Вычисления по химическим формулам

Тамбов 2015

Введение

Химия – одна из фундаментальных естественных наук, знание которой необходимо для научно-технической деятельности современного инженера любой специальности. Химия изучает процессы превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и структуры, а также взаимные переходы между этими процессами и другими формами движения материи: механическая – физическая – химическая – биологическая. Известны две формы существования материи: вещество и поле. Вещество – материальное образование, обладающее при данных условиях определенными свойствами. Поле – материальная среда, в которой осуществляется взаимодействие частиц.

Химия изучает первую форму существования материи – вещество. В современной жизни, особенно в производственной деятельности человека химия играет исключительно важную роль. Нет почти ни одной отрасли производства, не связанной с применением химии. Природа дает нам лишь исходное сырье – дерево, руду, нефть и др. Подвергая природные материалы химической переработке, получают различные вещества – металлы, удобрения, синтетический каучук, пластмассы, искусственное волокно, искусственное топливо, красители, лекарства и т.д. Для химической переработки природного сырья необходимо знать общие законы превращения веществ. И эти знания дает химия. 92% энергии, потребляемой сейчас обществом, мы получаем, осуществляя химические процессы. И если современная энергетика создает экологические проблемы, то виновата в этом не химия, а неграмотное или недобросовестное использование продуктов ее деятельности: химические процессы, продукты, материалы. Наряду с физикой и математикой она составляет основу подготовки специалистов высокой квалификации.

Основные понятия химии

Превращение одних веществ в другие называется химическими рекциями. Внешние признаки химических реакций: 1) выделение теплоты (иногда света); 2) изменение окраски; 3) появление запаха; 4) образование осадка; 5) выделение газа.

Следует отличать физические превращения от химических явлений. Например, горение угля С + О₂ = СО₂.

Физическими называют такие явления, при которых данные вещества не превращаются в другие, а обычно изменяется только их агрегатное состояние или форма: плавление льда.

Каждое вещество обладает определенным набором химических свойств, которые и определяют его участие в химических реакциях.

От химических свойств следует отличать физические свойства: Важнейшими физическими свойствами веществ являются:

1) агрегатное состояние (твердое, жидкое, газообразное);

2) цвет;

3) плотность;

4) температуры кипения и плавления;

5) тепло- и электропроводность;

6) растворимость в воде и других жидкостях;

7) вкус и запах и т.д.

Химические свойства не зависят от агрегатного состояния, а физические – зависят. Так, сера в любом агрегатном состоянии при сгорании образует SO₂, то есть проявляет одно и то же химическое свойство, но ее физические свойства в разных агрегатных состояниях различны. Например, плотность твердой серы 2,1 г/см³, жидкой – 1,8 г/см³, газообразной – 0,004 г/см³.

Молекула - это мельчайшая частица вещества, которая сохраняет его химические свойства. Атомы – это мельчайшие химически неделимые частицы. Каждый отдельный вид атомов называется химическим элементом.

Основные положения атомно-молекулярного учения следующие:

1. Молекулы и атомы находятся в непрерывном и беспорядочном движении.

1827 г., английский ученый Броун увидел в микроскоп движение твердых частиц в жидкости. Частицы движутся непрерывно и беспорядочно. Это явление назвали броуновским движением.

Скорость движения частиц зависит от температуры. С повышением температуры скорость движения молекул возрастает.

2. Между молекулами существуют промежутки, размеры которых зависят от агрегатного состояния и температуры.

Наибольшие расстояния имеются между молекулами газов. Этим объясняется их легкая сжимаемость. Труднее сжимаются жидкости, где промежутки между молекулами значительно меньше. В твердых веществах промежутки между молекулами еще меньше, поэтому они почти не сжимаются.

При изменении температуры объем тела изменяется. Между молекулами есть промежутки. При нагревании тела промежутки увеличиваются, при охлаждении – уменьшаются.

3. Между молекулами существуют силы взаимного притяжения и отталкивания.

В наибольшей степени эти силы выражены в твердых телах, в наименьшей – в газах.

4. При физических явлениях молекулы сохраняются, при химических – разрушаются. При химических реакциях атомы сохраняются и происходит их перегруппировка.

Все вещества делятся на простые и сложные. Вещества, которые состоят из атомов одного элемента, называются простыми, например сера S, водород Н₂, кислород О₂, железо Fe. Вещества, которые состоят из атомов разных элементов, называются сложными.Например, вода Н₂О, мел CaCO₃.

Понятие «простое вещество» нельзя отождествлять с понятием «химический элемент». Простое вещество характеризуется определенной плотностью, растворимостью, температурами кипения и плавления и др. Химический элемент характеризуется определенным положительным зарядом ядра (порядковым номером), степенью окисления, изотопным составом и др. Свойства элемента относятся к его отдельным атомам. Сложные вещества состоят не из простых веществ, а из элементов. Например, вода состоит не из простых веществ водорода и кислорода, а из элементов водорода и кислорода. Названия элементов совпадают с названиями соответствующих им простых веществ, за исключением углерода.

Многие химические элементы образуют несколько простых веществ, различных по строению и свойствам. Это явление называется аллотропией, а образовавшиеся вещества аллотропными видоизменениями или модификациями. Явление аллотропии вызывается двумя причинами: 1) различным числом атомов в молекуле, например кислород О₂ и озон О₃; 2) образованием различных кристаллических форм, например алмаз, графит, карбин, фуллерен (С₆₀ – С₇₀).

Абсолютные массы атомов и молекул очень маленькие величины. Например, масса атома углерода 19,93´10^-24 г. Использовать такие числа при расчетах неудобно. Поэтому при расчетах используют относительную величину – относительную атомную массу элемента.

Относительная атомная масса элемента – величина, равная отношению массы атома элемента к 1/12 (одной двенадцатой) массы атома углерода–12.

Одна двенадцатая массы атома углерода-12, равная г, называется атомной единицей массы (а.е.м.).

Относительная молекулярная масса вещества – величина, равная отношению массы молекулы вещества к 1/12 массы атома углерода-12.

Числовое значение относительной молекулярной массы равно суммe относительных атомных масс атомов, из которых состоит молекула. Например, относительная молекулярная масса воды

= = 2×1,00797+ 1×15,9994 = 18,01534.

Задание. Рассчитать относительную молекулярную массу стекла Na₂O×CaO×6SiO₂.

(Na₂O×CaO×6SiO₂)= = 2×23+ 16 +40+16+6×28 + 12×16 = 478.

Моль — это количество вещества, содержащее столько частиц (молекул, атомов, ионов или других), сколько содержится атомов в 12 граммах углерода ¹²С. Количество вещества обозначают n.

Задание. Сколько моль атомов содержится в 1 моле серной кислоты?

n(H) = 2 моль, n(S) = 1 моль, n(O) = 4 моль.

В одном моле вещества содержится 6,02´10²³ частиц (молекул, атомов).

1 атом С имеет массу 19,93 × 10^-24 г

х частиц имеют массу 12 г

Эта величина называется постоянной Авогадро и обозначается

N_A = 6,02´10²³ моль^-1.

Число частиц рассчитывают по формуле N = n×N_A.

Задание.Сколько атомов кислорода содержится в 8-ми молях нитрата кальция Ca(NO₃)₂?

n(O) = 6×8=48, N(O) = 48 × 6,02×10²³ = 289 ×10²³ атомов.

Масса одного моля частиц называется его молярной массой (обозначается буквой M).

Молярную массу вещества можно рассчитать по формуле

= моль^-1 =

= M_r × 1 г/моль

или

г/моль,

Числовое значение молярной массы вещества М равно относительной молекулярной массе (M_r).

Молярная масса – это величина, равная отношению массы вещества (m) к количеству вещества (n):

Задача.Рассчитать количество молекул, образующих 100 г углекислого газа, число атомов кислорода, входящие в эту массу, а также массу двух молекул углекислого газа.

Рассчитаем количество вещества n (СО₂), соответствующее массе оксида равной 100 г.

; ; » 2,273 моль.

Рассчитаем количество молекул, входящих в состав 100 г СО₂.

N(CO₂) = n(CO₂) × N_A; N(CO₂) = 2,273 × 6,02 ×10²³;

N(CO₂) = 13,68 × 10²³ молекул.

n(O) =2 × 2,273 моль, n(O) =2 × 2,273 моль = 4,546, N(O) = 4,546 × 6,02 ×10²³ = 27,367 ×10²³;

Рассчитаем массу одной молекулы.

m₁(CO₂) = n₁(CO₂)×M = = =; m(CO₂)=14,6 × 10^-23 г.

Стехиометрические законы

Стехиометрия – раздел химии, в котором рассматриваются массовые и объемные отношения между реагирующими веществами.

1. Закон сохранения массы веществ сформулирован М.В. Ломоносовым (1748 г): Общая масса веществ, которые вступают в химическую реакцию, равна суммарной массе веществ, которые образуются в результате реакции.

Французский химик Лавуазье в 1789 г. подтвердил этот закон и сделал вывод: масса каждого атома, который участвует в реакции, не изменяется в этой реакции, то есть при химических реакциях одни элементы не превращаются в другие.

Однако данный закон справедлив только для изолированной системы. Если же система открытая, то имеет место энергетический эффект (выделение или поглощение теплоты), следовательно, массы исходных веществ и продуктов различаются, что выражается уравнением Эйнштейна:

DE = Dmc²,

где DE – изменение энергии; Dm – изменение массы вещества; c – скорость света в вакууме (3×10⁸ м/с). Масса может переходить в энергию и наоборот. Тем не менее, для химических превращений, в отличие от ядерных, данные эффекты невелики и изменение массы незначительно.

2. Закон постоянства состава.Сформулирован Прустом в 1799 г: Всякое чистое вещество независимо от способа его получения и местонахождения имеет постоянный качественный и количественный состав.

Например, вода может быть продуктом различных химических процессов:

NaOH + HCl ® NaCl + H₂O

2H₂ +O₂ ® 2H₂O.

При этом во всех случаях образуются молекулы одной природы, состоящие из двух атомов водорода и одного атома кислорода.

Закон постоянства состава не носит всеобщего характера. По современным представлениям существуют вещества с молекулярным (в основном жидкие и газообразные) и немолекулярным (в основном твердые) строением. Вещества с немолекулярной структурой состоят из атомов или ионов и называются макротелами. Кроме того, наряду с соединениями постоянного состава (дальтониды), существуют соединения переменного состава (бертоллиды). В связи с этим в современную формулировку закона вносят уточнение: Состав соединений молекулярной структуры является постоянным независимо от способов получения, состав соединений с немолекулярной структурой зависит от условий получения.

3. Закон объемных отношенийсформулирован в 1808 г. Гей-Люссаком: Объемы газообразных веществ, вступающих в реакцию, и объемы газообразных продуктов реакции при одинаковых условиях (давление, температура) относятся между собой как простые целые числа.

Например, при взаимодействии азота и водорода с образованием аммиака протекает реакция

N₂ + 3H₂ = 2NH₃.

V (N₂) :V (H₂) V (NH₃) = 1 : 3 : 2.

4. Закон Авогадро сформулирован в 1811 г.: В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

Экспериментально было установлено, что молекулы простых газов (водорода, кислорода, азота, фтора, хлора и др.) состоят из двух атомов. Наиболее простой пример: в результате реакции водорода с хлором образуется 2 объема хлороводорода, а не один.

H₂ + Cl₂ = 2HCl

Следствия из закона Авогадро:

1) Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объем.

При нормальных условиях (н. у.) (t = 0°С и Р=101325 Па) 6,02×10²³ молекул (1 моль) любого газа занимают объем, равный 22.4 л. Этот объем называется молярным объемом газа V_m.

V_m = V/n, V = nV_m,

V_m = M/

V_m измеряется в л/моль; r – плотность измеряется в г/л.

Задание.Определить M_r газа, если при н.у. его плотность равна г/л.

M_r= 28

Задание. Определить молярную массу газа, если 4,2 г газа занимают при н. у. объем 3 л.

2) Массы равных объемов различных газов при одинаковых условиях относятся как относительные молекулярные (или молярные) массы этих газов. Отношение масс газов, находящихся в равных объемах при одинаковых условиях, называется относительной плотностью одного газа по другому D.

D = m₁/m₂ или D = M₁/M₂

Задание. Определить относительную плотность сероводорода по воздуху.

Относительная молекулярная масса воздуха = 29, поэтому относительную плотность газа по воздуху рассчитывают по формуле

D = M(H₂S)/M(воздуха)

Относительная плотность показывает, во сколько раз один газ тяжелей другого.

Уравнение состояния газов.

Для каждой однородной системы справедливо соответствующее уравнение состояния, которое связывает между собой ее объем, давление и температуру. Для идеальных газов, для которых расстояние между образующими их частицами (молекулы, атомы) гораздо больше размеров самих частиц и можно пренебречь взаимодействием между ними в виду его малости, такое уравнение имеет вид

Это уравнение называется уравнение Менделеева – Клапейрона. Отметим, что Р – давление, создаваемое газом или суммарное давление всех компонентов газовой смеси, V – объем, Т - температура по шкале Кельвина
(0°С=273 К) и R – универсальная газовая постоянная, равная в Международной системе единиц 8,31 Дж/(моль×К).

Ели давление измеряется в Па, то объем – в м³, или, соответственно, давление в кПа, а объем – в л.

1 л = 10^–3 м³; 1 кПа = 10³ Па.

Задание.Газ массой 30,3 г заполнил сосуд вместимостью 15 л при температуре 18⁰С. Давление газа внутри сосуда составляет 12200 Па. Рассчитайте молярную массу газа.

М =

5. Закон эквивалентов.Эквивалентом элемента называют такое его количество, которое соединяется с одним моль атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических соединениях.

Э(элемента) = , моль-экв. (Валентность – это число химических связей, образуемых данным атомом).

Всегда Э(Н) = 1 моль-экв, Э(О) = ½ моль-экв.

Масса одного эквивалента элемента называется его эквивалентной массой.

М_Э (элемента) = М(элемента)×Э(элемента), г/моль-экв.

Всегда М_Э(Н) = 1 г/моль-экв, М_Э(О) = 8 г/моль-экв,

Задание.Определить эквивалент и эквивалентную массу азота в NH₃ и углерода в метане CH₄.

Э(N) = 1/3 моль-экв, М_Э (N) = 14/3 = 4,67 г/моль-экв;

Э (С) = 1/4 моль-экв, М_Э (С) = 12/4 = 3 г/моль-экв.

Задание.Определите эквивалентную массу азота в оксиде N₂O.

М_Э (N) = 14/1 = 14 г/моль-экв

Эквивалент оксида равен:

Э(оксида) = .

М_Э (оксида) = М(оксида)×Э(оксида).

Задание. Определить эквивалентную массу оксида азота NО₂.

М_Э (NО₂)= г/моль-экв.

Эквивалент кислоты равен:

Э (кислоты)= . Основность – это число атомов водорода в молекуле кислоты.

М_Э (кислоты) = М(кислоты)×Э(кислоты).

Задание.Определить эквивалентную массу угольной кислоты Н₂СО₃.

М_Э (Н₂СО₃)= г/моль-экв.

Эквивалент основания равен:

Э(основания) = . Кислотность – это число гидроксогрупп в молекуле основания.

М_Э (основания) = М(основания)×Э(основания).

Задание.Определить эквивалентную массу гидроксида алюминия Al(OH)₃.

М_Э (Al(OH)₃)= г/моль-экв.

Эквивалент соли равен:

Э(соли) = .

М_Э (соли) = М(соли)×Э(соли).

Задание.Определить эквивалентную массу сульфата железа (III) Fe₂(SO₄)₃.

М_Э (Fe₂(SO₄)₃)= г/моль-экв.

Рихтер сформулировал закон: Массы веществ, которые вступают в реакцию и образуются в результате реакции, пропорциональны их эквивалентам или эквивалентным массам.

или .

Задание.При соединении 1,50 г натрия с хлором образовалось 3,81 г хлорида натрия. Найти эквивалентную массу натрия, если эквивалентная масса хлора 35,45 г/моль-экв.

m(Cl) = m(NaCl) – m(Na) = 3,81 – 1,50 = 2,31 г.

, , г/моль-экв.

Задание. Рассчитайте эквивалентную массу и валентность железа, если 22,4 г железа соединяются с 9,6 г кислорода.

; , М_Э(О) = 16/2=8 г/моль-экв.

г/моль-экв.

М_Э (Fe) = М (Fe)×Э(Fe), Э(Fe) = 1/валентность, М_Э (Fe) = ,

Валентность = 56/18,67 = 3.

И УРАВНЕНИЯМ

Строение атома

В XIX в. считали, что атом – неделимая частица, которая не изменяется при химических реакциях. В концеХIХ- начале XX вв. были открыты рентгеновское излучение (немецким ученым К. Рентгеном, 1895 г), радиоактивность (французским ученым А. Беккерелем, 1896), электрон (английским ученым Дж. Томсоном, 1897 г.). Масса m(е)=9,109×10^–28г и отрицательный заряд q(e)=1,602×10^–19Кл. Величина заряда электрона принята за единицу элементарного электрического заряда.

В 1903 г. Дж. Томсон предложил модель строения атома, согласно которой положительный заряд равномерно распределен по объему атома и нейтрализован вкрапленными в него электронами. Развивая эти представления, Э. Резерфорд в 1911г. предложил планетарную модель строения атома. По этой теории в центре атома находится положительно заряженное ядро, вокруг которого движутся электроны. Совокупность электронов в атоме называется его электронной оболочкой. В 1913 г. Английский ученый Д. Мозли обнаружил, что величина положительного заряда ядра атома равна порядковому номеру элемента в периодической системе элементов Д. И. Менделеева. Атом электронейтрален, следовательно, число электронов в электронной оболочке атома равно заряду ядра Z или порядковому номеру элемента в периодической системе.

В 1932 г. советские ученые Д. Д. Иваненко и Е. Н. Гапон и, независимо от ниx, немецкий ученый В. Гейзенберг создали протонно-нейтронную теорию строения ядра. Протон р - это частица с массой, равной 1 а. е. м.
(1,66 ×10^–24 г), и зарядом + 1. Нейтрон n – это электронейтральная частица массой, близкой к массе протона. Протоны и нейтроны называют нуклонами.

Заряд ядра атома определяется числом протонов. Следовательно, число протонов в ядре атома также равно порядковому номеру элемента в периодической системе. Общее число протонов и нейтронов называется массовым числом (А). Оно равно округленному до целого числа значению относительной атомной массы.

A_r = р + n,

Задание. Какой заряд ядра и сколько электронов, протонов, нейтронов в атоме цинка?

Z=+30, p=30, e=30, n = 65–30 = 35.

Изотопы

Разновидности атомов одного элемента, обладающие одинаковыми зарядами ядер, но разными массовыми числами (одинаковым числом протонов и разным числом нейтронов), называются изотопами. Химические свойства всех изотопов одного элемента одинаковы.

Каждый изотоп характеризуется двумя величинами: массовым числом (проставляется вверху слева от химического знака) и порядковым номером (проставляется внизу слева от химического знака) и обозначается символом соответствующего элемента. Например, элемент водород имеет три изотопа. Н – протий (1 р); D ( Н) - дейтерий (1р, 1 n); T ( Н) - тритий (1 р, 2 n).

Задание.Сколько протонов и нейтронов содержат ядра изотопов ³⁶Ar, ³⁸ Ar, ⁴⁰Ar?

36–18 = 18; 38 – 18 = 20; 40 – 18 = 22.

Относительная атомная масса элемента в периодической системе элементов Д. И. Менделеева - это среднее арифметическое масс атомов его изотопов с учетом их распространенности в природе.

Например, природный хлор - это смесь 77,4% изотопа С1 и 22,6% изотопа Сl. Поэтому

Задание. Медь состоит из изотопов Cu и . Сколько процентов каждого изотопа содержится в меди, если 46?

w( Cu)=х%, w( Cu)=(100–х)%,

6354,6=63х+6400–64х

х=6400–6354,6, х = 45,4; w( Cu)= 45,4%.

w( Cu)=100–45,4=54,6%,

В атоме не может быть двух электронов с одинаковым значением всех четырех квантовых чисел. На одной орбитали может находиться не более двух электронов и эти электроны имеют противоположные (антипараллельные) спины.

Орбиталь с двумя электронами, спины которых антипараллельны (квантовая ячейка), схематически изображают так:

Максимальное число электронов (N) в электронном слое можно определитьпоформуле N = 2n², п - номер слоя (главноеквантовое число).

1) n = 1, N = 2×1² = 2

n = 1

s

Электронная конфигурация 1s²: большая цифра показывает номер слоя (главное квантовое число); буква(s, p, d, f) обозначает форму орбитали (орбитальное квантовое число); маленькая цифранадбуквой справавверхупоказывает число электронов наданнойорбитали.

2) n = 2, N = 2×2² = 8

n = 2

s р

2s²2p⁶

3) n = 3, N = 2×3² = 18

n = 3

s p d

3s²3p⁶3d¹⁰

4) n = 4, N = 2×4² = 32

n = 4

s p d f

4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴

Правило наименьшего запаса энергии:

Орбитали заполняются электронами в порядке возрастания их энергии, которая характеризуется суммой n + l. При этом если сумма
п + l двух разных орбиталей одинакова, то раньше заполняется орбиталь, у которой n меньше.

Как видно из таблицы, порядок заполнения электронных орбиталей по сумме п + 1 следующий:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s² 5f¹⁴6d¹⁰7p⁶6f¹⁴7d¹⁰7f¹⁴.

n	l	n+l	Орбиталь	Порядок заполнения	n	l	n+l	Орбиталь	Порядок заполнения
		1+0=1	1s2				5+0=5 5+1=6 5+2=7 5+3=8	5s2 5p6 5d10 5f14
		2+0=2 2+1=3	2s2 2p6				6+0=6 6+1=7 6+2=8 6+3=9	6s2 6p6 6d10 6f14
		3+0=3 3+1=4 3+2=5	3s2 3p6 3d10				7+0=7 7+1=8 7+2=9 7+3=10	7s2 7p6 7d10 7f14
		4+0=4 4+1=5 4+2=6 4+3=7	4s2 4p6 4d10 4f14

Правило Гунда (правило наибольшего суммарного спинового числа):

Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений, находятся в периодической зависимости от величины заряда их атомных ядер или порядкового номера элемента в периодической системе.

Химическая связь

Химическая связь – это вид межатомных взаимодействий в молекулах, ионах, кристаллах, характеризуемый определенной энергией. При всем многообразии химических связей их природа едина и носит электростатический характер.

Валентные электроны – электроны предвнешнего и внешнего электронных слоев, участвующие в образовании химической связи. Валентность – это свойство атомов элемента образовывать химическую связь, она определяется числом этих связей.

Ковалентная связь

Ковалентная связь образуется за счет общих электронных пар, возникающих на внешних и предвнешних подуровнях связываемых атомов.

Ковалентная связь бывает двух типов: неполярная и полярная.

Неполярная связь возникает между атомами неметалла одного химического элемента, т.е. атомами с одинаковой электроотрицательностью (O₂, N₂, Cl₂).

Рассмотрим образование молекулы водорода Н₂. Электронная конфигурация атома водорода 1s¹, т. е. на внешнем электронном слое (он единственный) находится один неспаренный электрон. При образовании молекулы водорода из двух атомов, имеющих непарные s-электроны с антипараллельными спинами, происходит перекрывание s-орбиталей и образуется общая электронная пара (рис. 4а).

Рис. 4. Перекрывание: а - s-орбиталей; б- s- и р-орбиталей;

в - р-орбиталей.

Схематически это можно изобразить с помощью электронных формул:

Н··+ ·Н ® Н : Н

Если общие электронные пары обозначать чертой, то электронная формула превращается в структурную:

Н–Н

Общая электронная пара одинаково принадлежит обоим атомам, каждый атом получает устойчивую оболочку из двух электронов. Наибольшая электронная плотность общего электронного облака проявляется в области между ядрами. Молекула водорода образуется за счет взаимодействия общей электронной пары с ядрами обоих атомов.

Задание. Изобразить схему образования молекулы хлороводорода.

Cl 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵; Н 1s¹

Общая электронная пара смещается к атому с большей электроотрицательностью. ЭО (Cl) = 2,83 эВ, ЭО(Н) = 2,1 эВ.

Н··+ · : ®

H–Cl

Электронная пара смещена к атому хлора, т.к. ЭО(Cl) > ЭО(Н).

Гибридизация

Гибридизация – выравнивание орбиталей по форме и энергии.

Sp-гибридизация

Рассмотрим на примере гидрида бериллия ВеН₂. Электронное строение атома Ве в нормальном состоянии 1s²2s². Атом бериллия может вступать во взаимодействие с атомами водородом только в возбужденном состоянии (s ® р-переход).

Ве – 1s²2s¹2p¹

Две образующиеся связи должны быть различны по энергии, так как возникновение одной связано с перекрыванием двух s-орбиталей, вто-
рой – s- и p-орбиталей. Тогда и атомы водорода в молекуле должны быть химически неравноценны: один более подвижен и реакционноспособен, чем другой. Экспериментально это не так – оба атома водорода энергетически равноценны. Для объяснения этого явления Дж.К. Слейтер и Л. Полинг предположили, что «при интерпретации и расчете углов между связями и длины связи целесообразно близкие по энергии связи заменить равным количеством энергетически равноценных связей». Возникающие подобным образом связи являются гибридными.

Таким образом, одна s- и одна р-орбиталь атома бериллия заменяются двумя энергетически равноценными sp-орбиталями, располагающимися под углом 180^о друг к друг, т.е. молекула имеет линейное строение.

sp²-гибридизация

Рассмотрим на примере молекулы гидрида бора ВН₃. Электронное строение атома бора в нормальном состоянии следующее В – 1s²2s²2p¹. Он может образовать только одну ковалентную связь. Три же ковалентные связи для атома бора характерны только в возбужденном состоянии В* – 1s²2s¹2p²

Одна связь, образованная при перекрывании двух s-орбиталей атомов В и Н, энергетически не отличается от двух других, образуемых перекрыванием s- и р-орбиталей. Три sp²-гибридные орбитали расположенные под углом 120^о друг к другу, молекула имеет плоское строение. Подобная картина характерна для любых четырехатомных молекул, образованных за счет трех sp²-гибридных связей, например, для хлорида бора (BCl₃).

sp³-гибридизация

Рассмотрим на примере метана СН₄. В нормальном состоянии атом углерода с электронным строением 1s²2s²2p² может дать только две ковалентные связи. В возбужденном состоянии он способен быть четырехвалентным с электронным строением 1s²2s¹2р³.

Гибридными становятся одна s- и три р-орбитали атома углерода, при этом образуются четыре sp³-гибридные, энергетически равноценные орбитали. Молекула метана приобретает тетраэдрическое строение. В центре тетраэдра, все вершины которого геометрически равноценны, находится атом углерода, а в его вершинах атомы водорода. Угол между связями составляет 109^о28¢.

Силы взаимодействия между молекулами называют ван-дер-ваальсовыми или межмолекулярными. Это взаимодействие обусловлено электростатическим притяжением между отдельными молекулами и характеризуется следующими особенностями:

- действует на сравнительно больших расстояниях, существенно превосходящих размеры самих молекул;

- характеризуется малой энергией, поэтому существенно ослабевает с повышением температуры;

- является ненасыщающимся, т. е. взаимодействие данной молекулы со второй не исключает подобного эффекта по отношению к третьей, четвертой и т. д.

С ростом относительных молярных масс силы межмолекулярного взаимодействия возрастают и, как следствие, повышаются температуры плавления и кипения веществ.

Ионная связь

Принято считать связь ионной, если разница электроотрицательностей атомов ΔЭО > 1,9.

Задание. Вычислить разность электроотрицательностей атомов ΔЭО для связей O–H и О–Мg в соединении Мg(ОН)₂ и определить какая из этих связей более полярна. ЭО(Н) = 2,1 эВ, ЭО(О) = 3,5 эВ, ЭО(Mg) = 1,2 эВ.

Решение:

ΔЭО(O–H) = 3,5 – 2,1 = 1,4; ΔЭО(O–Mg) = 3,5 – 1,2 = 2,3.

Таким образом, связь Mg–О более полярна.

При образовании соединений из элементов, очень отличающихся по электроотрицательности (типичных металлов и типичных неметаллов), общие электронные пары полностью смещаются к более электроотрицательному атому. Например, при горении натрия в хлоре неспаренный 3s-электрон атома натрия спаривается с 3p-электроном атома хлора. Общая электронная пара полностью смещается к атому хлора (Δχ(Cl) = 2,83 эВ, Δχ(Cl) = 0,93 эВ). Чтобы ионная связь возникла необходимо:

1. Наличие атома с четко выраженной тенденцией к отдаче электрона с образованием положительно заряженного иона (катиона), т.е. с малой ЭИ. Потенциал ионизации – энергия, которую необходимо затратить для удаления 1-го электрона с внешней орбитали. Чем меньше потенциал ионизации, тем легче атом теряет электроны, тем сильнее выражены у элемента металлические свойства. Потенциал ионизации растет в пределах периода слева направо, уменьшается сверху вниз.

Процесс отдачи электронов называется окислением.

Na –e ® Na⁺

2. Наличие атома с четко выраженной тенденцией к присоединению электрона с образованием отрицательно заряженных ионов (анионов), т.е. с большим СЭ. Процесс присоединения электронов называется восстановлением.

Cl + e ® Cl^–

Типичные ионные соединения образуются при соединении атомов металлов главных подгрупп I и II групп с атомами неметаллов главной подгруппы VII группы (NaCl, KF, СаС1₂).

Между ионной и ковалентной связью нет резкой границы. В газовой фазе вещества характеризуются чисто ковалентной полярной связью, но эти же вещества в твердом состоянии характеризуются ионной связью.

Характеристики ионной связи

1. Направленность в пространстве. Каждый ион представляет собой как бы заряженный шар, который может притягивать ионы противоположного знака по любому напрвлению.

2. Ненасыщаемость – взаимодействие ионов противоположного знака не приводит к компенсации силовых полей. Способность притягивать ионы противоположного знака у них остается и по другим направлениям. Взаимодействие с ними будет энергетически ра