28 Оснавные понятия химии.Все вещества состоят из атомов. Представление о том, что вещество состоит из отдельных, очень малых частиц, — атомная гипотеза — возникло еще в древней Греции. Однако создание научно обоснованного атомно-молекулярного учения стало возможным значительно позже — в XVIII—XIX вв., когда физика стала базироваться на точном эксперименте. В химию количественные методы исследования были введены М. В. Ломоносовым во второй половине XVIII в.Атомы бывают различные. Атомы каждого вида одинаковы между собой, но они отличаются от а,томов любого другого вида. Так, атомы углерода, азота и кислорода имеют различные размеры, отличаются по физическим и химическим свойствам. Атомы состоят из элементарных частиц; электрон, протон,нейтрон .Атом — система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из ядра и электронов. Тип атома определяется составом его ядра. Ядро состоит из протонов и нейтронов, вместе называемых нуклонами. Элемент — совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра, т. е. числом протонов. Атомы элемента могут иметь различные числа нейтронов в составе ядра, а следовательно, и массу. Такие атомы, относящиеся к одному элементу, называются изотопами. Каждый известный элемент имеет свое обозначение. Так водород обозначается как Н, углерод — С, кислород — О, кремний — Si, железо — Fe. Атом — наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами.
При химическом взаимодействии атомов образуются молекулы. Молекулы бывают одноатомные (например, молекулы гелия Не), двухатомные (азота N2, оксида углерода СО), многоатомные (воды НгО, бензола СеНб) и полимерные (содержащие до сотен тысяч и более атомов — молекулы металлов в компактном состоянии, белков, кварца). При этом атомы могут соединяться друг с другом не только в различных соотношениях, но и различным образом. Поэтому при сравнительно небольшом числе химических элементов число различных веществ очень велико. Состав и строение молекул определяют состояние вещества при выбранных условиях и его свойства. Например, диоксид углерода СО-2 при обычных условиях — газ, взаимодействующий с водой, а диоксид кремния SiO2 — твердое полимерное вещество, в воде не растворяющееся. При химических явлениях молекулы разрушаются, но атомы сохраняются. Во многих химических процессах атомы и молекулы могут переходить в заряженное состояние с образованием ионов — частиц, несущих избыточный положительный или отрицательный заряды. Вещества бывают простые и сложные. Простые-состоят из атомов одного вида элемента –одноэлементны. Сложные-из атомов разных элементов – многоэлементны.Атомные и молекулярные .массы. Масса всех частиц вещества составляет массу вещества. В химии, как правило, под массой подразумевают массу покоя. Масса характеризует инерционные и гравитационные свойства вещества, которые для массы покоя равны друг другу. Различают относительные массы и просто массы (абсолютные). Для измерения относительной атомной массы введена атомная единица массы (а. е. м.): 1а. е. м. =m(126C)/12 = 1,6606*10-27 кг.
Относительной атомной массой элемента (сокращенно — атомной массой) называют отношение средней массы атома при его природном изотопном составе к 1/12массы атома изотопа углерода126C Относительная атомная масса- величина безразмерная и обозначается символом Аг. Подстрочный индекс «г» происходит от лат. relativu» — относительный. Относительные атомные массы кислорода и водорода равны АГ(О)=15,9994; АГ(Н)=1,00794. Относительные атомные массы известных элементов приведены в таблице «Периодическая система элементов Д. И.Менделеева».
Аналогично относительной молекулярной массой (сокращенно — молекулярной массой) вещества называют отношение средней массы вещества определенного формульного состава, включающего атомы отдельных элементов в их природном изотопном составе, к 1/12 массы атома изотопа углерода 126C .Безразмерная величина -относительная молекулярная масса — обозначается символом Мг. Поскольку масса любой молекулы равна сумме масс составляющих ее атомов, то относительная молекулярная масса равна сумме соответствующих относительных атомных масс. Например, молекулярная масса воды, молекула которой содержит два атома водорода и один атом кислорода, равна МГ(Н2О)= 1,0079 • 2 + 15,9994 = 18,0152.
Масса атома или молекулы любого вещества равна произведению относительной массы на атомную единицу массы:т (атома) ~ А,, • 1(а. е. м.); т (молекулы) = Мг • 1(а. е. м.).
Количество вещества. Любое вещество состоит из определенных структурных единиц. Например, поваренная соль, хлорид натрия, состоит из условных молекул кристаллического вещества NaCl, газ метан — из отдельных молекул СH4. Такие структурные единицы принято называть формульными единицами и обозначать как ФЕ. Формульные единицы — это реально существующие частицы, представляющие собой электроны, атомы, молекулы, ионы, условные молекулы кристаллических веществ и полимеров и др. Для характеристики числа частиц вводится понятие количества вещества. Количество вещества В- это физическая величина, указывающая на число формульных единиц вещества относительно постоянной Авогадро. Обозначается количество вещества символом пв или п(В): пв - NФЕ/NA, где NФЕ — число частиц вещества В, NA— постоянная Авогадро, которую в практических расчетах принимают равной NA = 6,02 • 1023. Постоянная Авогадро, в свою очередь, показывает число атомов, содержащихся в 12 г изотопа углерода 126C или количество атомных единиц массы в 1 г вещества. Поэтому а. е. м.= 1/NA = 1/6,02 • 1023 = 1,66 • 10~24 г. Количество вещества измеряют в молях. Моль — это такое количество вещества, которое содержит столько ФЕ, сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода. 126C Кратко говоря, моль — количество вещества, содержащее число его формульных единиц, равное постоянной Авогадро. Применяя понятие «моль», необходимо в каждом конкретном случае точно указывать, какие именно структурные единицы
имеются в виду. Например, следует различать моль атомов Н, моль молекул Н2, моль ионов Н+, моль электронов е.
Молярная масса и молярный объем вещества. Молярная масса — масса моля ФЕ вещества. Она рассчитывается через массу и количество вещества по формуле:Мв=тв/пв. Молярную массу обычно выражают в г/моль. Отсюда следует, что молярная масса вещества, выраженная в граммах на моль, имеет, то же численное значение, что и его относительная молекулярная (атомная) масса. Так, молярная масса атомарного водорода равна 1,008 г/моль, молекулярного водорода — 2,016 г/моль, молекулярного кислорода — 31,999 г/моль.
Согласно закону Авогадро одно и то же число молекул любого газа занимает при одинаковых условиях один и тот же объем. С другой стороны, 1 моль любого вещества содержит (по определению) одинаковое число частиц. Отсюда следует, что при определенных температуре и давлении 1 моль любого вещества в газообразном состоянии занимает один и тот же объем. Нетрудно рассчитать, какой объем занимает один моль газа при нормальных условиях, т. е. при нормальном атмосферном давлении (101,325 кПа) и температуре 273 К. Например, экспериментально установлено, что масса 1 л кислорода при нормальных условиях равна 1,43 г. Следовательно, объем, занимаемый при тех же условиях одним молем кислорода (32 г), составит 32 : 1,43 = 22,4 л. То же число получим, рассчитав объем одного моля водорода, диоксида углерода и т. д. Отношение объема, занимаемого веществом, к его количеству называется молярным объемом вещества. Как следует из изложенного, при нормальных условиях молярный объем любого газа равен 22,4 л/моль (точнее, Vn = 22,414 л/моль). Это утверждение справедливо для такого газа, когда другими видами взаимодействия его молекул между собой, кроме их упругого столкновения, можно пренебречь. Такие газы называются идеальными. Для неидеальных газов, называемых реальными, молярные объемы различны и несколько отличаются от точного значения. Однако в большинстве случаев различие сказывается лишь в четвертой и последующих значащих цифрах.
Эквивалент. Количество вещества эквивалентов. Закон эквивалентов. Из закона постоянства состава следует, что элементы соединяются друг с другом в строго определенных количественных соотношениях. Поэтому в химии введено понятие эквивалента (слово «эквивалентный» в переводе означает «равноценный»). Эквивалентом называют условные частицы вещества в целое число раз меньшие, чем соответствующие им формульные единицы. В формульной единице вещества может содержаться 1, 2, 3, ..., в общем случае ZB, эквивалентов вещества. Число ZB называют эквивалентным числом или числом эквивалентности. Эквивалентное число зависит от природы реагирующих веществ, типа и степени осуществления химической реакции. Поэтому различают эквивалентные числа элемента в составе соединения, отдельных групп, ионов и молекул. В обменных реакциях эквивалентное число вещества определяют по стехиометрии реакции.В окислительно-восстановительных реакциях значения эквивалентного числа окислителя и восстановителя определяют по числу электронов, которые принт мает 1 ФЕ окислителя или принимает 1 ФЕ восстановителя.
Если известно количество вещества, то количество вещества эквивалентов всегда в число эквивалентности раз больше {или равно) количества вещества:В практических расчетах наиболее часто пользуются молярной массой эквивалентов. Молярной массой эквивалентов вещества В называется отьошенис массы вещества В к его количеству вещества эквиваленто.Молярную массу эквивалентов вещества можно вычислить по составу соединения данного элемента с любым другим, молярная масса эквивалентов которого известна.Многие элементы образуют несколько соединений друг с другом. Из этого следует, что эквивалент элемента и его молярная масса эквивалентов могут иметь различные значения, смотря по тому, из состава какого соединения они были вычислены. Но во всех таких случаях различные эквиваленты (или молярные массы эквивалентов) одного и того же элемента относятся друг к другу, как небольшие целые числа. Например, молярные массы эквивалентов углерода, вычисленные исходя из состава диоксида и оксида углерода, равны соответственно 3 г/моль и 6 г/моль; отношение этих величин равно 1: 2. В подавляющем большинстве соединений молярная масса эквивалентов водорода равна 1, а кислорода — 8 г/моль.Понятие об эквивалентах, молярных массах эквивалентов и объемах эквивалентов газообразного вещества распространяется также на сложные вещества. Эквивалентом сложного вещества является такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом любого другого вещества. Такой расчет возможен благодаря закону эквивалентов:
вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам
При решении некоторых задач удобнее пользоваться другой формулировкой закона эквивалентов: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их молярным массам эквивалентов (объемам эквивалентов):
29периодический закон и периодическая система химических элементов Все химические элементы, образующие вещества окружающего нас мира, взаимосвязаны и подчиняются общим закономерностям,т. е. представляют собой единое целое — систему химических элементов. Поэтому в современной науке таблицу Д. И. Менделеева называют периодической системой химических элементов. Почему «периодической», вам тоже понятно, так как общие закономерности в изменении свойств атомов, простых и сложных веществ, образованных химическими элементами, повторяются в этой системе через определенные интервалы — периоды. Некоторые из этих закономерностей, приведенные в таблице 1, вам уже известны. все существующие в мире химические элементы подчиняются единому, объективно действующему в природе периодическому закону, графическим отображением которого и является периодическая система элементов. Этот закон и система носят имя великого русского химика Д. И. Менделеева. (1834—1907)Д. И. М пришел к открытию периодического закона, проведя сопоставление свойств и относительных атомных масс химических элементов. Он расположил все известные ему химические элементы (их было 63) в одну цепочку в порядке возрастания их относительных атомных масс и всесторонне проанализировал всю эту совокупность элементов, пытаясь найти в ней определенные закономерности. В результате напряженного творческого труда он обнаружил, что в этой цепочке имеются интервалы — периоды, в которых свойства элементов и образованных ими веществ изменяются сходным образом.Перечислим (в современных терминах) закономерные изменения свойств, проявляемые в пределах периодов:— металлические свойства уменьшаются,
— неметаллические свойства увеличиваются,
— степень окисления элементов в высших оксидах возрастает от +1 до +8,
— степень окисления элементов в летучих водородных соединениях возрастает от-4 до-1,
— оксиды от основных через амфотерные сменяются кислотными оксидами,
— гидроксиды от щелочей через амфотерные сменяются кислотами.
На основании этих наблюдений Д. И. М в 1869 г. сделал вывод — сформулировал периодический закон, который в современных терминах звучит так:Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов.
Систематизируя химические элементы на основе их относительных атомных масс, Менделеев уделял большое внимание также свойствам элементов и образованных ими веществ, распределяя элементы со сходными свойствами в вертикальные столбцы — группы. Иногда в нарушение выявленной им закономерности он ставил более тяжелые элементы перед элементами с меньшими значениями относительных атомных масс. Например, он записал в свою таблицу кобальт перед никелем, теллур — перед иодом, а когда были открыты инертные (благородные) газы, аргон — перед калием. Такой порядок расположения Менделеев считал необходимым потому, что иначе эти элементы попали бы в группы несходных с ними по свойствам элементов, в частности щелочной металл калий попал бы в группу инертных газов, а инертный газ аргон — в группу щелочных металлов. Д. И. Менделеев не мог объяснить эти исключения из общего правила, как и причину периодичности в изменении свойств элементов и образованных ими веществ. Однако он предвидел, что эта причина кроется в сложном строении атома (в то время о внутреннем строении атома ничего еще не было известно). Именно научная интуиция Менделеева позволила ему построить систему химических элементов не в порядке возрастания их относительных атомных масс, а в порядке возрастания зарядов их атомных ядер. О том, что свойства элементов определяются именно зарядами атомных ядер элементов, красноречиво говорит существование изотопов, В соответствии с современными представлениями о строении атома основой классификации химических элементов являются заряды их атомных ядер, и современная формулировка периодического закона такова: Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер. Периодичность в изменении свойств элементов объясняется периодической повторяемостью в строении внешних энергетических уровней их атомов. Именно число энергетических уровней, общее число расположенных на них электронов и число электронов на внешнем уровне отражает принятую в периодической системе символику, т. е. раскрывает физический смысл порядкового номера элемента, номера периода и номера группы. Строение атома позволяет объяснить и причины изменения металлических и неметаллических свойств элементов в периодах и группах. Следовательно, периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. М обобщают сведения о химических элементах и образованных ими веществах и объясняют периодичность в изменении их свойств и причину сходства свойств элементов одной и той же группы. Эти два важнейших значения периодического закона и периодической системы дополняет еще одно, которое заключается в возможности прогнозировать, т. е. предсказывать, описывать свойства и указывать пути открытия новых химических элементов. Уже на этапе создания периодической системы Д. И. Менделеев сделал ряд прогнозов о свойствах еще неизвестных в то время элементов и указал пути их открытия.
30 КВАНТОВО-МЕХАНИЧЕСКОЕ ОБЪЯСНЕНИЕ СТРОЕНИЯ АТОМА Орбитальная модель атомаСовременные квантово-механические представления о строении электронной оболочки атома исходят из того, что движение электрона в атоме нельзя описать определенной траекторией. Можно рассматривать лишь некоторый объем пространства, в котором находится электрон . Поскольку электрон обладает одновременно свойствами частицы и волны, то подходом, к объяснению строения электронной оболочки может быть как корпускулярная теория, так и волновая теория; обе они приводят к одинаковому наглядному представлению, сформулированному как орбитальная модель атома. В учении о строении атома используются оба подхода, которые взаимно дополняют друг друга. В трактовке строения электронной оболочки атома и в объяснении механизма образования химической связи всегда нужно иметь в виду двойственный характер электрона, называемый корпускулярно-волновым дуализмом. Согласно обоим представлениям о природе электрона и вероятностного распределения самого электрона и его электрического заряда В пространстве вокруг атомного ядра, можно дать следующее определение атомной орбитали: атомная орбиталь — это геометрический образ, отвечающий объему пространства вокруг атомного ядра, который соответствует 90 %-ой вероятности нахождения в этом объеме электрона (как частицы) и одновременно 90 %-ой плотности заряда электрона (как волны). Орбитальная модель атома водорода пригодна и для описания атома следующего элемента — гелия, имеющего два электрона. При этом следует учитывать, что в соответствии с принципом Паули на каждой атомной орбитали может находиться не более двух электронов.Если в атомной орбитали находится только один электрон (как в атоме водорода), то говорят об однократно занятой или полузаполненной, полузаселенной атомной орбитали. Если же в атомной орбитали находится два электрона (как в атоме гелия), то говорят о двукратно занятой или полностью заполненной, полностью заселенной атомной орбитали. Полузаселенные АО играют важнейшую роль при формировании химических связей.В соответствии с квантово-механическим описанием состояния электрона в атоме, каждый электрон является индивидуальной частицей. Такие его свойства, как масса и заряд не выявляют различий между электронами, особенно между теми электронами, которые находятся на одной атомной орбитали (как в атоме гелия). Собственной характеристикой каждого электрона в атоме является спин.Два электрона, находящиеся в одной атомной орбитали, различаются по спину. Спин — квантово-механическое свойство электрона, которое невозможно точно объяснить с помощью традиционных представлений на основе механического поведения макрочастиц. Без учета волновых свойств электрона спин можно интерпретировать путем сравнения электрона с шаром, вращающимся вокруг выбранной оси. Спин характеризует направление вращения и, следовательно, при двух возможных направлениях механического вращения должно существовать два разных спина электрона. Концепция о спине электрона в атоме введена в квантовую механику американскими учеными Уленбеком и Гаудсмитом (1925 г.), постулировавшими на основе анализа опытных спектроскопических данных возможность рассмотрения электрона как вращающегося волчка. Спин — неотъемлемая характеристика электрона в атоме; два электрона на одной атомной орбитали обладают антипараллельными спинами. Атомную орбиталь удобно изображать в виде квадрата, называемого квантовой ячейкой, а каждый электрон — вертикальной стрелкой, обозначающей один из двух возможных спинов электрона. Квантовая ячейка с одной стрелкой означает атомную орбиталь с одним электроном, т. е. полузаселенную орбиталь, с двумя стрелками — атомную орбиталь с двумя электронами, т. е. полностью заселенную орбиталь, без стрелок — вакантную орбиталь, т. е. без электронов.В квантовой ячейке, характеризующей полузаселенную орбиталь, можно указывать электрон и с противоположно направленным (вниз) спином, но по традиции заполнение квантовой ячейки начинают тем электроном, спин которого направлен вверх.Квантово-механические расчеты показывают, что в многоэлектронных атомах энергия электронов одного уровня неодинакова; электроны заполняют атомные орбитали разных видов и имеют разную энергию. Каждый энергетический уровень, кроме первого, расщепляется на такое число энергетических подуровней, сколько видов орбиталей включает этот уровень. Второй энергетический уровень расщепляется на два подуровня (2s- и 2р-подуровни), третий энергетический уровень — на три подуровня (3s-, Зр- и Зd-подуровни) и т. д. Каждый s-подуровень Содержит одну s-AO, каждый р-подуровень— три р-АО, каждый d-подуровень — пять d-AO и каждый f-подуровень — семь f-АО. Энергетический уровень характеризуется главным квантовым числом п. Для всех известных элементов значения п изменяются от 1 до 7. Электроны в многоэлектронном атоме, находящемся в основном (невозбужденном) состоянии, занимают энергетические уровни от первого до седьмого. Энергетический подуровень характеризуется орбитальным квантовым числом l.принцип Паули
в атоме не могут одновременно находиться два электрона в тождественных состояниях. Два электрона, занимающие в атоме разные энергетические уровни (разные значения п) и подуровни (разные значения l), находятся в различных квантово-механических состояниях. Различие электронов, занимающих раз-
ные атомные орбитали одного подуровня (n,l = const), кроме s-подуровня, характеризуется магнитным квантовым числом ml. Это число называется магнитным, поскольку оно характеризует поведение электронов во внешнем магнитном поле. Каждая атомная орбиталь однозначно определяется тремя квантовыми числами — главным n, орбитальным l и магнитным ml. Сочетание трех квантовых чисел, характеризующих конкретную атомную орбиталь, выбирается из ансамбля всех возможных значений квантовых чисел.Поскольку электроны, находящиеся в одной атомной орбитали, имеют одинаковые значения квантовых чисел n,l и ml, то для отличия двух электронов на одной орбитали используется четвертое, спиновое квантовое число ms, которое определяется спином электрона . В соответствии с принципом Паули можно утверждать, что каждый электрон в атоме однозначно характеризуется своим набором четырех квантовых чисел — главного n, орбитального l, магнитного ml и спинового ms.Заселение электронами энергетических уровней, подуровней и атомных орбиталей подчиняется следующему принципу минимума энергии.В невозбужденном атоме все электроны обладают наименьшей энергией.Это означает, что каждый из электронов, заполняющих оболочку атома, занимает такую орбиталь, чтобы атом в целом имел минимальную энергию.В многоэлектронных атомах энергия электрона зависит не только от главного, но и от орбитального квантового числа. Главное квантовое число определяет здесь лишь некоторую энергетическую зону, в пределах которой точное значение энергии электрона определяется величиной l. При этом справедливо первое правило Клечковского:электрон обладает наинизшей энергией на той электронной подоболочке, где сумма квантовых чисел п и l минимальна Е = min при п + l = min.
В тех случаях, когда сумма (п +l) одинакова для рассматриваемых электронных подоболочек, при распределении электронов используется второе правило Клечковского:
электрон обладает наинизшей энергией на подоболочке с наименьшим значением главного квантового числа
Е = min при п = min, если п + l = const.
Заполнение атомных орбиталей внутри одного энергетического подуровня происходит в соответствии с правилом, сформулированным немецким физиком Ф. Хундом (1927 г.) (правило Хунда):атомные орбитали, принадлежащие к одному подуровню, заполняются каждая вначале одним электроном, а затем происходит их заполнение вторыми электронами.
31 Типы химической связи
Образование химических соединений обусловлено возникновением химической связи между атомами в молекулах и кристаллах.Химическая связь — это взаимное сцепление атомов в молекуле и кристаллической решетке в результате действия между атомами электрических сил притяжения.Появление атомной модели Бора, впервые объяснившей строение электронной оболочки атома, способствовало созданию представления о химической связи и ее электронной природе. В 1915 г. немецкий физик Коссель дал объяснение химической связи в солях, в 1916 г. американский физико-химик .Льюис предложил трактовку химической связи в молекулах. Коссель и Льюис исходили из представления о том, что атомы элементов обладают тенденцией к достижению электронной конфигурации благородных газов. Атомы благородных газов, кроме элемента первого периода — гелия, имеют во внешнем электронном слое, т. е. на высшем энергетическом уровне, устойчивый октет (восемь) электронов; при таком строении способность атомов к вступлению в химические реакции минимальна, например, в противоположность атомам водорода, кислорода, хлора и другим, атомы благородных газов не образуют двухатомных молекул. Представления Косселя и Льюиса получили в истории химии название октетной теории, или электронной теории валентности. Валентность элементов главных групп Периодической системы зависит от числа электронов, находящихся во внешнем слое электронной оболочки атома. Поэтому эти внешние электроны принято называть валентными. Все изменения, происходящие в электронных оболочках атомов при химических реакциях, касаются только валентных электронов. Для элементов побочных групп в качестве валентных могут выступать как электроны высшего энергетического уровня, так и электроны внутренних незавершенных подуровней.Развитие квантова-механических представлений о строении атома и создание орбитальной модели атома привели к выработке двух современных научных подходов для объяснения химической связи — метода валентных связей и метода молекулярных орбиталей. Оба метода не взаимоисключают, а дополняют друг друга и позволяют трактовать процесс формирования химической связи и выяснить внутреннее строение веществ.Различают три основных (модельных) типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую связи .Эти типы химической связи не существуют изолированно друг от друга в реальных веществах, они являются только моделями различных форм химического связывания, которые реализуются в действительности как промежуточные формы связи.Значительно более слабые, чем ковалентная, ионная и металлическая связи, межмолекулярные силы, которые обеспечивают взаимное удерживание молекул в молекулярных кристаллических решетках, например в решетке твердого диоксида углерода, или в жидкостях, например в воде. Эти силы называются силами Ван-дер-Ваальса. Ковалентная связь образуется за счет общих электронных пар, возникающих в электронных оболочках связываемых атомов. Поскольку ковалентно связанные атомы не несут на себе ионных зарядов как при ионной связи, ковалентную связь еще называют гомеополярной или неполярной.Ковалентная связь может быть образована атомами одного и того же элемента тогда она неполярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах одноэлементных газов Н2, О2, N2, С12 и др. Ковалентная связь может быть образована атомами разных элементов, сходных по химическому характеру, и тогда она полярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах Н2О, NF3, CS2. Неполярную ковалентную связь еще называют чисто ковалентной.Ковалентные связи обладают пространственной направленностью. В результате ковалентного связывания атомов образуются либо молекулы, либо атомные кристаллические решетки со строго определенным геометрическим расположением атомов. Каждому веществу (или нескольким изоморфным веществам) соответствует своя структура.КОВАЛЕНТНЫЕ СВЯЗИ В МОЛЕКУЛАХ И АТОМНЫХ КРИСТАЛЛИЧЕСКИХ РЕШЕТКАХ В виде молекул существуют одноэлементные газы, например Н2, С12, многие несолеобразные неорганические вещества, например НС1, Н2О, NH3, CO2, и почти все органические вещества, г. е. соединения углерода. В молекулах атомы элементов связаны между собой ковалентными связями. Молекулы электронейтральны; вещества, состоящие из молекул особенно с чисто ковалентными связями, не проводят электрического тока.Наличие ковалентных связей в молекуле обусловливает ее устойчивость, что объясняется сильным электростатическим взаимодействием между положительно заряженными атомными ядрами и отрицательно заряженными связывающими электронами.Для того, чтобы стала возможной химическая реакция между молекулами веществ, необходимо обеспечить разрыв прочных ковалентных связей (или хотя бы части этих связей) в молекулах. Именно поэтому химические реакции между молекулярными веществами протекают, как это характерно для органической химии, значительно медленнее, чем типичные для неорганической химии реакции между ионными соединениями.
В противоположность прочным ковалентным связям между атомами в молекулах, связывание между молекулами вещества очень слабое, даже если это связывание обеспечивает уже при комнатной температуре образование молекулярной кристаллической решетки. Например, такие твердые при обычных условиях молекулярные вещества, как иод 12, фенол С6Н5ОН и нафталин СюНз, намного легче по сравнению с ионными соединениями (солями) переходят в газообразное состояние. Еще легче достигается такой переход у жидких молекулярных веществ, например у брома Вгг, воды Н2О и этанола С2Н5ОН. Известно достаточно много и газообразных молекулярных веществ: хлор СЬ, аммиак NH3, метан СН4 и др.
Молекулярные вещества, как правило, имеют низкие температуры плавления и кипения, поэтому их часто называют летучими веществами. Летучесть обычно уменьшается при увеличении размеров молекул. Ковалентные вещества, молекулы которых имеют очень большие размеры (макромолекулы), практически нелетучи. К таким веществам относятся, например, крахмал, целлюлоза,* пластмассы, искусственные волокна. Твердые макромолекулярные (полимерные) вещества разлагаются при нагревании еще до того, как для них достигается газообразное, а нередко и жидкое состояние.Межмолекулярное взаимодействие осуществляется благодаря действию между молекулами, независимо от того, являются они полярными или нет, сил Ван-дер-Ваальса. Эти силы названы так потому, что впервые межмолекулярное взаимодействие стал учитывать голландский физик Ван-дер-Ваальс (1873 г.) при объяснении свойств реальных газов и жидкостей. Межмолекулярное взаимодействие нейтральных частиц вещества (молекул, атомов) имеет электрическую природу и заключается в электростатическом притяжении между полярными или неполярными частицами. Притяжение между полярными частицами достигается разделением электрических эффективных зарядов внутри этих частиц, т. е. наличием у этих частиц постоянных электрических диполей. В неполярных частицах диполи индуцируются (так называемые наведенные временные диполи), что также обусловливает притяжение таких частиц. Постоянные и наведенные диполи возникают вследствие движения электронов внутри электронной оболочки атомов и молекул, поэтому все нейтральные частицы в реальных газах, жидкостях и твердых веществах оказывают взаимное влияние друг на друга и не являются независимыми.Ковалентные связи существуют и в атомных кристаллических решетках. Атомные решетки образуются у относительно немногих веществ в твердом состоянии. Типичным примером атомной решетки служит алмаз — одна из форм существования в свободном виде элемента углерода. В атомной решетке алмаза каждый атом углерода связан четырьмя ковалентными связями (см. белые кружки на рисунке), т. е. он образует четыре общих электронных пары с четырьмя соседними атомами углерода. Поэтому алмаз и все другие вещества, имеющие атомную кристаллическую решетку, например SiC и В4С, отличаются большой твердостью и очень высокими температурами плавления и кипения. Такие вещества часто объединяют групповым названием алмазоподобные вещества . По методу валентных связей при сближении двух атомов водорода происходит перекрывание их s-орбиталёй, каждая из которых содержит один электрон. Этот процесс сопровождается выделением энергии при1 образовании общей электронной пары. При объединении атомов в молекулы реализуется состояние с энергетическим минимумом. Таким образом, прочность ковалентной связи обусловлена тем, что для ее разрыва всегда необходима затрата некоторой энергии. По методу молекулярных орбиталей, исходящему из орбитальной модели атома, процесс образования ковалентной связи в молекуле Н2 объясняется следующим образом. Однократно заселенные электроном орбитали двух атомов водорода при их достаточном сближении и перекрывании комбинируется в две молекулярные орбитали, внутри которых располагаются оба атомных ядра. Одна из этих молекулярных орбиталей оказывается полностью занятой двумя электронами. Любую молекулярную орбиталь можно трактовать, подобно любой атомной орбитали, как объем пространства в молекуле, где пребывание электронов можно обнаружить с вероятностью 90 % и где может сосредотачиваться 90 % электронной плотности одного или двух электронов в зависимости от занятости данной МО. Здесь рассматриваются только двухцентровые молекулярные орбитали, охватывающие два атомных ядра; от них легко перейти к общему представлению о многоцентровых молекулярных орбиталях, существующих в многоатомных частицах, например в молекуле бензола .Ковалентная связь, при формировании которой обе взаимодействующие атомные орбитали перекрываются и комбинируются вдоль оси таким образом, что образуются вращательно-симметричные молекулярные орбитали, называется а-связью. Если в образовании ?-связи участвуют со стороны обоих атомов s-AO, то для уточнения информации говорят о возникновении ?s-s-связи.Две молекулярные орбитали, которые всегда образуются при комбинировании двух атомных орбиталей, различаются по энергии. Молекулярная орбиталь, которая оказывается более выгодной для электронов по энергии и благодаря которой атомы связываются в молекулу, называется связывающей, ее обозначают как ?-МО. Другая молекулярная орбиталь, менее выгодная по энергии, чем исходные атомные орбитали, называется разрыхляющей (антисвязывающей); ее обозначают как ?*-МО. Названия «связывающая» и «разрыхляющая» МО исходят из распределения электронной плотности в этих объемах молекулярного пространства. Связывающей МО отвечает повышенная электронная плотность в области связывания (между атомными ядрами), а разрыхляющей МО — повышенная электронная плотность в области разрыхления (по обе стороны за атомными ядрами). Таким образом, электроны на связывающих МО укрепляют химическую связь, а электроны на разрыхляющих МО ослабляют (разрыхляют) химическую связь. ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ .Атомы водорода, которые ковалентно связаны с атомом элемента, имеющего . высокую электроотрицательность (чаще всего F, О, N, а также Cl, S и С), несут на себе относительно высокий эффективный заряд. Вследствие этого такие атомы водорода могут электростатически взаимодействовать с атомами указанных элементов. Так, атом Н одной молекулы воды ориентируется и соответственно взаимодействует (что показано тремя точками) с атомом О?- другой молекулы воды.Связи, образуемые атомом Н, находящимся между двумя атомами электроотрицательных элементов, называются водородными.Водородные связи имеют большое значение в химии белка. Многочисленные процессы обмена в живых организмах обусловливаются достаточными (хотя и небольшими) значениями энергии электростатических составляющих водородной связи; они легко образуются и легко разрушаются. Водородные связи, возникающие между соседними цепными молекулами в полимерах, повышают прочность материалов, особенно химических волокон.ИОННАЯ СВЯЗЬ .Чисто ионной связью называется химически связанное состояние атомов, при котором устойчивое электронное окружение достигается путем полного перехода общей электронной плотности к атому более электроотрицательного элемента.Чисто ионная связь есть предельный случай ковалентной связи.Ионная связь возможна только между атомами электроположительных и электроотрицательных элементов, находящимися в состоянии разноименно заряженных ионов.Процесс образования ионной связи позволяет объяснить электростатическая модель, т. е. рассмотрение химического взаимодействий между отрицательно и положительно заряженными ионами.Ионы — это электрически заряженные частицы, образующиеся из ней* тральных атомов или молекул путем отдачи или приема электронов.