Размещено на http://www.allbest.ru

1. Ковалентная связь

Ковалентная связь возникает в результате обобществления пары электронов, сопровождающегося перекрыванием электронных облаков двух взаимодействующих атомов, и является двухэлектронной двуцентровой (обменный механизм), либо свободные орбитали одного атома и электронная пара другого (донорно-акцепторный механизм).

Ковалентная связь может образовываться при помощи двух механизмов:

1. Обменный механизм образования ковалентной связи. В этом случае в образовании связи участвуют не спаренные электроны взаимодействующих атомов. Физическая интерпретация обменного механизма состоит в следующем. Атомные орбитали двух атомов перекрываются. В результате этого электрон одного атома может проникнуть на орбиталь электрона соседнего атома. Это позволяет ему находиться вблизи ядра не только своего, но и соседнего атома. Это приводит к выигрышу (понижению) электростатической энергии электрона. Другой механизм выигрыша энергии связан с квантовой природой электрона. В частности, электрон стремится к большей делокализации (размещение в большем объеме). При пересечении двух орбиталей область нахождения электронов возрастает. В результате приближенного решения уравнения Шредингера физики Гейтлер и Лондон вывели зависимость изменения потенциальной энергии системы от расстояния между ядрами атомов водорода (рис .1). Оказалось, что имеется два решения, которые описывают два варианта поведения системы. В соответствии с первым решением по мере сближения атомов водорода, имеющих анти параллельные спины, между ними возникают силы взаимодействия - притяжение, обусловленное движением каждого из спаренных электронов в межъядерном пространстве и взаимодействия в системах электрон - ядро, ядро - ядро, электрон - электрон.

Рис. 1. Изменение средней потенциальной энергии взаимодействия двух сближающихся атомов водорода

Происходит значительное уменьшение энергии системы (кривая 2) - возникает химическая связь. При этом образуется молекулярное двух электронное облако с повышенной электронной плотностью отрицательного заряда между ядрами. Минимум на энергетической кривой часто называют «потенциальной ямой». Энергия, отвечающая ему, является энергией химической связи, равновесное состояние d₀ - длиной связи. Расчетным путем было установлено, что образованию молекулы Н₂ соответствует проникновение одной атомной орбитали в другую, т. е. перекрывание электронных облаков. Только в таком случае электронная пара становится общей для двух ядер связываемых атомов. Чем больше перекрывание атомных орбиталей, тем выше электронная плотность между ядрами и прочнее химическая связь. Во втором варианте (кривая 1), когда спины обоих атомов параллельны, плотность электронного облака между атомами снижается до нуля - электроны выталкиваются из пространства между ядрами. Энергия системы возрастает и химической связи не возникает.

ковалентный полярность дипольный электронный

2. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

Связь осуществляется за счет двух электронного облака одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора). Передача электронной пары сопровождается также перекрыванием двух атомных орбиталей и образованием области повышенной электронной плотности между ядрами.

Свойства ковалентной связи:

1. Насыщаемость ковалентной связи.

На атомной орбитали может разместиться не более двух электронов. Это фундаментальное свойство ограниченного заполнения передается ковалентной связи, в образовании которой участвует атомная орбиталь. В этом проявляется её насыщаемость. Способность свободных атомов образовывать определенное число ковалентных связей называют валентностью атома. Поскольку в образовании ковалентных связей участвуют только валентные электроны (и неспаренные, и неподеленные пары), находящиеся на валентных атомных орбиталях, то валентность определяется общим числом валентных орбиталей.

Количество орбиталей атома, реально участвующих в образовании химических связей, называется его валентным состоянием и характеризуется суммой кратностей связей, образованных данным атомом.

Вследствие насыщаемости ковалентной связи молекулы имеют определенный химический состав.

2. Направленность ковалентных связей.

Это свойство определяется способностью орбиталей к максимальному перекрыванию по определенным направлениям. Поскольку значение волновой функции Ш может быть положительными или отрицательными, возможно два варианта: перекрывание областей орбиталей с одинаковыми знаками приводит к химической связи, областей орбиталей с разными знаками - к ее отсутствию.

В зависимости от типа атомных орбиталей, участвующих в образовании связи, и симметрии их перекрывания относительно межъядерной оси различают у-, р- и д-ковалентные связи.

у-связью называют химическую связь, образующуюся при перекрывании электронных облаков вдоль линии связи (рис. 2). Между двумя атомами в молекуле возможна только одна у-связь. Причем связи, образованные s - атомными орбиталями, всегда являются у-связями.

Химические связи, образованные более чем одной парой электронов, называются кратными (двойными, тройными и т. д.). При образовании р-связи перекрывание электронных облаков происходит перпендикулярно линии связи (s-атомные орбитали р-связь не образуют) (рис. 2). Как правило, р-связи слабее у-связей, так как при р-связывании достигается меньшая степень перекрывания атомных орбиталей.

Кроме рассмотренных видов возможно образование более редких д-связей. Они образуются за счет перекрывания всех четырех лопастей d-электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях. С появлением д-связи возможно увеличение кратности связи до четырех. Прочность у-связи больше, чем р и д.

В пространстве у-связи строго ориентированы. В зависимости от состава молекулы они могут находиться под определенным углом друг к другу, называемым валентным углом. Совокупность направленных у-связей создает структуру молекул и ионов.

Рис. 2. Графические изображения у-, р- и д-связей

3. Полярность ковалентной связи

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные (неполярные -- двухатомная молекула состоит из одинаковых атомов (H₂, Cl₂, N₂) и электронные облака каждого атома распределяются симметрично относительно этих атомов; полярные -- двухатомная молекула состоит из атомов разных химических элементов, и общее электронное облако смещается в сторону одного из атомов, образуя тем самым асимметрию распределения электрического заряда в молекуле, порождая дипольный момент молекулы).

Молекулы, образованные атомами одного и того же элемента, всегда неполярны, как неполярны и сами связи в них. Так, молекулы H₂, F₂, N₂ неполярны.

Молекулы, образованные атомами разных элементов, могут быть полярными и неполярными. Это зависит от полярности химической связи и геометрической формы молекулы. Если форма симметрична, то молекула неполярна даже в случае полярных связей (BeH₂, BF₃, CH₄, CO₂, SO₃). Если форма асимметрична (в частности, из-за наличия не поделенных пар электронов) и связь полярна, то молекула тоже полярна (NH₃, H₂O, SO₂, NO₂). В симметричных по форме молекулах «центры» отрицательного (д-) и положительного (д+) зарядов совпадают, в несимметричных - не совпадают.

Характеристикой полярности связи служит ее дипольный момент (м), измеряемый внесистемной единицей Дебаем (1Д = 3,3 10-30 Кл м). Расчет полярности связи производится по формуле:

м = д·r,

где r - расстояние между зарядами, д - величина заряда.

Дипольный момент сложной молекулы равен векторной сумме дипольных моментов ее химических связей и не поделенных пар электронов.

Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

Молекула представляет собой динамическую систему, в которой происходит постоянное движение электронов и колебание ядер. В связи с этим в каждый данный момент в неполярной молекуле происходит временное смещение зарядов к одному из атомов. Образуются мгновенные диполи. Они подвержены непрерывным колебаниям и могут не совпадать с направлением постоянного дипольного момента.

При действии внешнего электрического поля молекула поляризуется и приобретает новое значение электрического дипольного момента, т. е. в молекуле индуцируется наведенный (индуцированный) диполь. При отсутствии поля наведенные диполи исчезают.

Для ковалентных молекул дипольный момент м = 0-4 Д.

4. Строение внешнего энергетического уровня атомов одного элемента 4s²4p¹ , а томов другого элемента 4s²4p?. Составьте полные электронные формулы атомов этих элементов. У кого из них сильнее выражены металлические свойства? Мотивируйте ответ

Составим полные электронные формулы атомов элементов согласно условию задачи:

Ga: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p¹

Se; 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁴

Металлические свойства у галлия выражены сильнее, чем у селена. Это связано с тем, что при увеличении порядкового номера в периоде увеличивается заряд ядра, что вызывает увеличение сил притяжения электронов к ядру. В результате радиусы атомов уменьшаются, поэтому способность атомов отдавать электроны (металлические свойства) постепенно ослабевает.

5. Назовите комплексные соединения: а) (NH)[RhCl];б) K[(Au(CN)]; в) K[Fe(CN)]; г) K[PtI]; д) K[Co(NH)(NO)]

Назовем комплексные соединения согласно условию задачи:

а) (NH[RhCl] - гексахлорородат (III) аммония

б) K[(Au(CN)] - дицианоаурат(I) калия

в) K[Fe(CN)] - гексоцианоферрат (II) калия

г) K[PtI] - тетрайодоплатинат (II) калия

д) K[Co(NH)(NO)] - тетранитродиамминокобальтат (III) калия

6. Сколько теплоты выделится при сгорании 4,48 л. этилена, измеренного при нормальных условиях? Теплоты образования CH, HO (пар) и CO, соответственно равны (кДж/моль): +52,30; -241 88; -393,62

Дано:

V(C₂H₄) = 4,48 л

Q _{реакции} - ?

Решение:

C₂H₄ + 3O₂ > 2CO₂ +2H₂O

n(C₂H₄) = 4.48 л / 22.4 л/моль = 0.2 моль

Из уравнения реакции следует:

n (CO₂) = n (H₂O) =2n (C₂H₄) = 0,4 моль

n(O₂) = 3n(C₂H₄) = 0.6 моль

Согласно закону Гесса, теплота химической реакции (Q_{реакции}) равна разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ:

Q _{реакции} = УQ_{обр.(продуктов)} -- УQ_{обр.(исх.веществ})

Подставив в эту формулу исходные данные, получим:

Q_{реакции} = 2_Qобр(CO2) + 2Q_обр(H2O) - Q_обр(C2H4) - 3Q_обр(O2) = -393,62 * 0,4 + (-241,88) *0,4 - 52,30 * 0,2 -0 * 0,6 = - 157,448 - 96,752 - 10,46 = 264,66 (кДж)

Ответ: при сгорании 4,48 л этилена выделится 264,66 кДж тепла.

7. Как влияют понижение температуры, увеличение концентрации адсорбируемого газа на адсорбционное равновесие

А). Снижение температуры ведет к уменьшению активности броуновского движения молекул, что ведет к ускорению процессов десорбции и замедлению процессов адсорбции. Таким образом, понижение температуры сдвигает адсорбционное равновесие в сторону десорбции.

Б). При увеличении концентрации адсорбируемого газа увеличивается частота столкновений его молекул с адсорбентом. В результате этого адсорбция растет. Степень влияния повышения концентрации на адсорбционное равновесие различна и зависит от значений концентрации газа.

Схема изотермы адсорбции газа представлена на рисунке 3.

Рис. 3. Изотерма адсорбции

Из представленного графика видно, что в области малых концентраций наблюдается прямая пропорциональность (см. рисунок 2, участок I), при дальнейшем увеличении концентрации газа адсорбция увеличивается, но уже в меньшей степени (см. рисунок 2, участок II). При больших концентрациях кривая переходит в прямую, параллельную оси абсцисс (см. рисунок 2, участок III). Такой вид кривой обусловлен постепенным насыщением поверхности адсорбента. С момента полного насыщения (Г = Г?) увеличение концентрации на количество адсорбированного вещества уже не влияет.

Таким образом, увеличение концентрации адсорбируемого газа будет приводить к сдвигу адсорбционного равновесия в сторону адсорбции до момента полного насыщения газом адсорбирующей поверхности.

Литература

1. Неорганическая химия: курс лекций / С.Д. Кирик, Г.А. Королева, Н.М. Вострикова и др. - Красноярск: ИПК СФУ, 2008.

2. Стромберг А.Г. Физическая химия. / П.О. Семченко - М.: Высш. шк., 2006. - 527с.

3. Задачи по органической химии с решениями. Курц А.Л. и др. 2004, 264с.

4. Задачи и упражнения по общей химии. Глинка Н.Л. 2005, 240с.

5. Неорганическая химия. Курс лекций. Кирик С.Д. и др. СФУ; 2008, 266с.

6. Общая и неорганическая химия, Коржуков Н.Г., 2004.

7. Учебник по химии для 11 класса общеобразовательных учреждений, базовый.

8. 52 диагностических варианта по химии 10 класс: Савинкина - 2011 год.

Размещено на Allbest.ru