- •Номенклатура
- •Химические свойства [править] Основные оксиды
- •[Править] Кислотные оксиды
- •[Править] Амфотерные оксиды
- •[Править] Получение
- •§5. Электронные облака - орбитали
- •Правило Хунда
- •[Править] Мнемоническое правило
- •Валентность
- •[Править] История возникновения понятия «валентность»
- •[Править] Современные представления о валентности
- •Химическая связь в молекулах и новая теория химической связи. Виды химической связи.
- •Химическая связь в молекулах объясняется только электрическим притяжением и отталкиванием.
- •Виды химической связи
- •При нашем способе расположения электронов отпадает необходимость в теории гибридизации орбиталей (да и вообще в самих орбиталях).
- •Откуда берётся деление химических элементов по периодам?
- •Новая теория химической связи, вытекающая непосредственно из устройства атомов
- •Химическая связь в металлах
- •Атом бора. Гидриды бора.
- •Строение молекулы бензола
- •Комплексные соединения платины
- •Функциональные группы и способ соединения в них атомов
- •Химические связи в группах. Карбоксильная группа и гидроксильная группа.
- •Химическая связь - история (то, что пишут в учебниках)
- •Важнейшие свойства химической связи
- •Тайна крещенской воды
- •3.2.4 Гибридизация атомных орбиталей
- •Силы Ван-дер-Ваальса
- •[Править] Классификация ван-дер-ваальсовых сил
- •Типы кристаллических решеток
- •Металлическая связь
- •[Править] Механизм металлической связи
- •[Править] Характерные кристаллические решётки
- •Водородная связь
- •[Править] Природа водородной связи
- •[Править] История
- •[Править] Свойства
- •[Править] Водородная связь в воде [править] Механизм Гротгуса
- •[Править] Водные кластеры
- •[Править] Водородная связь в нуклеиновых кислотах и белках
- •[Править] Водородная связь в полимерах
- •Структура воды
- •5) Термодинамическая фаза
- •[Править] Основные понятия
- •[Править] Термодинамические фазы на фазовой диаграмме
- •[Править] Термодинамические фазы и агрегатные состояния вещества
- •[Править] Выделение фаз
- •[Править] См. Также Внутренняя энергия
- •[Править] Идеальные газы
- •Термодинамика
- •[Править] Разделы термодинамики
- •[Править] Физический смысл термодинамики [править] Необходимость термодинамики
- •[Править] Законы — начала термодинамики
- •[Править] Основные формулы термодинамики [править] Условные обозначения
- •[Править] Формулы термодинамики идеального газа
- •[Править] Термодинамика сплошных сред
- •Закон Гесса
- •[Править] Следствия из закона Гесса
- •Термодинамическая энтропия
- •[Править] Термодинамическое определение энтропии
- •[Править] Статистическое определение энтропии: принцип Больцмана
- •[Править] Понимание энтропии как меры беспорядка
- •[Править] Границы применимости понимания энтропии как меры беспорядка
- •[Править] Энтропия в открытых системах
- •[Править] Измерение энтропии
- •[Править] Построение графика изменения энтропии
- •4.5. Энтропия
- •Энергия Гиббса
- •[Править] Определение
- •[Править] Связь с термодинамической устойчивостью системы
- •[Править] Применение в химии [править] Связь с химическим потенциалом
- •[Править] Энергия Гиббса и направление протекания реакции
- •2 Химическая кинетика и химическое равновесие
- •2.1 Кинетика химических реакций
- •Закон действующих масс
- •[Править] Закон действующих масс в химической кинетике
- •[Править] Закон действующих масс в химической термодинамике
- •6.1.3. Зависимость скорости реакции от температуры
- •Энергия активации
- •[Править] Математическое описание
- •[Править] Переходное состояние
- •5.2.Обратимые и необратимые процессы
- •Релаксация (физика)
- •[Править] Свойства и виды
- •[Править] Описание процесса релаксации [править] Для одноатомных газов
- •[Править] Для многоатомных газов
- •[Править] Для смесей газов
- •[Править] Для жидкостей
- •[Править] Для твёрдых тел и квантовых жидкостей
- •Динамические равновесия
- •Принцип Ле Шателье — Брауна
- •[Править] Влияние температуры
- •[Править] Влияние давления
- •Влияние инертных газов
- •5.1. Химическое равновесие в гомогенных системах
- •6. Растворы
- •6.1. Дисперсные системы. Растворы
- •Некоторые характеристики дисперсных систем
- •6.2. Процесс образования растворов. Тепловые эффекты при растворении
- •6.3. Растворимость
- •6.4. Способы выражения состава растворов
- •Способы выражения состава растворов
- •6.5. Разбавленные растворы неэлектролитов
- •6.5.1. Давление пара над растворами
- •6.5.2. Температура кипения и замерзания растворов
- •6.5.3. Осмотическое давление
- •6.6. Растворы электролитов. Основы теории электролитической диссоциации
- •6.6.1. Сильные и слабые электролиты
- •6.7. Равновесие в растворах слабых электролитов. Константа диссоциации
- •6.8. Основания, кислоты и соли в свете теории электролитической диссоциации
- •6.9. Ионное произведение воды
- •Окраска важнейших кислотно-основных индикаторов в различных средах
- •6.10. Произведение растворимости
- •6.11. Реакции обмена в растворах электролитов
- •6.12. Гидролиз солей
- •11. Химические свойства металлов
- •11.1. Общие положения
- •11.2. Физические свойства металлов
- •11.3. Получение металлов
- •11.3.1. Нахождение в природе
- •11.3.2. Общие методы получения металлов
- •11.3.3. Получение металлов высокой чистоты
- •11.4. Химические свойства металлов
- •11.4.1. Отношение металлов к окислителям - простым веществам
- •Щелочные металлы
- •[Править] Общая характеристика щелочных металлов
- •Некоторые свойства щелочных металлов
- •[Править] Химические свойства щелочных металлов
- •Окраска пламени щелочными металлами и их соединениями
- •[Править] Получение щелочных металлов
- •[Править] Соединения щелочных металлов [править] Гидроксиды
- •[Править] Карбонаты
- •[Править] Фотографии
- •[Править] Литература
- •[Править] Примечания
- •[Править] См. Также
- •[Править] Ссылки
- •13.Важнейшие классы неорганических веществ
- •13.1. Определения
- •13.2. Металлы
- •13.3. Неметаллы
- •13.4. Основные оксиды
- •13.5. Кислотные оксиды
- •13.6. Амфотерные оксиды
- •Окислительно-восстановительные реакции
- •[Править] Описание
- •[Править] Окисление
- •[Править] Восстановление
- •[Править] Виды окислительно-восстановительных реакций
- •[Править] Примеры [править] Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором
- •[Править] Окисление, восстановление
- •[Править] Мнемонические правила
- •8. Электрохимические процессы
- •8.1. Гальванический элемент
- •8.2 Коррозия металлов
- •8.3. Электролиз
- •8.1. Гальванический элемент
- •8.1.1. Понятие об электродном потенциале
- •8.1.2. Гальванический элемент (гэ) даниэля-якоби
- •8.1.3. Напряжение гальванического элемента
- •8.1.4. Водородная шкала потенциалов
- •8.1.5. Потенциалы металлических электродов
- •8.1.6. Потенциалы газовых электродов
- •8.1.7.Поляризация в электрохимических процессах
- •8.2 Коррозия металлов
- •8.2.1.Химическая коррозия
- •8.2.2. Электрохимическая коррозия
- •Основные случаи возникновения коррозионных гальванических пар
- •8.2.3 Защита металлов от коррозии
- •8.3. Электролиз
- •8.3.1. Общие понятия
- •8.3.2. Электролиз расплавов электролитов
- •8.3.3. Электролиз растворов электролитов
- •8.3.4 Электролиз с растворимыми анодами
- •8.3.5. Законы электролиза
- •8.3.6. Применение электролиза
- •Электрохимическая коррозия
- •Газовая коррозия
- •Химическая коррозия в жидкостях-неэлектролитах
- •7.1.Коррозия металлов
- •7.2.Борьба с коррозией парогенераторов во время работы
- •7.3.Борьба со стояночной (кислородной) коррозией парогенераторов, находящихся в резерве или ремонте
- •7.4.Борьба с коррозией конденсатопроводов
- •7.5.Борьба с коррозией тепловых сетей
- •7.6.Защита от коррозии водоподготовительного оборудования
- •7.7.Удаление отложений
- •§ 36. Воздушная известь
- •А. Воздушные вяжущие вещества
- •Б. Гидравлические вяжущие вещества
Химическая связь - история (то, что пишут в учебниках)
Природа химического взаимодействия на протяжении столетий была предметом размышлений многих поколений ученых и философов. В попытках разгадать тайну химического сродства веществ ученые сделали немало важных наблюдений, выдвинули множество интересных гипотез, но значительного успеха удалось добиться лишь с созданием в 1925 — 1927 гг. квантовой механики. Согласно квантовомеханической теории, определенному расположению атомных ядер в пространстве отвечает некоторое распределение электронной плотности (см. рис. 1). При образовании молекулы электронные облака, соответствующие внешним, валентным, орбиталям атомов, перекрываются, и между ядрами образуется некоторый отрицательный заряд, называемый зарядом перекрывания (рис. 2). Наличие значительной электронной плотности в межъядерном пространстве как бы «цементирует» молекулу, стягивая ядра к области перекрывания электронных облаков взаимодействующих атомов. То, что принято называть химической связью, представляет собой взаимодействие атомов, энергия которого лежит в пределах от нескольких десятков до примерно 1000 кДж/моль. Так, в молекуле Cs, энергия связи составляет около 42 кДж/моль, тогда как в Х, она порядка 940 кДж/моль. Однако энергетический критерий еще не дает возможности отличить химическую связь от других видов взаимодействий (например, от межмолекулярного, энергия которого может достигать 80 кДж/моль). Правильнее будет определить химическую связь исходя из электронного строения соединений, ибо при всем разнообразии типов химического взаимодействия его характерная черта состоит в перестройке электронных оболочек связывающихся атомов. В результате этой перестройки происходит коллективизация (обобществление) валентных электронов атомов (см. Валентность) и перенос заряда (если связь образуется между различными атомами). Причем обобществление валентных электронов особенно важно, так как образование химической связи только путем переноса заряда от одного атома к другому без коллективизации электронов в природе не осуществляется. Иными словами, чисто ионные связи не существуют, хотя ионная модель химического взаимодействия во многих случаях (например, для описания сильно полярных соединений, находящихся в твердом состоянии, NaCl, KBr и т. д.) оказывается весьма полезной, и правильно отражает основные свойства веществ. Итак, под химической связью следует подразумевать ковалентную связь, т.е. межатомное взаимодействие, сопровождающееся перестройкой валентных электронных оболочек атомов и коллективизацией электронов. Это определение позволяет охватить практически все случаи химической связи. Как правило, ковалентная связь осуществляется локализованной (сосредоточенной) между двумя атомами парой электронов с противоположно направленными (антипараллельными) спинами (спин — собственный момент количества движения элементарных частиц), т.е. представляет собой двухэлектронную двухцентровую связь (под «центром» понимают атомное ядро), сокращенно (2е — 2ц)-связь. Рассмотрим теперь более детально ковалентную связь в молекуле водорода (рис. 3). При ее образовании электронные 1s-облака (1s-орбитали) перекрываются и в пространстве между ядрами появляется некоторая дополнительная электронная плотность — отрицательный заряд перекрывания, стягивающий положительно заряженные ядра. Сближение ядер может происходить до тех пор, пока силы межъядерного отталкивания не будут уравновешены силами притяжения ядер к заряду перекрывания. Межъядерное расстояние, отвечающее равенству указанных сил, называется равновесным (Rравн ) и принимается за длину химической связи. Энергия системы взаимодействия атомов по мере их сближения сначала падает, достигая минимума при R = Rравн а затем возрастает, что свидетельствует о преобладании сил отталкивания между ядрами при сближении их на расстояние меньше Rравн. Мы видим, что каждый валентный штрих в классической структурной химической формуле, как правило (но не всегда!), можно сопоставить с (2е — 2ц)-связью. Поэтому число химических связей, образуемых данным атомом, зависит в первую очередь от количества имеющихся в нем неспаренных электронов, Однако зачастую атом в молекуле дает связей больше, чем у него имеется неспаренных электронов в основном (невозбужденном) состоянии. Как же образуются эти «дополнительные» связи? В качестве примера обратимся к соединениям углерода. В подавляющем большинстве случаев атом С образует четыре ковалентные связи, хотя в основном состоянии у него только два неспаренных электрона. Но если, затратив некоторую энергию, возбудить атом так, чтобы один из 2s-электронов перешел на свободную 2р-орбиталь, то число неспаренных электронов станет равным четырем (рис. 4). Перевод атома в валентное состояние не сводится только к его возбуждению. Атому в молекуле, в отличие от свободного атома, отвечает хаотическое распределение ориентаций спиной неспаренных электронов. Учет этого обстоятельства требует добавки к энергии возбуждения атома (Евозб) энергии, связанной с переориентацией спинов (Есп). Вклад Есп в суммарные затраты энергии, необходимые для перевода атома в валентное состояние (Евал), весьма заметен и соизмерим с Eвозб. Кроме того, электронные облака атома в молекуле могут быть так или иначе гибридизованы, чему также соответствует определенная энергия (Егибр). Однако ее вклад в Евал обычно не превышает 20 — 60 кДж/моль, и им часто пренебрегают. Все указанные энергетические затраты на перевод атома в валентное состояние компенсируются энергией, выделяющейся при образовании химических связей. Разумеется, если Е,.„очень велика, то она не может окупиться образованием дополнительных связей. Так, у атомов Cu, Ag и Аu Евал отвечающая переходу d-электрона на свободную р-орбиталь (n — 1) d10ns1 переходит в (n — 1) d9ns1np1, довольно велика и максимальна у серебра. Возможно, с этим обстоятельством связан тот факт, что для Ag наиболее характерно одновалентное состояние, тогда как для Cu и Au — соответственно двух- и трехвалентное. Переход атома в валентное состояние — не единственный способ увеличения его валентных возможностей. Дополнительная (2е — 2ц)-связь может образоваться также, когда один партнер (донор) представляет имеющуюся у него «готовую» пару электронов, а другой (акцептор) — свободную ячейку (орбиталь). Получающаяся полярная ковалентная связь называется донорно-акцепторной. Хорошо известный пример — образование иона аммония: Н+ + NH3 Н4 акцептор донор электронов электронов Заметим, что донорно-акцепторная связь отличается от обычной ковалентной связи только своим происхождением, поэтому при рассмотрении «готовой» молекулы не имеет смысла различать эти два типа связи. Валентные возможности атома могут увеличиваться также путем образования (2e — Зц)-связей. В этом случае два электрона в своем движении «охватывают» три ядра, как, например, в молекуле диборана В2Н6 (рис. 5), где мостиковая связь В—Н—В осуществляется двумя электронами. В молекуле В5Н9 имеется (6е — 5ц)-связь, охватывающая все пять атомов бора. Иными словами, движение электронов не всегда ограничено областью только двух ядер, электроны могут быть делокализованы по всей молекуле или по ее фрагменту (см. Бензол).