Основные газовые законы. Определение молекулярных масс газообразных веществ (стр. 2 )

Период – последовательность атомов с одинаковым числом электронных слоев.

Большие периоды содержать 2 ряда (четный и нечетный). Периоды начинаются с активного металла, по мере продвижения усиливаются неметаллические свойства, а завершаются галогеном и инертным газом. Элементы, которые как бы осуществляют переход от металлов к неметаллам, носят название переходных.

Радиус атома - расстояние между атомным ядром и самой дальней из стабильных орбит электронов в электронной оболочке этого атома.

Увеличивается с увеличением порядкового номера элемента.

Энергия ионизации – энергия, которую необходимо затратить на отрыв электрона с нормального уровня и удаление его на бесконечно далекий уровень. Атом при этом превращается в положительный ион.

Ее можно считать мерой металличности: чем меньше энергия, тем ярче проявляются металлические свойства, и наоборот.

Энергия сродства к электрону – энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому. Она очень мала и становится более-менее заметной с элементов 5-й группы.

Электроотрицательность – сумма энергии ионизации и энергии сродства. Чем она больше, тем вероятнее превращение атомов в отрицательные ионы.

9. Образование химической связи. Энергия связи и длина связи.

При взаимодействии атомов между ними может возникнуть химическая связь, приводящая к образованию молекулы/иона/кристалла. Чем прочнее связь, тем больше требуется затратить энергии на ее разрыв.

При возникновении связи энергия выделяется, следовательно уменьшается потенциальная энергия системы электронов и ядер.

Потенциальная энергия образующейся молекулы меньше суммарной потенциальной энергии исходных свободных атомов.

Для характеристики химической связи используются следующие термины:

Длина связи - межъядерное расстояние в невозбуждённой молекА= см).

Энергия связи – энергия, выделяющаяся при образовании данного вида связи (150-1000 кДж/моль).

10. Ковалентная (атомная) связь. Метод валентных связей. Возбужденные состояния атомов. Валентность.

К. с. возникает между элементами с одинаковым или близким значением энергии сродства к электрону. Валентность атомов в соединениях с ковалентной связью определяется по числу электронных пар (одна пара – одна единица валентности).

Для оценки относительной зарядности элемента в ковалентных соединениях (хотя на самом деле никаких зарядов в этих соединениях нет) прибегают к приему: мысленно связь разорвать и руководствоваться следующим правилом: при разрыве связи в пределах периода электрон смещается от левее стоящего элемента к правее стоящего, а в пределах главной подгруппы от ниже стоящему к выше.

2 метода объяснения механизма возникновения ковалентной связи: метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (МО).

В основе МВС лежит 3 положения: 1. Химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами. При этом имеет место взаимное перекрытие электронных орбиталей. Между атомами возникает зона повышенной электронной плотности, к которой притягиваются ядра с остальными электронами.

2. Связь имеет ориентацию в направлении, обеспечивающем максимально возможное перекрывание орбиталей.

3. Чем больше взаимное перекрывание электронных орбиталей, тем прочнее связь.

Валентными являются неспаренные электроны. Их число можно изобразить с помощью электронной конфигурации атомов.

При возбуждении атомов (за счет притока энергии извне) имеет место «распаривание» электронов и переход электрона на более удалённый подуровень в пределах одного уровня.

Распаривание одной электронной пары может увеличить валентность на 2 единицы.

11. Направленность ковалентной связи. Сигма и пи-связи. Гибридизация атомных орбиталей.

К. с. возникает между элементами с одинаковым или близким значением энергии сродства к электрону.

Перекрывание облаков при образовании к. с. возможно только при определенной их взаимной ориентации в пространстве – отсюда направленность связей, приводящая к определенной форме молекул. При этом область перекрывания располагается определенным образом по отношению к взаимодействующим атомам.

1. Молекулы типа AA, BB, АВ.

Характерен для водорода, галогенов и соединений «галоген+водород». Молекулы имеют линейчатую структуру. Химическая связь действует по кратчайшему расстоянию ( - сигма-связь).

2. Молекулы типа

Характерен для соединений, образованных элементами главной подгруппы 6-ой группы: Н2О, Н2S.

- валентный угол

- валентный угол

3. Молекулы типа

Характерен для соединений, образованных элементами главной подгруппы 5-й группы (N, P, As, Sb, Bi).

Молекула аммиака (NH3) имеет форму пирамиду с треугольным основании.

4. Молекулы типа

Главная подгруппа 4-й группы (Si, C,Ge, Sn, Pb)

Молекула метана имеет форму тетраэдра (по вершинам – атомы водорода, атом углерода – в центре).

5. Молекулы типа

Главная подгруппа 3-ей группы (B, Al, Ga, In, Tl).

Молекула имеет вид равностороннего треугольника.

6. Молекулы типа

Характерен для некоторых соединений, образованными элементами главной подгруппы 2 группы.

ВеCl2 (линейная структура, угол – 180).

Если в молекуле имеется кратная связь между атомами (двойная или тройная), то только одна связь является прочной - пи-связь. Остальные – сигма-связи.

Пример. Рассмотрим молекулу этилена (С2Н4).

Имеет место неполная гибридизация

Между атомами углерода одна из связей «пи». Все остальне – «сигма».

12. Ионная связь.

В случае возникновения ионной связи между атомами или группами атомов преобладает электростатическое взаимодействие. Она возникает между атомами элементов, значительно отличающихся по величине электроотрицательности.

Элементы, входящие в состав ионного соединения, всегда существуют в виде ионов, а не нейтральных атомов. Также нужно отметить, что полного разделения зарядов нет и имеет место частичная ковалентность.

Валентность в ионных соединениях определяется по числу зарядов слагающих их ионов.

Ионы проводят электр. ток в растворах и расплавах и являются проводниками второго рода.

13. Полярность связи. Полярность молекул и их дипольный момент.

Предположим, что мы имеем соединение АB. Оба элемента с большими значениями электроотрицательности ().

=> общая электронная пара в молекуле смещена от атома B к атому А. Электронейтральность нарушается, в молекуле появляются положительный (B) и отрицательный (A) полюса.

Такая система носит название диполь – полярная молекула (система из двух разноименных, одинаковых по величине зарядов, находящихся на малом расстоянии). Ковалентная связь – полярная.

Основная характеристика диполя – дипольный момент.

- напряженность поля, создаваемого диполем.

l – плечо диполя.

Примеры полярных молекул-диполей: и др.

Чем больше плечо, тем полярнее молекула.

можно представить как произведение некоторой величины D (единицы Дебая) на

Для ионных соединений D=4-11 единиц, для полярных D=0-4 единиц.

Полярность связи – вектор, направленный от отрицательного полюса к положительному, происходит взаимное уничтожение векторов.

14. Донорно-акцепторный механизм ковалентной связи. Комплексные соединения.

Донорно-акцепторная связь (ДАС) – разновидность ковалентной связи.

Выделяют соединения первого порядка (или валентно-насыщенные соединения) Пример: H2O, AgCl, NH3, HCl, KJ, CuSO4, FeCl3 и т. д. Реагируя друг с другом дают соединения высшего порядка (или комплексные соединения).

В комплексных соединениях проявляются ДАС. Рассмотрим пример:

Азот в NH3 – донор, водород в HCl – акцептор.

Комплексное соединение – соединение высшего порядка, возникающее из соединений первого порядка без образования новых электронных пар, а за счет проявления хотя бы одной ДАС.

______________________________________