- •Федеральное агентство по образованию
- •Введение
- •Основные законы химии Краткие теоретические сведения
- •Определение z* и расчет мэ простых и сложных веществ
- •Математически закон эквивалентов для условной реакции вида
- •Примеры решения задач
- •По закону эквивалентов [формула (13)]: .
- •С.О. Кислорода в любом оксиде равна –2, тогда по формуле (9)
- •Следовательно, .
- •Строение атомов и свойства химических элементов Краткие теоретические сведения
- •Основная масса атома сосредоточена в ядре и характеризуется массовым числом а, которое равно сумме числа протонов z и числа нейтронов n:
- •Основные характеристики подуровней
- •Зависимость некоторых свойств элементов и их соединений от z
- •Относительная электроотрицательность некоторых элементов
- •Примеры решения задач
- •Химическая связь и строение молекул
- •Разрыв связи в молекуле может быть осуществлен:
- •Виды гибридизаций ао и геометрические параметры частиц
- •Строение и ожидаемая полярность молекул
- •Примеры решения задач
- •По табл.4 определяем что эо атомов хлора и йода равны 2,83 и 2,21 соответственно. Найдем разность эо атомов
- •По графику на рис.1 определяем си связи. Си 5 %. Тогда
- •Литература
- •Содержание
Виды гибридизаций ао и геометрические параметры частиц
Тип гибридизации |
Расположение гибридных АО |
Угол между связями |
Количе-ство Ё |
Геометрическая форма и состав молекулы |
Пример |
sp |
Линейное |
180 |
0 |
Линейная АВ2 |
BeCl2 |
sd |
Линейное |
90 |
0 |
Угловая АВ2 |
SrCl2 |
sp2 или sd2 |
Треугольное |
120 уменьшается |
0 1 |
Треугольник АВ3 Угловая АВ2Ё |
BF3 SnCl2 |
sp3илиsd3 |
Тетраэд-рическое |
10928/ уменьшается
уменьшается |
0 1
2 |
Тетраэдр АВ4 Тригональная пирамида АВ3Ё Угловая АВ2Ё2 |
CH4 NF3
H2O |
sp3d |
Тригонально-бипирами-дальное |
90и 120
______
180и 90 180 |
0
1
2 3 |
Тригональная бипирамида АВ5 Неправильный тетраэдр АВ4Ё Т-образная АВ3Ё2 Линейная АВ2Ё3 |
PCl5
SF4
ClF3 XeF2 |
sp3d2 |
Октаэдри-ческое |
90 90
90 |
0 1
2 |
Октаэдр АВ6 Тригональная пирамида АВ5Ё Квадрат АВ4Ё2 |
SF6 SbF XeF4 |
sp3d3илиsp3d2f |
Пентагональ-но-бипирами-дальное |
____
____ |
0
1 |
Пентагональная пирамида АВ7 Неправильный октаэдр АВ6Ё |
IF7
XeF6 |
При образовании КС между атомами одинаковой химической природы (например, в молекулах Н2, Cl2, О2) общее электронное облако располагается в пространстве между ядрами симметрично. Такую КС называют неполярной. Если же связь образуют атомы разных элементов, то общие электроны смещаются в сторону атома с большим значением ЭО и такую КС называют полярной. Смещение электронной плотности в область более электроотрицательного элемента приводит к возникновению в его околоядерном пространстве эффективного отрицательного заряда q–, и, наоборот, недостаток электронной плотности у взаимодействующего с ним атома ведет к появлению эффективного положительного заряда q+. Такая система представляет собой электрический диполь, поэтому мерой полярности КС является величина электрического момента диполя (ЭМД) связи А–В, Клм, которую можно оценить по формуле
(16)
где l – длина диполя. При оценочных расчетах длину диполя можно принимать равной длине связи.
ЭМД можно также выражать в дебаях, D: 1 D = 3,3310-30 Кл м.
Полярную КС характеризуют при помощи степени ионности (СИ) и степени ковалентности (СК) связи, которые в сумме составляют 100 % (СИ + СК = 100 %). СИ показывает долю (%) смещенности общей электронной пары в область атома с большим значением ЭО. Ее можно оценить по формуле
% (17)
где е – заряд электрона (е = 1,60210-19 Кл).
Из уравнения (17) следует, что с увеличением ЭО взаимодействующих атомов СИ связи увеличивается, а СК связи уменьшается. Количественная связь между СИ и ЭО приведена на рис.1.
Рис. 1. Зависимость СИ от ΔЭО.
А–В – величина векторная, направленная от положительного полюса диполя к отрицательному. Например, в молекуле HF НF будет направлен от атома водорода к атому фтора, так как ЭО(F) > ЭО(Н) (см. табл.4).
Молекулы с полярными КС в зависимости от распределения суммарной электронной плотности всех связей в молекуле могут быть полярными и неполярными. Молекула считается неполярной, если ЭМД молекулы , который определяется путем геометрического сложения ЭМД всех ее связей, равен нулю.
Например, в молекуле СО2 (см. рис.2а), которая имеет симметричное линейное строение, ЭМД отдельных связей направлены в противоположные стороны и при их геометрическом сложении полностью компенсируют друг друга. Поэтому = 0 и молекула СО2 является неполярной.
В полярной молекуле >0, то есть геометрическое сложение векторов ЭМД связей дает конечный вектор . Например, в угловой молекуле Н2О (см. рис.2б) полярные связи располагаются под углом 104,5. При геометрическом сложении ЭМД связей не происходит их взаимной компенсации (>0, молекула полярная).
а) б)
Рис.2. Векторное сложение ЭМД на примере молекул Н2О и СО2.
В табл. 6 приведены предполагаемые полярности молекул различной геометрической формы.
По методу молекулярных орбиталей (ММО) молекула рассматривается как единое целое – ядра атомов составляют каркас молекулы, а электроны атомов становятся общими для всей молекулы, и располагаются на молекулярных орбиталях (МО). Метод основан на следующих положениях:
1. МО образуются путем линейной комбинации АО, то есть сложения или вычитания исходных АО – метод линейной комбинации АО (ЛКАО).
По методу ЛКАО: если МО образуется в результате сложения АО, то её энергия будет ниже, чем энергия исходных АО. Такая орбиталь называется связывающей МО (обозначается , или в зависимости от типа перекрывания электронных облаков). В случае вычитания АО возникающая МО имеет более высокое значение энергии, чем исходная АО и называется разрыхляющей (обозначается *, * или *). Электрон, находящийся на связывающей МО, обеспечивает связь между атомами, а электрон, находящийся на разрыхляющей МО, ослабляет связь между атомами;
2. При заполнении электронами МО выполняются принцип Паули и правило Гунда;
3. Число МО равно числу взаимодействующих АО реагирующих атомов. Например, при взаимодействии двух АО со стороны каждого атома в молекуле типа А2 образуется четыре МО, из которых две связывающие и две разрыхляющие.
4. По возрастанию энергий МО двухатомных молекул первого периода и начала второго периода (до N2 включительно) можно расположить в следующий ряд: σ< σ< σ< σ< π= π< σ< π= π< σ.
МО двухатомных молекул конца второго периода (от О2 и далее) по возрастанию энергий располагаются в несколько иной ряд:
σ< σ< σ< σ< σ< π= π< π= π< σ;
Таблица 6