Interacțiunea intermoleculară - stadopedia

Principala este incertitudinea limitei superioare a tabelului periodic. Este permis ca limita superioară să fie determinată de limita de sinteză a elementelor. Acum este adus la Z = 118.







La mijlocul anilor '60. oamenii de știință din Statele Unite și Uniunea Sovietică a prezentat ipoteza existenței în regiunea de valori mari ale lui Z așa-numitele insule de stabilitate relativă a nuclizi. Conform acestei nuclides ipotetice „magice“ valori ale lui Z corespunzătoare = 110, 114, 126 și 164 sau N = 184 (N = numărul de neutroni) trebuie să fie suficient de lungă durată (relativ stabilă) în raport cu fisiune spontană.

1. a jucat și continuă să joace un rol imens în dezvoltarea multor discipline de științe naturale,

2. să devină o verigă importantă în evoluția teoriei atomice-moleculare, a contribuit la formularea noțiunii moderne de „element chimic“ și să clarifice conceptele de substanțe simple și compuși

3. a rezolvat problemele de predicție în chimie, care s-au manifestat atât în ​​prezicerea existenței elementelor necunoscute și a proprietăților acestora, cât și în noi caracteristici ale comportamentului chimic al elementelor deja descoperite,

4. Sistemul periodic - cea mai importantă bază a chimiei anorganice; servește sarcinilor de sinteză a substanțelor cu proprietăți predeterminate, crearea de noi materiale (semiconductori), selecția catalizatorilor.

Doar câteva elemente (gaze nobile) sunt în condiții obișnuite în starea unui gaz monatomic. Atomii celorlalți fac parte din molecule sau laturi cristaline. Motivul este "legătura chimică".

O legătură chimică este o forță care ține atomii într-o moleculă. În formarea unei legături chimice, energia moleculei este mai mică decât energia atomilor din care molecula este compusă. Energia excesivă este eliberată sub formă de căldură. Natura legăturii chimice este una - aceasta este interacțiunea dintre particulele încărcate (nuclee și electroni). În funcție de metoda de realizare, se disting următoarele tipuri de conexiuni: covalent, ionic, metalic, hidrogen.

Teoria structurii chimice. Legătura chimică se formează datorită socializării unei perechi de electroni cu rotiri diferite (teoria modernă a legăturilor covalente).

În interacțiunea a doi atomi, un atom renunță, celălalt ia un electron - baza teoriei moderne a legăturilor ionice.

Octet de drept: ca rezultat al formării unei legături chimice, atomii pot obține aceeași configurație electronică ca și în gazele nobile, care au pe stratul exterior 8 electroni.

Caracteristicile cantitative ale legăturilor chimice. Cu cât energia de legare este mai mare, cu atât este mai stabilă molecula. Energia comunicării (comunicare) este o măsură a puterii comunicării.

Lungimea legăturii - distanța dintre nucleele din compus, depinde de dimensiunile cochiliilor de electroni și de gradul de suprapunere a acestora.

Legătura chimică este caracterizată de unghiul dintre liniile care leagă nucleele atomilor.

Legarea ionică. Interacțiunea electrostatică a ionilor negativi și pozitiv încărcați în compusul chimic are loc în cazul unei diferențe mari în electronegativitatea (EO) a atomilor. Deoarece acțiunea unui câmp electric în jurul unei particule încărcate este sferică, legătura ionică nu este caracterizată de directivitate și saturație.

Substanțele cu o legătură ionică în condiții normale sunt solide, cu un punct de topire ridicat și punct de fierbere. Soluțiile și topiturile lor conduc curentul electric.

Deoarece energia de ionizare este mai mare decât energia de afinitate pentru electron, nu există o tranziție completă a electronului de la un atom la altul, deci nu există o legătură pur ionică. Se poate vorbi numai despre un grad mai mare sau mai mic de ionicitate. Se presupune că legătura ionică este formată la # 916; EO> 1.7.

Legătura covalentă. O legătură chimică formată de socializarea unei perechi de electroni de doi atomi este numită covalentă. La distanța optimă dintre nuclee, sistemul are o energie minimă - Euclon.

Caracteristicile legăturii covalente: directivitatea și saturația. Direcția se datorează orientării spațiale a orbitalilor atomici. Legătura covalentă este îndreptată spre suprapunerea maximă a AO. Orientarea cantitativă este caracterizată de un unghi de valență între liniile care leagă nucleele atomilor. Saturația este cauzată de un număr limitat de electroni pe carcasa exterioară, care pot participa la formarea legăturii. Polaritatea. dacă atomii împărțiți sunt distribuiți uniform între atomi - legătura nepolară (H-H, O = O). Polar: unul dintre atomi atrage electronii mai puternic, iar densitatea electronilor se îndreaptă spre el; criteriul pentru capacitatea de a atrage un electron este EO. Astfel, diferența în EO caracterizează polaritatea legăturii (covalent polar # 8710; EO> 0,7).

Există două metode aproximative pentru calculul distribuției densității electronice într-o moleculă: metoda valenței (VS) și metoda orbitalilor moleculari (MO).

Metoda legăturilor de valență (1927, Teytler și Londra) sugerează:

1) atomii din moleculă își păstrează individualitatea;

2) perechea de electroni "popula" orbitalul unuia sau al altui atom;

3) legătura chimică dintre atomi apare ca urmare a suprapunerii AO;

4) atomi care intră într-un electron de schimb de legături care formează perechi de legare;

5) în conformitate cu principiul Pauli, o legătură chimică se formează prin interacțiunea electronilor cu rotiri antiparalel;

6) natura legăturii chimice este determinată de tipul de AO suprapus.

Mecanismul de schimb pentru formarea legăturii chimice a metodei BC. Valence este abilitatea unui atom de a atașa sau înlocui un anumit număr de alți atomi cu formarea unei legături chimice. Măsura cantitativă în mecanismul de schimb al aeronavei este numărul de electroni nepartiți în pământ sau stare excitată. Fiecare atom furnizează un electron pentru fiecare utilizare obișnuită.

Mecanism donator-acceptor. Mecanismul de schimb nu poate explica formarea anumitor compuși chimici. Perechea obișnuită a fost formată din cauza unei perechi de electroni de un atom (donator) și orbitală liberă a celuilalt (acceptor).

Astfel, valența totală este egală cu suma numărului de electroni nepartiți și numărul de legături care pot fi formate prin mecanismul donor-acceptor.

Metoda MO. Electronii din moleculă sunt distribuiți pe MO, care au o anumită energie și formă. MO acoperă întreaga moleculă ca întreg. Atomii nu-și păstrează individualitatea. Moleculele sunt un singur sistem.

În metoda MO, se folosește o combinație liniară de orbitali atomici (LCAO), în timp ce se observă o serie de reguli:

1. Numărul MO este egal cu numărul de AO din care sunt combinate.

2. Energia unor MO este mai mare, altele sunt mai mici decât AO inițial.







3. Electronii umple MO în ordinea cresterii energiei, în timp ce regula Pauli si regula Gund sunt respectate.

4. Cel mai eficient combinat AO cu energie și simetrie comparabile.

5. Rezistența legăturii este proporțională cu gradul de suprapunere a AO.

Metoda MO explică posibilitatea formării unei legături chimice nu numai de o pereche, ci și de un electron.

În formarea unei legături chimice, sunt posibile mai multe cazuri de suprapunere a orbitalilor electronici.

Este legată de suprapunerea AO de-a lungul liniei care leagă nucleul atomilor care interacționează:

Legătura p este formată prin suprapunerea AO pe ambele părți ale liniei care unește nucleele atomilor:

Conexiunea # 948; este formată prin suprapunerea orbitalilor la patru puncte.

Raportul dintre energiile și lungimile legăturilor este după cum urmează: <Еσсвязи ;
Conexiune dublă> Conexiune unică; LDouble

Hibridizarea AO - alinierea diferitelor AO în energie și în aspect. Carbonul, atunci când primește energie din exterior, formează patru electroni nepartiți prin trecerea unui electron de la substratul 2 la 2p:

Atunci când se formează metan, aceste patru AOs sunt amestecate pentru a forma orbitale echivalente în ceea ce privește energia și aspectul:

În acest caz, are loc hibridizarea sp3. Există sp sp și alte tipuri de hibridizare mai complicate de AO.

Structura spațială a moleculelor. AO sunt aranjate în spațiu astfel încât energia de repulsie între electronii situați pe AO este cea mai mică.

Structura spațială a moleculelor este determinată de numărul de electroni care participă la formarea legăturii chimice și de directivitatea acesteia.

1. Sistemele cu două centre sunt liniare.

2. Dacă există doi electroni nepereche (p-elemente grupa VI - O, S, Te) atomii de pe învelișul exterior, atunci când acestea se suprapun cu un alt atom AO unghiular format un sistem în care unghiul dintre linul conectarea nucleului trei atomi este 90 °. Din cauza repulsiei electronilor, unghiul este mai mare de 90 °, iar pentru apă este de 105 °.

3. Hibridizarea AO definește configurația spațială:
sp - linear, sp 2 - unghiul este aproximativ egal cu 120 ° (triunghiulară - o moleculă este plană), sp 3 - hibridizare (molecula are o structură tridimensională).

Polaritatea moleculelor se caracterizează prin valoarea momentului dipolului, egală cu produsul încărcării prin distanța dintre încărcături.

Îmbinarea metalică. Elementele-metale formează substanțe simple-metale datorită unei conexiuni, numită metal. La atomii de metal, un mic număr de electroni de valență, legați slab de nucleu, este combinat cu prezența unor orbite de energie în spațiul exterior. Această caracteristică determină posibilitatea liberei circulații a electronilor de la o orbitală la alta, datorită căruia se face o conexiune între toți atomii de cristal metalic. Legătura metalică poate fi considerată o legătură covalentă extrem de delocalizată, atunci când electronii care fac legătura sunt socializați de un set de nuclee ("electron gas"). Conectarea ionilor pozitivi localizați la nodurile rețelei cristaline și a electronilor socializați se numește metalică.

Această relație explică proprietățile fizice ale metalelor: aspect strălucitor, plasticitate, conductivitate termică, conductivitate electrică.

Interacțiunea intermoleculară. În 1873 olandezul van der Waals a sugerat că există forțe care provoacă atracție între molecule. Se numesc forțele Van der Waals și includ 3 componente:

Dipol-dipol interacțiune (așa-numita interacțiune de orientare);

Inducție interacțiune; sub acțiunea momentului dipol al unei molecule, un moment dipol indus apare în cealaltă;

· Interacțiunea de dispersie (există dipoli instant, adică electronii moleculelor vecine se mișcă concertat).

Energia interacțiunii van der Waals este invers proporțională cu distanța dintre centrele din a șasea putere și, în consecință, cu un ordin de mărime mai mic decât energia legăturii chimice. Forțele de interacțiune van der Waals cresc cu creșterea numărului de electroni din moleculă, adică cu o creștere a greutății moleculare. Prezența acestor forțe determină posibilitatea formării unei stări lichide în gaze (inclusiv gaze nobile) și abaterea gazelor reale din ecuația lui Mendeleev-Klaiperon.

Ecuația lui Mendeleev-Kleiperon pV = # 957; R T este aplicabil numai gazelor ideale, adică la gaze pentru care pot fi aplicate următoarele ipoteze:

· Molecula de gaz nu este dimensionată;

Nu există interacțiune între molecule.

În gazele reale, aceste condiții nu sunt fezabile și pentru descrierea lor ecuația lui Van der Waals (pentru un mol de gaz) este utilizată:

unde pvn este presiunea internă (ia în considerare atracția reciprocă a moleculelor), b este coeficientul ținând cont de dimensiunea intrinsecă a moleculelor.

Structura legăturii de hidrogen datorită specificității atomului de hidrogen (un singur electron) .Vodorodnaya Feedback - interacțiune care are loc între atomul de H, legat la un atom de electronegativitate mare a elementului (F, O, N, CI), într-o singură formațiune și constituind electronegativ în celălalt grup. Dacă ambele grupuri fac parte dintr-o moleculă, atunci legătura de hidrogen se numește intramoleculară (a), dacă este diferită, în moleculă (b, c).

Tratati legăturii de hidrogen numai ca „slab“ legături ionice prin atracția electrostatică a unui atom de hidrogen, având o sarcină de + d, și electronegativ al unui alt membru al grupului având o sarcină -d, este imposibil, deoarece legătura cu hidrogen are atributele unei legături covalente - directivitatea și saturația. Covalentă legătură de hidrogen este în concordanță cu prezența interacțiunii donor-acceptor între atomul de hidrogen (acceptor) și un atom electronegativ (donor de electroni pereche), ceea ce contribuie la taxa exista separare. Astfel, legătura de hidrogen ar trebui considerată ca o suprapunere a interacțiunilor electrostatice și donor-acceptor.

Chiar și în vaporii de apă există dimeri. Energia legăturii de hidrogen are valori intermediare între energia legăturii covalente și energia interacțiunii van der Waals.

Prezența unei legături de hidrogen conduce la o creștere a vâscozității și a punctului de fierbere, explică densitatea anormal de mare și capacitatea de căldură, se reflectă în solubilitatea substanței.


Curs 4. Elemente de termodinamică chimică

Concepte și valori de bază Termodinamica chimică este o știință care studiază tranzițiile de energie de la o formă la alta în timpul reacțiilor chimice și stabilește direcția și limitele fluxului lor spontan în anumite condiții.

Obiectul de studiu în termodinamică este un sistem - un set de substanțe în interacțiune, mental (sau de fapt) izolate din mediul înconjurător. Sistemul poate face schimb de materiale și de energie (sub formă de căldură q și de lucru A) cu mediul extern - un sistem deschis. Dacă acest schimb nu este prezent, atunci sistemul este numit izolat. Dacă sistemul schimbă numai energia și nu există substanță, atunci un astfel de sistem este numit închis.

Numărul de faze face distincția între sistemele omogene și eterogene. Sistemele omogene constau dintr-o fază; eterogene - din două sau mai multe faze. Faza este o parte a sistemului care este omogenă în toate punctele de compoziție și proprietăți și este separată de alte părți ale sistemului prin interfață.

Starea sistemului determină temperatura, presiunea, densitatea, concentrația etc. (parametrii sistemului). Schimbarea dimensiunii cel puțin a unui parametru termodinamic determină o schimbare a stării sistemului ca un întreg.

Sistem de studii chimice termodinamica în cele două stări de echilibru (inițial și final) și pe această bază, determină o posibilitate (sau imposibilitatea) proces flux spontan în condiții predeterminate în direcția menționat, caracterizată prin modificări energetice care apar ca rezultat al tranziției stabilește valorile de temperatură, presiune, concentrațiile în sistemul în care se atinge puterea maximă a procesului.

În funcție de condițiile de tranziție a sistemului de la o stare la alta, termodinamica distinge izotermic (T = const), izobaric
(p = const), izochoric (V-const) și adiabatic (în absența schimbului de căldură între sistem și mediu q = 0).

Termodinamica chimica se bazeaza pe trei legi, sau principii, termodinamica. Căldura și munca reprezintă o consecință a mișcării microparticulelor sistemului și a mediului.

Prima lege (sau începutul) termodinamicii este legea conservării energiei:

unde Q - cantitatea de căldură furnizată sistemului; U - schimbarea energiei interne a sistemului datorită furnizării de căldură; # 916; A - lucrări efectuate de sistem ca urmare a furnizării de energie termică. Această lucrare este de obicei suma a două lucrări: lucrul împotriva presiunii externe p V (p este presiunea; # 916; V - schimbarea volumului) și alte forme de muncă # 916; A *.

Prima lege a termodinamicii poate fi formulată după cum urmează: un sistem termodinamic poate funcționa numai în detrimentul energiei sale interne sau al unei surse externe de energie. Prima lege a termodinamicii este adesea formulată ca imposibilitatea existenței unei mașini de mișcare perpetuă de primul fel, care ar face munca fără a atrage energia dintr-o anumită sursă. Acest principiu este aplicabil atât pentru sistemele constituite din particule individuale, cât și pentru sistemele care constau în numărul lor mare.

Energia internă a sistemului este suma energiilor mișcării particulelor care alcătuiesc sistemul, energia legăturii chimice și energia atomilor. Energia internă a sistemului este o funcție a stării sistemului termodinamic. și anume schimbarea sa nu depinde de calea tranziției de la o stare la alta, ci depinde numai de stările inițiale și finale.







Articole similare

Trimiteți-le prietenilor: