Радиусите на атомите и йони

Атомите не са добре дефинирани граници, дължащи се на еритроцитите вълна природа на електроните. Следователно, абсолютната стойност на радиуса на атом не може да бъде определена. Тя може да бъде произволно взета като атомната радиус теоретично изчислената стойност на разстоянието от ядрото до най-отдалечените от него максималната електронна плътност, или половината от разстоянието между центровете на двата атома в кристалите.

Пример II. Diamond C C; г = 0,77A °

Атомното радиусите на метали в периоди с увеличаване на атомния номер на елемента са намалени, тъй като същия брой слоеве увеличава електронен заряд на ядрото, която компресира електронен слой. Във всяка подгрупа от елементи е обикновено атомен увеличение радиуси от горе до долу, тъй като броят на нивата на енергия се увеличава.

Йонни радиуси различават от радиусите на атомите, те са или са загубили електрона (и), или те са свързани. Следователно, радиусите на положителни йони е по-малко, и радиусите на отрицателни йони е по-голямо от радиусите на съответните атоми. Радиусите на йони са също периодично в зависимост от поредния номер на елемента. Например, в една подгрупа от радиусите на йони със същия заряд се увеличава с увеличаване на ядрен заряд (атомен номер) от елемента.

Един от най-важните свойства на химичен елемент, е пряко свързан с електронната структура на атомите е йонизация потенциал. Йонизация потенциал (ЕС) е, че минималната енергия, която трябва да бъде изразходвано за разделяне на електрона от атом, и да го отстрани безкрайно разстояние.

Големината на потенциала на йонизация обикновено се изразява в електронволта атом или килоджаули на мол. Атомите на елементи - редуктори, губят електрони, за да станат положителни йони. За даден атом или молекула на енергия, необходимо за отстраняване на първия електрона, наречена първа йонизация потенциал Е1, а вторият - на втория йонизация потенциал Е2, и така нататък.

Атомите с ниска йонизация потенциални показват намаляване свойства. Атомите с висок потенциал за йонизация са в неутрално състояние. Потенциалът на йонизация се увеличава през периода. В основни подгрупите на потенциала на йонизация намалява с увеличаване на атомен номер елементи. Това се дължи на увеличаването на размера на атомите и разстоянието от външната ядро subshell.

Electron афинитет

Това се нарича електронно сродство енергия освободен при присъединяването на електрона до атом или молекула радикал. Електрон афинитет се изразява в същите единици като потенциала на йонизация.

Атомите оксидиращи елементи, приемащи електрони се превръщат в отрицателно заредени йони. Енергията на електрон афинитета се променя в съответствие с естеството на електронната структура на атомите на елементи. В периода от ляво на дясно на електрон афинитет и окислителни свойства на елементи се увеличава. Най-високата стойност на електрон афинитета имат халогени, кислород, сяра, най-ниската - конфигурация елементи д и 2 (He, Be, Mg, Zn) или полу напълнена р subshells (Ne, Ar, Кг, N, P, на As).

За да се характеризира способността на атомите в съединенията за привличане електрони въведени понятието Електроотрицателност (ЕО). Като се има предвид, че тази способност атома зависи от вида на съединението, състоянието на валентността на елемента, тази характеристика е условно.

Има няколко скали за електроотрицателност. Според R. Mulliken, Електроотрицателност равна на половината от сумата на енергията йонизация и електрон афинитет.

Предвид сложността на определяне на стойността на електронен афинитет, американски учен предложи ценности Паулинг електроотрицателност вместо абсолютни стойности в сравнение с използване. Той се Електроотрицателност на флуор, равно на 4. След Електроотрицателност литий, спрямо които са били идентифицирани електроотрицателност други елементи, намерени да бъде 1. увеличава електроотрицателност от ляво на дясно за елементите на всеки период и намалява в посока надолу на елементите на една и съща група на периодичната система D. I. Менделеев.

Тема: "Chemical свързване и структура на молекулите. кристално състояние на материята "The

1. Идентификация и химични характеристики на комуникацията

2. Основните видове химична връзка ковалентна връзка йонна връзка донор-акцепторни връзки

3. Структурата на молекулите. Методът на валентните връзки. Методът на молекулни орбитали

4. междумолекулни връзки. Сили ван дер Ваалс. водородна връзка

5. Комплекс съединение

6. кристалното състояние на материята. Основните видове кристални решетки и свойства на кристалите. Йонийски, атомни, метални кристали молекулни.

Определяне на характеристиките и химическо свързване

Химическа връзка са посочени различни видове взаимодействия, което води до стабилна наличието на ди- и поливалентни съединения: молекули, йони, кристали и други вещества. При образуването на химично свързване се извършва: а) намаляване на общата енергия на ди- и поливалентен система в сравнение със сумата на енергиите на изолирани частици, от които се състои системата; б) преразпределение на електронната плътност в областта на химичното свързване в сравнение с просто наслагване на електронни плътности на несвързаните атома съседни на дължината на комуникация разстояние.

енергия Химическа връзка Дб. отнесени към количеството енергия, освободена по време на образуването на връзки (кДж / мол). Колкото по-голяма свързващата енергия на по-стабилна молекулата, толкова по-силно свързване. Например, молекулата по-стабилна молекула HF НВг: E б. (HF) = 536 кДж / мол; E свързване. (НВг) = 360 кДж / мол. Важна характеристика на комуникация е дължина съобщение 1sv. равна на разстоянието между ядрата на атомите в съединението. Това зависи от размера на електронен слой, и тяхната степен на припокриване. Съобщение означен тире, например: H-J, G = О, Н-С = С-Н.

Октет правило. В резултат на химически свързващи атоми са склонни да закупи същия електронен конфигурация като благородните газове 2 НЧ NP 6. т.е. осем електрони във външната обвивка. Например, N 1s 2P 2 3 + 1 3 H 1s = NH3.

Основните видове химични връзки

Ковалентна връзка се нарича химична връзка, образувана от двойки електрони споделени от два атома. Това намалява енергийната система. система енергийна зависимост на два водородни атома от насрещната (1) и антипаралелен (2) въртене на разстоянието между ядрата R графично изразена: където Е - свързваща енергия.

Характеристиките на ковалентна химическа връзка е посоката си и интензивност. Тъй като атомна орбитала са пространствено ориентирани, припокриването на електрони облаци се среща в някои области, което определя ориентацията на ковалентната връзка. Количествено се изразява под формата на ъгли връзка между посоките на химически връзки в молекулата. Saturation свързан с ограничаване на броя на електрони, разположени на външните мембрани и определя молекулно стехиометрията на химични съединения от които зависят формула състав, тегловните съотношения на елементи, изчисления съгласно формули и уравнения и т.н.

Полярността на ковалентна връзка. Връзка, образувана от същите атоми, наречени хомеополярно или неполярен, като равномерно разпределени споделени електрони между атоми, например Н2 молекули. O2. N2. S8. Ако един или повече атоми привлича електрони, електронната двойка измества към него и получената ковалентна връзка се нарича полярен. Колкото по-висока Електроотрицателност (EO) атом, толкова по-вероятно изместване на електронната двойка в посока на ядрото на атома, поради разликата на ЕО (ΔEO) атоми характеризира връзка полярност. Атом, към който електронната плътност се измества, става ефективно зареждане δ-, втората атом, има ефективно зареждане δ +. Следователно, налице е дипол като два еднакви по големина заряд δ + и δ- и 1D дължина дипол. Мярка за полярността е електрически диполен момент μsv = δ · 1D. Ci-т, където делтата - ефективното зареждане 1D - дължината дипол. Като измервателно устройство за не-системно приложение μ Debye D, 1 D = 3,3 · 10 -30 m-Kl. Електрически диполен момент е количество вектор и посоката на конвенционално взети от отрицателния към положителния полюс на дипол. Електрически диполен момент се увеличава с ΔEO атома, например:

Йонна връзка. Полярен ковалентна връзка с δ = 1 се счита йонен. Такова съобщение възниква между атоми ΔEO по-големи от 2, например между S - I елементи и Група VI-елементи и р VII групи (LIF, К2 О, SsS1). йонна химичната връзка е електростатично взаимодействие между отрицателно и положително заредени йони. Тъй като електрическото поле на йон е сферична в природата, които не се характеризира с посоката и наситеността на йонна връзка. йонна химичната връзка е показана в твърда йонна кристална решетка. Тъй като енергията на йонизация е по-голям от афинитета електрон, след пълното преминаване на електрони не настъпва дори и в случай на двойка атоми с високо ΔEO. Следователно, чисто йонни връзки не съществуват. Можем да говорим само за този или тази част от ionicity връзка.

Донор-акцептор връзка, и по-специално, механизмът образуване на ковалентна връзка донор-акцептор, при което връзката, образувана от двойки електрони, принадлежащи към същия атом (донор) и свободна орбитален от друг атом (акцептор). Например, азотният атом има три несдвоен електрон, които образуват три ковалентни връзки с три водородни атома, механизмът за обмен; но може да се образува друг връзка поради неразделен електронна двойка на механизма за донор-акцептор с образуването на амониев йон:

Изследване на структурата и физико-химичните свойства на молекулите, комплекси на кристали и т.н. ангажирани квантова химия, като се използва представяне на съвременните квантови теории, по-специално, квантовата механика, най-широко използваните два квантово-механичен метод за приблизителни системи за изчисляване на ядрата и електроните - Метод валентна връзка (МВС) и метода на молекулни орбитали (IMO).

Методът на валентните връзки или локализирани електронни двойки. Неговите основни разпоредби:

1. химичната връзка между два атома на е резултат от припокриване на атомна орбитална (AO) за образуване електронни двойки.

2. атома влизат в химична връзка, се обменят между електроните, които образуват свързващи двойки.

3. В съответствие с Pauli принцип химична връзка се образува само във взаимодействието на електрони с противоположни завъртания.

4. Характеристиките на химична връзка (енергия, дължина, полярност, и т.н.) се определя от вида на припокриване AO. Според валентността теория връзка, ковалентна връзка е насочено към максималната припокриването АД взаимодействие атома.

Трябва да се отбележи, че електронната структура на молекулата е значително различен от електронната структура на съставните атоми. Промени в електронната структура претърпява външни

черупки и subshells атома. В атома в молекулата се запазват само електронната конфигурацията на вътрешните електронен слой, не припокрива с образуването на връзки.

Валентност на механизма за обмен на MIF. Способността за свързване атом или замени определен брой други атоми, за да се образува химически връзки наречения валентен. Количествена мярка за валентност разгледа редица несвоен електроните в атома в земята или възбудено състояние. Този несдвоени електрони във външните обвивки на S- и р-компоненти и външни черупки имат predvneshnih d- елементи, външни, (п-1) и (п-2) черупки имат F- елементи. Когато химичното свързване атом може да се движи в възбудено състояние в резултат на разделяне на електроните и парата преминава един от тях по същия свободен орбитален черупката. Пример.

Ca. 4s 4P 2 °, В = валентността 0. При възбуждане Са + h = Са *

Ca *. 4s 4P 1. 1 B = 2. По този начин, калциев атом може да бъде равно на валентността на 0 и 2.

Ако съединение, различно от ковалентни връзки, образувани в механизма обмен е връзки, образувани от механизма за донор-акцептор, общата валентността на елемента е равен на броя на несдвоени електрони плюс броя на връзки, образувани в механизма на донор-акцептор. Например азот в амониев йон има валентност, равна на 4 (Обича горе).

Пространствената структура на молекулите.

Тъй АД са ориентирани в пространството, и ковалентна връзка е посока. -връзка - тази връзка, образувана чрез припокриване AO линия, свързваща ядрата, -връзка се случва, когато припокриващи S-S, S-р, р-р и г-г орбитали; обикновено включва два атома, и е локализиран две център връзка.

-връзка се образува чрез припокриване на двете страни AO линия, свързваща ядрата на атомите, може да бъде оформен като р-р, р-D, D-D, F-р, F-D и F-F орбити.

-връзка се образува чрез припокриване на г-орбитали четирите листенца, т.е. когато припокриването на г-орбитали, които са в успоредни равнини.

- - и комуникация може да бъде насложен върху -връзка с образуването на множествени връзки (двойни или тройни). Например, в молекулите на С2 Н4. СО 2 има двойни връзки СН2 = СН2. D = С = О; в С2 H2 молекули. N2 - тройната връзка: SN≡SN, N ≡ Н.

Хибридизация на АО. При образуването на молекули, има промяна на формата и енергия АД. Вместо неравно, например, S- и р-орбитали в еквивалентна молекула (хибрид, смесени) метан CH4 орбитали са оформени като една и съща форма и енергия. Когато хибридни връзки разпределени повече енергия, енергията на системата се намалява и се образува молекулата по-стабилна.

Хибридизацията на AO води до по-симетрично разпределение на плътността на електрони в молекулата. S-р хибридизация дава двухибридния орбитален под ъгъл от 180 °. Смесване на един S и две р орбитали (SP 2 хибридизация) води до образуването на три хибридни орбитали, разположени на 120 °. SP 3 - хибридизация осигурява четири връзки под ъгъл 109 от 28 ° /. т.е. образа на тетраедър.

Полярни и неполярни молекули. На неполярни молекули на центъра на тежестта на положителни и отрицателни заряди съвпадат в полярен - не.

Полярни молекули са диполи с такси  + и -, разположени на разстояние 1D. За оценка на полярността на молекулите използват електрически диполен момент μ = 1е -. Ако комуникация е неполярен и неполярен молекулата. Ако връзката образуване на молекулата полярен, след μ е вектор сумата на електрически дипол моменти на връзка и молекулата може да бъде или неполярен или полярен. Например, една молекула СО2 (О = С = О), не-полярен, а С = О полярен, тъй като прибавянето се извършва за компенсиране диполи О ← → С О и общата електрическа дипол на молекулата е нула. Една молекула вода е полярен, като образуват дипол молекули не са равни на нула, когато се добавят диполи връзки:

Методът на молекулно орбитален (IMO). метод валентна връзка не може да обясни някои от събитията и фактите, например, парамагнитен O2 молекула (т.е. наличието на несвоен електрони). MMO е по-гъвкав начин в рамките на това, тези явления могат да бъдат обяснени.

Основните разпоредби на метода: електроните в молекули, разделени с молекулно орбитален (МО), което, като AD, се характеризира с определена енергия и форма. Защита покрива цялата молекула, т.е. те са две или повече въртене. В MMO използва линейна комбинация от атомни орбитали (LCAO). Когато спазвайте следните указания:

1. Броят на МО е общият брой на акционерно дружество, на което в комбинация МО;

2. МО енергия може да бъде по-ниска и по-висока начална AO;

3. Електронни отбраната, както и АД, е изпълнен с цел увеличаване на енергийната, при спазване на принципа на изключването Паули и правилото Hund му;

4. Най-ефективна съчетана АД със сравнима енергия и симетрия;

5. Якостта на свързване в метода на МО, е пропорционално на степента на припокриване AO.

Лепене и antibonding орбитали. Ако AO атоми А и В означават ΨA и ΨV. и Министерството на отбраната чрез ΨAV. след съгласно LCAO ΨAV ΨA ± = а в ΨV. където ΨAV - електронен вълна функция на молекулата (МО), и по - коефициенти, които отчитат делът на всеки SA в образуването MO, ΨA и ΨV - електронен функция вълна (AO) в атомите А и Б. Когато се получава знак "+" в уравнението свързване МО (, , δ), със знака "-" - разхлабване на отбраната (МО *:  *  * δ * ..).

Енергийно ниво диаграма AO и МО на молекулата на водорода.

При попълването на орбитите свързващи следните правила:

а) броя на МО е общият брой на акционерно дружество, на което в комбинация MO;

б) MO енергия може да бъде над или под оригиналната АО;

в) на Министерството на отбраната, както електроните запълват АО, за увеличаване на енергийната, при спазване на принципа на изключването Паули и правилото Hund му;

ж) АО най-ефективно се комбинира с енергия и сравними симетрия;

г) якостта на връзка в метода на МО, пропорционална на степента на припокриване AO.

При пълнене свързване орбитите намалените енергия на молекула и силна връзка се образува.

Смилане MO да намали електронна плътност, те не се свързват атомите в молекулата се наричат antibonding МО.