Атомно-молекулярное учение

Ионы

       Размеры атомов определяются не строго, так же как и размеры электронного облака r атома считается равным двум расстояниям между ядрами r=2R соседних элементов. A – e = U⁺. Если от атома оторвать  е, то образуется положительно заряженный ион. Размеры атома не строго измерены.  R=1/2 МЯР. В периоде размер атомауменьшается, так как заряд ядра увеличивается, а число электронных слоев остается постоянным. При переходе от одного атома предыдущего периода к следующему атому размер атома резко возрастает за счет увеличения числа электронных слоев.  Присоединение электрона, то есть отрицательная ионизация, несколько увеличивает размер атома, а отдача электрона (+ ионизация) несколько уменьшает размер атома.

Энергия ионизации и  сродства к электрону

    A – e = U⁺ При отдаче е образуется  + заряженный ион – происходит окисление. При этом атом или элемент проявляют восстановительные свойства, такие свойства характерны для металлов. Энергия, которую необходимо затратить для отрыва е от атома называется энергией ионизации. При отрыве 1е энергия ионизации равна Y₁. При отрыве 2е энергия ионизации равна Y₂. Y₁<Y₂<Y_3. Всякая последующая энергия ионизации больше чем предыдущая. Если последующий отрываемый е располагается на более высоком энергетическом уровне, то энергия ионизации скачкообразно возрастает.

    В группе энергия ионизации уменьшается из-за большего расстояния от ядра до е, и из-за наличия экранирующих е. Энергия ионизации в периоде увеличивается из-за увеличения заряда ядра, таким образом, наименьшая энергия ионизации в первой группе характеризует Cs, он обладает наибольшими металлическими свойствами, наибольшая энергия ионизации характеризует F, он обладает наиболее неметаллическими свойствами. Энергия,  которую отдает частица, присоединяя е называется – энергия сродства к электрону. Наибольшей энергией сродства к электронам обладают неметаллы.Полусумма энергии  ионизации и сродства к электронам называется относительной электроотрицательностью. Э.О=1/2(Y+Е) Есть несколько способов классификации элементов по электроотрицательности. Наиболее общепринятой является система Полинга. Он присвоил Фтору наибольшую электроотрицательность  -4. F=-4;   O=-3,5;  N=-3;  C=-2,5;  B=-2;  Be=-1,5 . В группах электроотрицательность уменьшается с увеличением заряда ядра. В бинарных соединениях элементы с меньшей электроотрицательностью бывают катионами.А элементы с большой электроотрицательностью – анионы, и записываются так LiF

Химическая связь и  строение молекул

    Очевидно, что связь между атомами в  молекуле может образоваться только с уменьшением суммарной энергии. Для простейшего случая Лондон и Гейтлер проанализировали схему образования молекулы из двух атомов водорода.

   

    При сближении двух атомов водорода с одинаковыми спинами происходит  вначале постепенное, а потом резкое увеличение общей энергией, получающейся пары. При этом связи между ядрами не образуется. Если же сближать два разноспиновых атома, то общая энергия вначале незначительно, потом резко уменьшается. При достижении расстояния r₁, имеет место минимальная энергия. Образуется молекула с прочной связью между атомами, дальнейшее сближение приводило бы к увеличению энергии, к разрушению связи. Такие взгляды количественно обосновал Льюйс, создав теорию валентных (ковалентных) связей. По Льюйсу связь между атомами возникает при образовании общей электронной пары. Такая ковалентная связь наиболее прочная из всех возможных. Количество электронных пар, образованных в молекуле, говорит о кратности связи.

    В молекуле водорода образовалась 1 неподеленная пара (связь однократная).

    В  молекуле азота три двухцентровых связи. Ковалентные связи могут быть полярными и неполярными. Полярная связь характеризуется тем, что электронные облака сдвинуты к одному из ядер, например в HCl. Поэтому, из-за нессиметричности расположения электронных облаков связь полярна -  молекула имеет строение диполя. Чем больше разница между электроотрицательностями, тем более несимметричны облака и тем более полярна молекула. Неполярные молекулы, только у одноименных элементов.

    Ковалентная связь может образовываться двумя способами:

    1)обобществление 2-х электронов в пару;

    2)Донорно-акцепторный  (один атом выделяет неподдельную  пару, а др. атом свободную орбиталь).

   В предельном  случае электронное облако может  полностью перейти от одного атома к другому.

    Исходя  из этих соображений Кассель разработал теорию ионной связи. Он предположил, что во многих случаях электронные облака не просто смещаются, а полностью переходят от одного атома к другому. При этом один из них становится + заряженным катионом, а другой – анионом. Между противоположно заряженными ионами возникает сила электростатического притяжения, которая объединяет ионы в молекулы. Ионная связь значительно слабее ковалентной.

    Особенности  ковалентной связи:

    1)Насыщаемость, то есть число ковалентных связей может быть ограничено количеством неспаренных  электронов или количеством неподеленных пар, которые донор может передать акцептору. Этим определяется ковалентность.

    2)Прочная  ковалентная связь может образоваться только при максимальном перекрывании электронных облаков. Поэтому при образовании молекулы электронные облака для достижения  максимального перекрывания могут подвергаться деформированию. Например, атом Бериллия в возбужденном состоянии имеет на внешней оболочке 2  электронных облака и S и P.

    При  образовании молекулы BeCl₂  2  - различных S и P орбитали деформируются, образуя две одинаковых S и P орбитали. При этом достигается максимальное перекрывание образуется ∂(сигма-связь). Если максимальное перекрывание возникает на прямой, соединяющей ядра атомов, то такая связь называется ∂ связь. В данном случае 2 – одинаковых электронных облака называются SP – тип гибридизации. Угол между ∂ – связями 180⁰. Молекула BeCl₂ в газообразном состоянии имеет прямолинейную форму.

       Гибридизация одной s- и двух p-орбиталей (sp2-гибридизация) имеет место, например, при образовании соединений бора. Возбужденный атом бора обладает тремя неспаренными электронами – одним s-электроном и двумя p-электронами. Из трех орбиталей образуются три эквивалентные sp2-гибридные орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу (рисунок 3.6). Действительно, как показывают экспериментальные исследования, молекулы таких соединений бора, как BГ3 (Г-галоген), B(CH3)3 – триметилбор, B(OH)3 – борная кислота, имеют плоское строение. При этом три связи бора в указанных молекулах имеют одинаковую длину и расположены под углом 120°.

   Гибридизация  одной s- и трех p-орбиталей (sp3-гибридизация) характерна, например, для углерода и его аналогов – кремния и германия. В этом случае четыре гибридные sp3-орбитали расположены под углом 109°28¢ друг к другу; они направлены к вершинам тетраэдра (в молекулах CH4, CCl4, SiH4, GeBr4 и др.). Валентные углы в молекулах H2O (104,5°) и NH3 (107,3°) не точно соответствуют взаимному расположению “чистых” p-орбиталей (90°). Это обусловлено некоторым вкладом s-электронов в образование химической связи. Такой вклад есть не что иное, как гибридизация. Валентные электроны в этих молекулах занимают четыре орбитали, которые близки к sp3-гибридным. Незначительное отличие валентных углов от тетраэдрических 109°28¢ объясняется тем, что гибридизация в данном случае является неполной.

    Во многих молекулах центральный атом не подвергается гибридизации. Так, валентные углы в молекулах H2S, PH3 и др. близки к 90°, т.е. образование связей происходит с участием “чистых” p-орбиталей, расположенных под прямым углом друг к другу.

   3) Другой особенностью ковалентной связи может быть полярность и неполярность.

    Связь  между С и H полярные электронные облака смещенны от H к С и расположены симметрично. (молекулы неполярны). Связь между кислородом и H в молекуле воды полярна, электронные облака смещены от H к O и из-за нессиметричности углового строения молекулы она будет полярна(диполь).

Ионная связь

    Коссель  предложил другой взгляд на  химическую связь между атомами,  он считал, что электроны от  одной частицы полностью переходят  к др. частице, при этом у  первой “+” заряд, а у второй « -“ анион. Между противоположно заряженными частицами возникают Фарадеевские силы притяжения, которые хотя и слабее ковалентных, однако прочно удерживают частицы друг возле друга.

    Ионная связь  обладает рядом особенностей в отличие от ковалентной она является ненасыщяемой. Ионная связь направлена во все стороны. Заряженные частицы обладают способностью поляризовать и сами быть поляризованными.

    Способность поляризовать  тем больше, чем больше заряд  иона и меньше его размеры.  Такой ион значительно деформирует  электронную оболочку своего напарника.

       Ионные связи в отличие от ковалентных ненасыщаемы, ненаправлены и отличаются полиризуемостью и способностью поляризовать. Поляризуемость иона  характеризуется его способностью деформироваться под действием других ионов. Большей полиризуемостью характеризуются анионы поляризуемость катионов в группе возрастает(Li⁺<Na⁺<K⁺<Rl⁺). Чем больше размер иона, чем он более “рыхл”, тем он обладает  больше полиризуемостью. Ионы характеризуются способностью поляризовать (деформировать др. ионы) ,такой способностью характеризуются катионы(Li⁺>Na⁺>K⁺>Rl⁺).

    Поляризуемость  тем больше, чем больше размеры  иона и меньше его заряд.  Кроме рассмотренных ковалентной  и ионной связи в растворах  имеет место водородная связь,  которая образуется за счет того, что некоторые ионы являются в большей или меньшей степени – диполями, которые ориентируются относительно друг друга противоположно заряженными концами.

Строение твердого тела

    Мы  имеем дело с тремя агрегатными  состояниями вещества: газообразное, когда молекулы почти не связаны друг с другом и свободно двигаются, относительно друг друга. Газы могут занимать весь представленный объем и принимать любую форму. В жидкостях межмолекулярное взаимодействие больше, молекулы не свободно двигаются относительно друг друга, однако они могут занимать почти весь объем и принимать любые формы. В твердых телах атомы прочно связаны друг с другом и могут совершать только колебательные движения. Обычно связь между атомами или ковалентная –  у неметалла, или ионная и металлическая. Если вещество состоит из полярных молекул, то они ориентируются особым образом относительно друг друга. Возникает ориентационная связь. Если молекулы неполярные, но сталкиваясь друг с другом, они индуцируют образование диполей, возникает индукционная связь. В любом случае в результате движение электронов в молекулах образуются мгновенные силы притяжения, и возникает дисперсионная связь. Ориентационная, индукционная, дисперсионные – слабые силы. Они называются Ван – дер – Ваальсовскими.

 

Кристаллическое строение вещества.

    Большинство  веществ в природе имеет кристаллическое  строение. В образующихся кристаллах  частицы располагаются особым  образом, когда углы между гранями кристалла всегда остаются постоянными и характерными для каждого вещества. Элементарные частицы вещества расположены так, что образующаяся кристаллическая решетка может быть кубом, шестигранником, или др. фигурами. Наиболее часто, особенно среди металлов, встречается объемо – центрическая кубическая решетка (ОЦК) (подобную решетку имеют железо, алюминий, медь, никель, свинец и др. металлы).

                                                                                                     

                                   Кубическая                                                                                объено-центрированная

                                                                                                          

             гранецентрированная кубическая (ГЦК)                                              гексагональная плотноупакованная

   В узлах  кристаллической решетки разных вещества находятся в различные частицы. Если эти частицы атомы – то решетка атомная кристаллическая (ковалентная связь между атомами) твердые, тугоплавкие, плотные (алмаз).

    Если  в узлах кристаллической решетки  находятся молекулы, то молекулярная  кристаллическая решетка между  ними слабая связь. Такие вещества  легкоплавкие, мягкие.

    Если  в узлах кристаллической решетки  находятся ионы, то ионная кристаллическая решетка (соли) они обладают промежуточными свойствами между атомной и молекулярной.

    Если  в узлах кристаллической решетки  +  заряженные катионы, а в  межузельном пространстве свободно  двигаются электроны, связывая катионы, такие связи называются металлическими (связь металлическая). За счет свободно двигающихся электронов металлы обладают рядом особых свойств (электропроводность, теплопроводность, пластичность).

Реальные кристаллы

    В  реальных кристаллах часто имеет  место нарушение формы решетки, такие нарушения могут быть точными, линейными, плоскостными, винтовыми, такие нарушения называются дислокацией. Чем больше количество дислокаций, тем значительнее отличаются реальные свойства  кристаллов от идеальных.

    В  процессе хранения, термообработки дислокации могут двигаться, что приводит к изменению свойств вещества. В реальных веществах имеет место не монокристаллличекая структура, а поликристаллическая структура, в которых отдельные блоки монокристаллов разным образом ориентированных, это легко обнаруживается кристаллочувствительными методами электроно и рентгенографией. Кристаллические вещества имеют ряд особенностей в частности имеют четко фиксированную точку плавления, в природе встречаются и другие вещества - аморфные, которые  размягчаются постепенно (стекло).