. Это обусловлено увеличением размеров атомов и расстоянием внешних подоболочек от ядра.

Сродство к электрону

Сродством к электрону называется энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому, молекуле или радикалу. Сродство к электрону выражается в тех же единицах, что и ионизационный потенциал.

Атомы элементов-окислителей, принимая электроны, превращаются в отрицательно заряженные ионы. Энергия сродства к электрону изменяется в соответствии с характером электронных структур атомов элементов. В периодах слева направо сродство к электрону и окислительные свойства элементов возрастают. Наибольшие значения сродства к электрону имеют галогены, кислород, сера, наименьшие - элементы с электронной конфигурацией s² (Не, Ве, Мg, Zn) или наполовину заполненными р-подоболочками (Ne, Аг, Кг, N, Р, Аs).

Электроотрицательность

Для характеристики способности атомов в соединениях притягивать к себе электроны введено понятие электроотрицательности (ЭО). Учитывая, что эта способность атомов зависит от типа соединений, валентного состояния элемента, эта характеристика имеет условный характер.

Имеется несколько шкал электроотрицательности. Согласно Р. Малликену, электроотрицательность равна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону.

Учитывая сложность определения величины сродства к электрону, американский ученый Л. Полинг предложил вместо абсолютных значений электроотрицательности использовать относительные значения. Он принял электроотрицательность фтора равной 4. Тогда электроотрицательность лития, по отношению к которой были определены электроотрицательности других элементов, получилась равной 1. Электроотрицательность возрастает слева направо для элементов каждого периода и уменьшается в направлении сверху вниз для элементов одной и той же группы периодической системы Д.И. Менделеева.

Тема: «Химическая связь и строение молекул. Кристаллическое состояние вещества»

План

1. Определение и характеристики химической связи

2. Основные виды химической связи Ковалентная связь Ионная связь Донорно-акцепторная связь

3. Строение молекул. Метод валентных связей. Метод молекулярных орбиталей

4. Межмолекулярные связи. Ван-дер-Ваальсовы силы. Водородная связь

5. Комплексные соединения

6. Кристаллическое состояние вещества. Основные типы кристаллических решеток и свойства кристаллов. Ионные, атомные, молекулярные металлические кристаллы.

Определение и характеристики химической связи

Химической связью называют различные виды взаимодействий, обуславливающие устойчивое существование двух- и многоатомных соединений: молекул, ионов, кристаллов и других веществ. При образовании химической связи происходит: а) снижение общей энергии двух- и многоатомной системы по сравнению с суммой энергий изолированных частиц, из которых эта система состоит; б) перераспределение электронной плотности в области химической связи по сравнению с простым наложением электронных плотностей несвязанных атомов, сближенных на расстояние длины связи.

Энергией химической связи Е_св. называют количество энергии, выделяющееся при образовании связи (кДж/моль). Чем больше энергия связи, тем устойчивее молекула, тем прочнее связь. Например, молекула HF устойчивее молекулы НВг: Е _св. (НF) =536 кДж/моль; Е _св. (НВг) = 360 кДж/моль. Важной характеристикой связи является длина связи 1_св, равная расстоянию между ядрами атомов в соединении. Она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания. Связь обозначается черточкой, например: Н-J, О=О, Н-С=С-Н.

Правило октета. В результате образования химической связи атомы стремятся приобрести такую же электронную конфигурацию, как у благородных газов ns²nр⁶, то есть восемь электронов на внешней оболочке. Например, N 1s²2р³ + 3 Н 1s¹ = NH₃.

Основные виды химической связи

Ковалентной связью называется химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами. При этом снижается энергия системы. Зависимость энергии системы из двух атомов водорода с параллельными (1) и антипараллельными (2) спинами от расстояния между ядрами r выражается графически: где Е - энергия связи.

Е

1

2

r

Особенностями ковалентной химической связи является ее направленность и насыщенность. Так как атомные орбитали пространственно ориентированы, то перекрывание электронных облаков происходит по определенным направлениям, что и определяет направленность ковалентной связи. Количественно она выражается в виде валентных углов между направлениями химической связи в молекуле. Насыщаемость связана с ограничением числа электронов, находящихся на внешних оболочках, и определяет стехиометрию молекулярных химических соединений, от которой зависят формульный состав, массовые соотношения элементов, расчеты по формулам и уравнениям и т.д.

Полярность ковалентной связи. Связь, образованная одинаковыми атомами называется гомеополярной, или неполярной, так как обобществленные электроны равномерно распределены между атомами, например, в молекулах Н₂, О₂, N₂, S₈. Если же один из атомов сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается к нему и возникающая связь называется ковалентной полярной. Чем выше электроотрицательность (ЭО) атома, тем более вероятно смещение электронной пары в сторону ядра данного атома, поэтому разность ЭО (ΔЭО) атомов характеризует полярность связи. Атом, к которому смещается электронная плотность, приобретает эффективный заряд δ-, второй атом имеет эффективный заряд δ+. Вследствие этого возникает диполь, имеющий два одинаковых по величине заряда δ+ и δ-, и длину диполя 1_Д. Мерой полярности связи служит электрический момент диполя μ_св = δ·1_Д, Кл-м, где δ - эффективный заряд, 1_Д - длина диполя. В качестве внесистемной единицы для измерения μ используют Дебай D, 1 D = 3.3·10^-30 Кл-м. Электрический момент диполя является векторной величиной и направление его условно принимают от отрицательного к положительному полюсу диполя. Электрический момент диполя растет с увеличением ΔЭО атомов, например:

Связь	ΔЭО	μсв, D
Н-F	1,9	1,98
Н-С1	0,9	1,03
H-J	0,4	0,38

Ионная связь. Полярную ковалентную связь с δ=1 считают ионной. Такая связь возникает между атомами, ΔЭО которых больше 2, например, между s - элементами I группы и р -элементами VI и VII групп (LiF, К₂О, СsС1). Ионная химическая связь представляет собой электростатическое взаимодействие отрицательно и положительно заряженных ионов. Так как электрическое поле иона имеет сферический характер, то для ионной связи не характерны направленность и насыщаемость. Ионная химическая связь проявляется в твердых веществах с ионной кристаллической решеткой. Так как энергия ионизации больше энергии сродства к электрону, то полного перехода электронов не происходит даже в случае пары атомов с большой ΔЭО. Поэтому и чисто ионные связи не существуют. Можно лишь говорить о той или иной доли ионности связи.

Донорно-акцепторная связь, а точнее, донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи, согласно которому связь образуется за счет обобществления пары электронов, принадлежащих одному атому (донору) и вакантной орбитали другого атома (акцептору). Например, у атома азота имеется три неспаренных электрона, которые образуют три ковалентные связи с тремя атомами водорода, по обменному механизму; но он может образовать еще одну связь за счет неподеленной пары электронов по донорно-акцепторному механизму с образованием иона аммония:

H H

׀ ׀

H–N..+H⁺ = [ H–N–H ]⁺

׀ ׀

H H

Строение молекул

Изучением строения и физико-химические свойства молекул, комплексов, кристаллов и так далее занимается квантовая химия, используя представления современных квантовых теорий, в частности, квантовой механики, наибольшее распространение получили два квантово-механических способа приближенного расчета систем из ядер и электронов - метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).

Метод валентных связей или локализованных электронных пар. Его основные положения:

1. Химическая связь между двумя атомами возникает в результате перекрывания атомных орбиталей (АО) с образованием электронных пар.

2. Атомы, вступающие в химическую связь, обмениваются между собой электронами, которые образуют связывающие пары.

3. В соответствии с принципом Паули химическая связь образуется лишь при взаимодействии электронов с антипараллельными спинами.

4. Характеристики химической связи (энергия, длина, полярность и др.) определяются типом перекрывания АО. Согласно теории валентных связей, ковалентная связь направлена в сторону максимального перекрывания АО реагирующих атомов.

Следует отметить, что электронная структура молекулы существенно отличается от электронной структуры образующих ее атомов. Изменения претерпевает электронная структура внешних

оболочек и подоболочек атомов. У атомов в молекуле сохраняются лишь электронные конфигурации внутренних электронных оболочек, не перекрывающихся при образовании связей.

Валентность по обменному механизму МВС. Способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов с образованием химических связей называется валентностью. Количественной мерой валентности считают число неспаренных электронов у атома в основном или возбужденном состоянии. Это неспаренные электроны внешних оболочек у s- и р-элементов, внешних и предвнешних оболочек у d- элементов, внешних, (n-1) и (n-2) оболочек у f- элементов. При образовании химической связи атом может переходить в возбужденное состояние в результате разъединения пар электронов и переходе одного из них на свободную орбиталь той же оболочки. Пример.

Са: ...4s²4р°, валентность В = 0. При возбуждении Са+h=Са*

Са*: ... 4s¹4p¹, В=2. Таким образом, атом кальция может проявлять валентность равную 0 и 2.

Если в соединении кроме ковалентных связей, образованных по обменному механизму, есть связи, образованные по донорно-акцепторному механизму, то суммарная валентность элемента равна числу неспаренных электронов плюс число связей, образованных по донорно-акцепторному механизму. Например, в ионе аммония азот проявляет валентность, равную 4 (cмотри выше).

Пространственная структура молекул.

Так как АО ориентированы в пространстве, то и ковалентная связь характеризуется направленностью. -связь - это связь, образованная перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, -связь возникает при перекрывании s-s, s-p, р-р и d-d орбиталей; обычно она охватывает два атома и является локализованной двухцентровой связью.

-связь образована перекрыванием АО по обе стороны линии, соединяющей ядра атомов, может образовываться при р-р, р-d, d-d, f-p, f-d и f-f орбиталей.

-связь образуется при перекрывании d-орбиталей всеми четырьмя лепестками, то есть при перекрывании d-орбиталей, находящихся в параллельных плоскостях.

- и - связи могут налагаться на -связь с образованием кратных связей (двойных и тройных). Например, в молекулах С₂Н₄, СО₂ имеются двойные связи СН₂=СН₂, О=С=О; в молекулах С₂Н₂, N₂ - тройная связь: СН≡СН, N ≡ N.

Гибридизация АО. При образовании молекул происходит изменение формы и энергии АО. Вместо неравноценных, например, s- и р- орбиталей в молекуле метана СН₄ образуются равноценные (гибридные, смешанные) орбитали, имеющие одинаковую форму и энергию. При образовании гибридных связей выделяется больше энергии, энергия системы понижается и образованная молекула более устойчива.

Гибридизация АО приводит к более симметричному распределению электронной плотности в молекуле. s-р -гибридизация дает две гибридные орбитали, расположенные под углом 180°. Смешение одной s и двух р-орбиталей (sр²-гибридизация) приводит к образованию трех гибридных орбиталей, расположенных друг к другу под углом 120°. sр³ - гибридизация дает четыре связи, расположенные под углом 109°28^/, то есть образующие тетраэдр.

Полярные и неполярные молекулы. В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают, в полярных - нет.

Полярные молекулы являются диполями, имеющими заряды + и -, находящимися на расстоянии 1_Д. Для оценки полярности молекул используют электрический момент диполя μ= 1_д-. Если связь неполярная, то и молекула неполярная. Если связи, образующие молекулу, полярные, то μ равен векторной сумме электрических моментов диполей связи, и молекула может быть как неполярной, так и полярной. Например, молекула СО₂ (О=С=О) неполярна, хотя связи С=О полярные, так как при сложении происходит компенсация диполей О← С→О и суммарный электрический диполь молекулы равен нулю. А молекула воды полярна, так как при сложении диполей связей образуется диполь молекулы, не равный нулю:

H

O

H

Метод молекулярных орбиталей (ММО). Метод валентных связей не может объяснить некоторые явления и факты, например, парамагнитность молекулы О₂ (то есть наличие неспаренных электронов). ММО является более универсальным методом, в его рамках эти явления объяснимы.

Основные положения метода: электроны в молекулах распределены по молекулярным орбиталям (МО), которые, подобно АО, характеризуются определенной энергией и формой. МО охватывают всю молекулу, то есть являются двух- и более центровыми. В ММО используется линейная комбинация атомных орбиталей (ЛКАО). При этом соблюдаются следующие правила:

1. Число МО равно общему числу АО, из которых комбинируется МО;

2. Энергия МО может быть ниже и выше исходных АО;

3. Электроны МО, как и АО, заполняют в порядке возрастания энергии при соблюдении принципа запрета Паули и правила Гунда;

4. Наиболее эффективно комбинируются АО с сопоставимыми энергиями и симметрией;

5. Прочность связи в методе МО пропорциональна степени перекрывания АО.

Связывающие и разрыхляющие орбитали. Если АО атомов А и В обозначить через Ψ_A и Ψ_В, а МО через Ψ_АВ, то согласно ЛКАО Ψ_АВ = а Ψ_A ± в Ψ_В, где Ψ_АВ - волновая функция электрона в молекуле (МО), а и в - коэффициенты, учитывающие долю каждой АО в образовании МО, Ψ_A и Ψ_В - волновые функции электрона (АО) в атомах А и В. При знаке «+» в уравнении получается связывающая МО (, , δ), при знаке «–« - разрыхляющие МО (МО*: ^*, ^*, δ* ).

МО ^*

АО АО

МО 

Диаграмма энергетических уровней АО и МО молекулы водорода.

При заполнении связывающих орбиталей соблюдаются следующие правила:

а) число МО равно общему числу АО, из которых комбинируется МО;

б) энергия МО может быть выше и ниже исходных АО;

в) электроны МО как АО заполняют в порядке возрастания энергии при соблюдении принципа запрета Паули и правила Гунда;

г) наиболее эффектно комбинируются АО с сопоставимыми энергиями и симметрией;

д) прочность связи в методе МО пропорциональна степени перекрывания АО.

При заполнении связывающих орбиталей снижается энергия молекулы и образуется прочная связь.

Разрыхляющие МО имеют пониженную электронную плотность, они не связывают атомы в молекулу и называются антисвязывающими МО.

Порядок и энергия связи.

Порядок связи n = (N_св–N_р)/2, где N_св – число электронов на связывающих МО, N_р - на разрыхляющих, 2 – число взаимодействующих атомов. Порядок связи может быть не только целым, но и дробным: n= 1, 3/2, и т.д.

Энергия связывающих МО ниже энергии разрыхляющих МО. Энергия связи возрастает при переходе от комбинаций АО первой оболочки к комбинациям АО второй и других оболочек с более высокими главными квантовыми числами. Энергия МО, образуемых из s-АО, ниже энергии МО, образуемых из р-АО или d-АО.

E

Диаграмма энергетических уровней АО и МО молекулы О₂.

Порядок связи n = (6-2)/2 = 2. На разрыхляющей р-орбитали имеются два неспаренных электрона, поэтому молекула парамагнитна.

Сравнение МВС и ММО

Оба метода имеют общие положения:

1) они дают одинаковое распределение электронной плотности в соединениях;

2) связь образуется за счет перекрывания АО, причем прочность связи растет с увеличением электронной плотности в области связи;

3) в зависимости от типа АО образуются -, - и δ- связи.

Метод ММО более универсален, может объяснить характер связей у более широкого круга соединений, более приспособлен для машинных расчетов, однако он более сложен, менее нагляден и более формален.