- •ВВЕДЕНИЕ
- •1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ХИМИИ
- •1.1. Химическая реакция
- •1.2. Классификация веществ
- •1.3. Количественные расчеты в химии
- •2. СТРОЕНИЕ АТОМА
- •2.1. Развитие представлений о строении атома
- •2.1.1. Теория строения атома Бора
- •2.1.2. Особенности описания микрочастиц
- •2.2. Основные понятия волновой механики
- •2.2.1. Волновое уравнение
- •2.2.2. Решение уравнения Шрёдингера для простейших случаев
- •2.3.1. Основное состояние атома водорода
- •2.3.2. Радиальное распределение электронной плотности. Электронная орбиталь
- •2.3.3. Возбужденные состояния атома водорода
- •2.3.4. Многоэлектронные атомы
- •2.4. Периодический закон и таблица элементов
- •2.4.1. Электронные конфигурации многоэлектронных атомов
- •2.4.2. Связь периодического закона со строением атома
- •2.4.3. Физико-химические характеристики атома
- •Контрольные вопросы
- •3. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
- •3.1. Основные характеристики и классификация моделей химической связи
- •3.1.1. Основные параметры химической связи
- •3.1.2. Типы химической связи
- •3.2. Ковалентная химическая связь
- •3.2.1. Метод валентных связей
- •3.2.3. Геометрия простейших молекул. Гибридизация АО
- •3.2.4. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи
- •3.2.5. Метод молекулярных орбиталей
- •3.2.6. Полярность связи и дипольный момент молекулы
- •Контрольные вопросы
- •4. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ В ТВЕРДЫХ ВЕЩЕСТВАХ
- •4.1. Межмолекулярные взаимодействия
- •4.1.2. Водородная связь
- •4.2. Химическая связь в твердом теле
- •4.2.1. Основные понятия о строении кристаллов
- •4.2.3. Ковалентные (атомные) кристаллы
- •4.2.4. Ионные кристаллы. Ионный тип химической связи
- •4.2.5. Химическая связь в металлах
- •4.2.6. Зонная модель кристаллического тела
- •4.2.7. Металлы, полупроводники и диэлектрики
- •4.2.8. Кристаллические материалы
- •4.2.9. Аморфные твердые тела
- •4.3. Химическая связь в жидкостях
- •Контрольные вопросы
- •5. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА
- •5.1. Основные понятия и определения
- •5.1.1. Термодинамическая система
- •5.1.2. Термодинамический процесс
- •5.2. Тепловые эффекты физико-химических процессов
- •5.2.1. Внутренняя энергия
- •5.2.2. Первое начало термодинамики
- •5.2.3. Тепловой эффект химической реакции
- •5.2.4. Термохимические расчеты
- •5.3. Направление и пределы протекания химического процесса
- •5.3.1. Второе начало термодинамики
- •5.3.2. Энтропия
- •5.3.3. Направление химического процесса
- •5.3.4. Химический потенциал
- •Контрольные вопросы
- •6. КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
- •6.1. Механизм химической реакции
- •6.1.1. Частицы, участвующие в химической реакции
- •6.1.2. Классификация химических реакций
- •6.2. Элементарная химическая реакция
- •6.2.1. Скорость химической реакции
- •6.2.2. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ
- •6.2.3. Константа скорости химической реакции
- •6.3. Формальная кинетика гомогенных реакций
- •6.3.1. Кинетические уравнения реакций
- •6.3.2. Зависимость скорости реакции от температуры
- •6.3.3. Определение кинетических параметров реакции
- •6.4. Цепной механизм химической реакции
- •6.5. Индуцированные реакции
- •6.5.1. Фотохимические реакции
- •6.5.2. Радиационно–химические процессы
- •6.6. Макрокинетика
- •6.6.1. Гетерогенные реакции
- •6.6.2. Горение и взрыв
- •6.7. Катализ
- •6.7.1. Гомогенный катализ
- •6.7.2. Гетерогенный катализ
- •Контрольные вопросы
- •7. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
- •7.1. Термодинамическое условие химического равновесия
- •7.2. Кинетическое условие химического равновесия
- •7.3. Расчет равновесного состава газовой смеси
- •7.4. Равновесия в растворах
- •7.4.1. Растворы
- •7.4.2. Электролитическая диссоциация
- •7.4.3. Ионное произведение воды. Водородный показатель
- •7.4.4. Растворы кислот и оснований
- •7.4.5. Буферные растворы
- •7.4.6. Гидролиз солей
- •7.4.7. Обменные реакции с образованием осадка
- •7.5. Фазовые равновесия
- •7.5.1. Диаграмма состояния однокомпонентной системы
- •7.5.2. Диаграмма состояния двухкомпонентной системы
- •7.5.3. Кипение и кристаллизация растворов
- •7.5.4. Электролиты
- •Контрольные вопросы
- •8. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ
- •8.1. Основные понятия и определения
- •8.2. Электродные процессы
- •8.2.1. Скачок потенциала на границе «металл–электролит»
- •8.2.2. Уравнение Нернста
- •8.2.3. Электроды
- •8.3. Неравновесные электрохимические системы
- •8.3.1. Гальванический элемент
- •8.3.2. Окислительно-восстановительные реакции в водных растворах
- •8.3.3. Электролиз
- •8.4. Кинетика электрохимических процессов
- •8.4.1. Скорость электрохимических процессов
- •8.4.2. Поляризация электродов
- •8.5. Практическое использование электрохимических процессов
- •8.5.1. Химические источники тока
- •8.5.2. Применение электролиза
- •Контрольные вопросы
- •9. КОРРОЗИЯ И ЗАЩИТА МЕТАЛЛОВ
- •9.1. Коррозионные процессы
- •9.2. Химическая коррозия
- •9.2.1. Высокотемпературная газовая коррозия
- •9.2.2. Кинетика роста оксидных пленок
- •9.2.3. Факторы, влияющие на скорость газовой коррозии
- •9.3. Электрохимическая коррозия
- •9.3.1. Анодные и катодные реакции
- •9.3.2. Термодинамические условия электрохимической коррозии металлов
- •9.3.3. Факторы, влияющие на скорость электрохимической коррозии
- •9.4. Коррозионные среды и влияние дополнительных факторов
- •9.4.1. Коррозионно-механическое разрушение металлов
- •9.4.2. Водородная коррозия
- •9.4.3. Радиационная коррозия
- •Контрольные вопросы
- •Библиографический список
второго периода приведена в табл. 3.3.
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Т а б л и ц а 3.3 |
|
Молекула |
Электронная конфи- |
Кратность |
Энергия |
Примечание |
||||||||||
|
|
|
|
|
гурация |
|
|
кДж/моль |
|
|
||||
Li |
2 |
σ 2 |
|
|
|
|
|
|
1 |
107 |
|
|
||
|
|
св |
2σ 2 |
|
|
|
|
|
0 |
|
Нет |
|
||
Be |
σ |
|
|
|
|
|
− |
|
||||||
B |
|
2 |
св |
р |
2π |
|
|
|
|
|
1 |
288 |
Парамагнетик |
|
2 |
σ |
2σ |
|
2 |
|
|
|
|||||||
C |
св |
р |
св |
|
|
|
|
2 |
629 |
|
|
|||
2 |
σ |
2σ |
2π |
|
4 |
|
|
|
|
|
||||
|
св |
р |
св |
4σ |
|
|
|
3 |
942 |
|
|
|||
N |
|
σ |
2σ |
2π |
|
св |
2 |
|
|
|
||||
|
2 |
св |
р |
св |
2π |
4π |
|
2 |
494 |
Парамагнетик |
||||
O |
|
σ |
2σ |
2σ |
св |
св |
2 |
|||||||
F |
2 |
св |
р |
2σ |
2π |
р |
1 |
155 |
|
|
||||
2 |
σ |
2σ |
св |
св |
4π |
4 |
|
|
||||||
|
св |
р |
2σ |
2π |
р |
0 |
|
Нет |
|
|||||
Ne |
σ |
2σ |
св |
св |
4π |
4σ 2 |
− |
|
||||||
|
|
2 |
св |
р |
2π |
|
р р |
3 |
1071 |
Аналог N |
|
|||
CO |
σ |
2σ |
|
4σ |
св |
2 |
|
2 |
||||||
NO |
св |
р |
св |
4σ |
2π |
|
2.5 |
628 |
|
|||||
σ |
2σ |
2π |
|
св |
1 |
Парамагнетик |
||||||||
NO+ |
св |
р |
св |
|
р |
|
|
|
|
|||||
σсв2σр2πсв4σсв2 |
|
3 |
– |
Аналог N2 |
Несмотря на то что в основе методов ВС и МО лежат различные представления об образовании химической связи в молекулах (в методе ВС рассматривают молекулу как совокупность отдельных взаимодействующих атомов, а в методе МО – как самостоятельное целое), расчеты обоими методами энергии связи и распределения электронной плотности, естественно, приводят к одинаковым результатам. Метод ВС обладает большей наглядностью при описании химической связи. Метод МО использует сравнительно более простой математический аппарат и поэтому широко используется в квантово-механических расчетах. Кроме того, метод МО, в отличие от метода ВС, объясняет магнитные свойства молекул.
3.2.6. Полярность связи и дипольный момент молекулы
При образовании ковалентной химической связи между разными атомами (гетероядерные молекулы) электронная плотность распределяется не симметрично относительно ядер. В молекуле она сдвинута в сторону атома, имеющего большее значение электроотрицательности. Вследствие этого в двухатомной молекуле центры тяжести положительных зарядов ядер и отрицательных зарядов электронов не совпадают. Возникает система разных по зна-
ку, но одинаковых по величине электрических зарядов (δ+ и δ−) –
электрический диполь (рис. 3.23).
90
Атом А |
Атом В |
χА<χВ |
|
δ+ |
δ− |
μ=δ·l
l
Рис. 3.23. Схема
образования диполя
Мерой полярности связи (характеристикой диполя) является дипольный момент µ
– произведение величины заряда δ на расстояние между центрами тяжести положительных и отрицательных зарядов (длина диполя l). Единицей измерения дипольного
момента в системе СИ [Кл м] чаще используется внесистемная единица «Дебай» (D):
1 D = 3,33 10-30 Кл м.
В гетероядерных молекулах связь всегда полярна, но если число атомов в молекуле три и более, то возникающая при этом си с- тема распределения зарядов может привести к тому, что молекула в целом не будет являться диполем – центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. Как правило, это связано
ссимметричным строением молекулы.
Пр и м е р 1. Молекула H2O:
|
H δ1+ |
|
|
|
Дипольный момент связи O-H |
χH=2,2 |
|
* |
+ |
|
μ = 1,5 D |
|
|
|
|||
χO=3,44 |
|
|
δ1+ Дипольный момент молекулы H2O |
||
O |
|
|
|||
|
|
|
|||
|
|
H |
μ = 1,83 D |
||
|
δ2− |
|
|||
|
|
|
|
|
rO-H = 0,96 Å
П р и м е р 2. Молекула CO2:
χC=2,55 |
δ1− |
− |
δ1− |
|
||
χO=3,44 |
δ*2+ |
Дипольный момент связи O-C |
||||
|
|
|
|
|
|
μ = 2,7 D |
|
O |
C |
O |
Дипольный момент молекулы CO2 |
||
rC-О = 1,16 Å |
|
|
|
μ = 0 D |
Если молекулу, даже если она не является диполем, поместить в электрическое поле напряженностью Е, произойдет разделение центров тяжести зарядов в результате смещения электронов относительно ядер и смещения атомов относительно друг друга в молекуле. При этом молекула приобретает наведенный (индуцированный) дипольный момент. Способность молекул приобретать в электрическом поле дипольный момент называется поляризуемо-
стью.
91