Основи хімії (стр. 5 из 21)
Наприклад, и т. д.
У цих молекул електричні “центри ваги” позитивний і негативних зарядів не збігаються. Утворюється, так, би мовити, два полюса негативний і позитивний Н – –. В цьому разі загальна електрона густина зміщена до атома з більшою електронегативністю. Такі молекули будуть полярними, або дипольними.
Відстань між “центрами ваги” позитивних і негативних зарядів в молекулі називається довжиною диполя.
Ступінь полярності зв„язку виражають дипольним моментом μ.(Дебай де е – величина заряду, – довжина диполя
В хімії значення дипольного моменту велике. Як правило, чим більший дипольний момент, тим вища реакційна здатність молекул.
Поляризація ковалентного зв„язку.
, - направлене зміщення позитивних і негативних центрів електричних Поляризація звязку зарядів під впливом зовнішнього електричного поля.
Електричне поле можуть утворювати другі атоми цієї ж молекули, викликаючи внутрімолекулярну поляризацію.
Поляризуючи дію на ковалентний зв„язок можуть здійснювати молекули інших речовин.
Такий випадок називається міжмолекулярною поляризацією.
При поляризації неполярна молекула маже стати полярною, а полярна – іонною...(див. малюнок).
Поляризація неполярної молекули.
Іонний зв„язок
Хімічний зв‘язок, виникаючий за рахунок переходу (зміщенням) електронів від одного атома до другого називається іонним зв„язком, або це такий зв„язок в якому приймають участь елементи з різною електронегативністю, яка відрізняється на велику величину.
В цьому випадку відбувається повний перехід певної кількості електронной густини від одного атома до другого.
Цей вид зв„язку характерний для елементів різної хімічної природи. Такий зв„язок відбувається частіше між металами і неметалами. При цьому елементи перетворюються в іони, катіони + і аніони – . Іони утримуються один біля одного силами електростатичного притяжіння.
о о
→
Зближення між іонами відбувають до того моменту, коли сили відштовхування будуть рівні силам притяжіння. Атом натрію віддає електрон хлору і залишається з стійкою 8 електронною орбіталлю, а хлор приймає на свою орбіталь цей електрон і так само стає стійким. Таким чином утворюється іонна молекула.
Іонні сполуки характеризуються рядом особливостей по зрівнянню з речовинами молекули яких побудовані по ковалентному типу.
Володіють електропровідністю в розплавленому стані.
Розчиняються в полярних рідинах, ці розчини теж проводять струм. Відрізняються більш високими температурами кипіння і плавлення.
Іони по своїй дії відрізняються від атомів:
Іонне становище можна розглядати як збуджене, іони при цьому володіють високою хімічною активністю. Наприклад, – є отрутою для людини, а іон – проявляє заспокійливу дію.
Коли розглянути сполуки елементів якогось періоду з одним і тим же елементом, то іонний характер зв„язку міняється на ковалентний.
іонний звязок
ковалентний сильно полярний ковалентний полярний
ковалентний полярний ковалентний слабо полярний ковалентний неполярний
Із цього можна зробити висновок, що природа хімічного зв„язку єдина. Різниці в механізмі виникнення ковалентного та іонного зв„язку немає. Вони відрізняються тільки мірою поляризації електронної хмари молекули (диполями).
,
Металевий зв язок
,
Металевий зв язок утворююється між атомами з дуже малою електронегативністю. В такому випадку йде процес делокалізації (розмазування) електронної густини атомів металу між катіонами металу.
Координативний, або донорно – акцепторний зв„язок.
У розглянутих вище видах зв„язку він відбувається за рахунок взаємодії “електрон – електрон”.
Координативний зв„язок – це такий зв„язок, який відбувається за рахунок неподільної пари електронів і вільної орбіталі.
Донором тут являється елемент, який дає неподільну пару електронів.
Акцептором – елемент, який надає вільну орбіталь.
Розглянемо утворення комплексної речовини хлористого амонію:
із і
н
н
[ н 
н –н н
В цю ж мить напрошується питання, де взяти неподільну пару електронів і вільну орбіталь, звідки їх запозичити? Спочатку розглянемо утворення молекули . Електронна формула азоту 1 , розподілення електронів по орбіталям буде:
н н ↓ ↓ ↓
| ↑↓ | ↑ | ↑ | ↑ |
| ↑↓ |
З цього видно, що азот має 3 неспарених електрона і спарених.
Своїми неспареними електронами він утворює зв„язок з 3 ма атомами водню, створюючи при цьому молекулу . Але в нього залишається неподільна пара електронів. Ось де вона береться.
Тепер розглянемо утворення . В цьому випадку водень має одне ядро, один електрон, одну орбіталь і у водному розчині – малу електронегативність. Хлор володіє 7 валентними електронами і великою електронегативністю. Тому він стягує на свою незавершену орбіталь електрон водню, у якого остається вільна орбіталь і ядро. Ось де береться вільна орбіталь. А вільна орбіталь і неподільна пара електронів утворюють донорно–акцепторний зв„язок, який характерний для комплексних сполук.
,
Водневий звязок
Це один із видів ковалентного зв„язку. Водневий звязок – це зв„язок, який здійснюється за рахунок атома водню, а вірніше за рахунок протона водню. Виникнення водневого зв„язку можна коротко пояснити дією електростатичних сил. Наприклад, утворення молекули
о о
У цьому випадку володіючи великою електронегативністю стягує на себе разом з орбіталлю електрон водню, у якого залишається тільки протон, який позитивно заряджений.
А набуває в цьому разі негативний заряд. Між протоном водню і негативно зарядженим атомом створюється електростатичне притяжіння, що і приводе до утворення водневого зв„язку.
Водневий зв„язок може бути міжмолекулярний, як між молекулами
∕
І внутрішньо молекулярний.
Водневий зв„язок має меншу енергію, чим ковалентний, але цієї енергії достатньо, щоб визвати асоціацію молекул (ущільнення), тобто об„єднати в дімери, полімери і т. д. Наприклад, при розбавленні спирту – водою – об„єм зменшується. 50 мл спирту + 50 мл води = 96 мл розчину.
Лекція 4 . Термохімія та термодинаміка
План
Енергетичні ефекти хімічних реакцій.
Поняття про внутрішню енергію і ентальпію. Основні закони термохімії.
3.1. Закон Лавуазьє Лапласа.
3.2. Закон Гесса.
4. Термохімічні розрахунки.
5. Ентропія, енергія Гіббса.
6. Направлення хімічних реакцій.
Термодинаміка вивчає енергетичні зміни при переході однієї форми енергії в іншу. Термохімія являється частиною загальної термодинаміки і вивчає теплові ефекти хімічних реакцій.
Більшість хімічних реакцій як горіння, з„єднання металів з іншими сполуками ( …), нейтралізація кислот лугами та ін. супроводяться виділенням в значних кількостях енергії.
Такі реакції, які проходять з виділенням енергії називаються екзотермічними.
А такі реакції, як розпад оксиду кальцію, оксиду ртуті, розкладення солей, потребують притоку тепла, тобто поглинання енергії.
Такі реакції, які проходять з поглинанням енергії називаються ендотермічними.
В інших випадках проходить поглинання або виділення електричної енергії. Наприклад, при роботі гальванічного елемента чи акумулятора йде виділення електричної енергії. А розкладання води шляхом електролізу навпаки, поглинається електроенергія.
Можуть йти реакції з поглинанням або виділенням світла. Згорання магнію приводе до утворення яскравого світла і тепла. А розкладання бромистого срібла при фотографуванні проходить з поглинанням світла.
За рахунок реакцій хімічна енергія може перетворитися в механічну. Наприклад, вибух снаряду.
Виділення енергії у вигляді тепла при з„єднанні різних сполук, показує, що ці речовини до об„єднання утримували в собі який то запас енергії, але в скритій формі. Така енергія називається внутрішньою або хімічною.
В це поняття входить і потенціальна енергія взаємодії ядер з ядрами, електронів з електронами, ядерна і другі енергії.
Але це не значить, що речовини, які вступили в зв„язок втратили всю хімічну енергію.
Наприклад,
2Н + О → 2Н О + ∆Н
Утворена при цьому вода при взаємодії з другими сполуками також має деякий запас енергії.
Вимірюючи тепловий ефект реакції, ми можемо судити тільки про зміну запасу енергії.
Сума енергії, яка виділяється чи поглинається в результаті реакції називається тепловим ефектом.
Більшість реакцій проходить при постійному тиску і температурі, тому:
Сума енергії, яка виділяється чи поглинається при постійному тиску і температурі, називається ентальпією.
За стандартний тиск прийнята 1 атм., або 101,325 кПа. За стандартну температуру 25 С, або К.
Ентальпія прагне до порядку, до стабільності.
Теплота утворення одного моля речовини при стандартних умовах із простих речовин називається молярною або стандартною теплотою утворення