Razele atomilor si ionilor

Atomii nu au limite bine definite, datorită naturii val corpusculare de electroni. Prin urmare, valoarea absolută a razei atomului nu poate fi determinată. Poate fi luată în mod arbitrar ca raza atomică valoarea teoretică calculată a distanței de la nucleul la cel mai îndepărtat de ea densitatea de electroni maximă sau jumătate din distanța dintre centrele celor doi atomi din cristale.

Exemplul II. Diamond C C; g = 0,77A °

Razele atomice a metalelor în perioadele cu creșterea numărului atomic al elementului sunt reduse, deoarece același număr de straturi crește încărcătura electronică pe nucleu, care comprimă cojile de electroni. În cadrul fiecărui subgrup al elementelor este de obicei creștere raze atomice de sus în jos, ca și numărul de nivele de energie este crescut.

Razele ionice difera de razele atomilor, așa cum sunt sau au pierdut electronului (e), sau sunt atașate. De aceea, razele de ioni pozitivi este mai mică, iar razele ionilor negativi este mai mare decât razele atomilor respectivi. Razele ionilor sunt, de asemenea, periodic, în funcție de numărul ordinal al elementului. De exemplu, în termen de un subgrup al razelor de ioni acelorași creșteri de sarcină cu o creștere a încărcăturii nucleare (numărul atomic) al elementului.

Una dintre cele mai importante proprietăți ale elementului chimic, este direct legată de structura electronică a atomilor este potențial ionizarea. potențial Ionizare (Eu) este că energia minimă care trebuie să fie cheltuite pentru a separa electronul din atom, și să-l eliminați la o distanță infinită.

Amploarea potențialului de ionizare este de obicei exprimat în electroni atom volți sau kilojoules per mol. Atomii de elemente - reductori, pierde electroni pentru a deveni ioni pozitivi. Pentru un anumit atom sau o moleculă de energie necesară pentru a elimina primul electron, numit primul potențial E1 ionizare, al doilea - a doua ionizare potențială E2, și așa mai departe.

Atomii cu un nivel scăzut de ionizare proprietăți potențial de reducere prezintă. Atomii cu potențial ridicat de ionizare sunt într-o stare neutră. Potențialul de ionizare este crescută pe parcursul perioadei. În principalele subgrupe ale potențialului de ionizare scade odată cu creșterea numărului atomic elemente. Acest lucru se datorează creșterii dimensiunii atomilor și distanța de la subshell exterior de bază.

afinitate de electroni

Se numește electroni de energie afinitate eliberată când aderarea electron la un atom sau radical moleculă. Electron afinitate este exprimat în aceleași unități ca potențial de ionizare.

Atomii elementelor oxidante, luând electronii sunt transformați în ioni încărcați negativ. Energia afinității de electroni este modificată în conformitate cu natura structurii electronice a atomilor elementelor. In perioada de la stânga la dreapta, afinitatea de electroni și proprietățile oxidante ale elementelor crește. Cea mai mare valoare a afinității de electroni au halogeni, oxigen, sulf, cel mai mic - elemente de configurare e s 2 (He, Be, Mg, Zn) sau subshell p semi-umplute (Ne, Ar, Kr, N, P, As).

Pentru a caracteriza abilitatea atomilor din compușii pentru a atrage electroni a introdus conceptul de electronegativitate (EO). Având în vedere că acest atomii capacitatea depinde de tipul de compus, starea de valență a elementului, această caracteristică este condiționată.

Există mai multe scale de electronegativitate. Potrivit lui R. Mulliken, electronegativitate egală cu jumătate din suma energiei de ionizare și afinitatea de electroni.

Dată fiind complexitatea determinării valorii afinității de electroni, om de știință american a sugerat valori electronegativitate Pauling în loc de valori absolute relative de utilizare. A fost nevoie de electronegativitatea de fluor egal cu 4. Apoi electronegativitate de litiu, în raport cu care au fost identificate electronegativitate alte elemente considerate a fi 1. electronegativitatea crește de la stânga la dreapta pentru elementele fiecărei perioade și descrește în direcția în jos pentru elementele aceluiași grup a sistemului periodic D. I. Mendeleev.

Tema: „Legarea chimică și structura moleculelor. Starea cristalină a materiei "

1. Caracteristicile de identificare și chimice ale comunicării

2. Principalele tipuri de Ionic obligațiuni obligațiuni donor-acceptor legături chimice covalente obligațiuni

3. Structura moleculelor. Metoda de legături de valență. Metoda de orbitali moleculari

4. legături intermoleculare. Van der Waals. legătură de hidrogen

5. Compus Complex

6. Starea cristalină a materiei. Principalele tipuri de barilor de cristal și proprietățile chimice ale cristalelor. Ionic,, cristale metalice moleculare atomice.

Determinarea caracteristicilor și legături chimice

Legătura chimică sunt numite diferite tipuri de interacțiuni, determinând existența stabilă a compușilor di- și polihidrici: molecule, ioni, cristale și alte substanțe. În formarea legăturii chimice are loc: a) reducerea energiei totale a sistemului di- și polihidroxilici, comparativ cu suma energiilor particulelor izolate din care sistemul cuprinde; b) redistribuirea densității de electroni în domeniul bonding chimice comparativ cu o simpla suprapunere a densităților de electroni ale atomilor nelegați învecinate cu lungimea distanței de comunicare.

energie legătură chimică Eb. se face referire la cantitatea de energie eliberată în timpul formării de obligațiuni (kJ / mol). Cu cât mai mare energia de legătură mai stabilă molecula este, mai puternic conexiunea. De exemplu, molecula mai stabilă HBr molecula HF: E b. (HF) = 536 kJ / mol; legare E. (HBr) = 360 kJ / mol. O caracteristică importantă a comunicării este o lungime de comunicare 1sv. egală cu distanța dintre nucleele atomilor din compus. Depinde de mărimea cojile de electroni, precum și gradul lor de suprapunere. Comunicare notată linie, de exemplu: H-J, G = O, H-C = C-H.

regula Octetul. Ca rezultat al atomilor bonding chimice tind să cumpere aceeași configurație electronică ca și gazele nobile 2 ns np 6. adică opt electroni în învelișul exterior. De exemplu, N 1s 2p 2 3 + 1 3 H 1s = NH3.

Principalele tipuri de legături chimice

Legătură covalentă se numește o legătură chimică formată prin perechi de electroni împărtășite de doi atomi. Acest lucru reduce energia sistemului. dependența energetică a sistemului de doi atomi de hidrogen din omologul (1) și antiparalel (2) spinului pe distanța dintre nucleele r exprimate grafic: unde E - legarea de energie.

Caracteristicile unei legături chimice covalente este direcția și intensitatea acesteia. Deoarece orbitalii atomici sunt orientate spațial, suprapunerea de nori de electroni are loc în anumite zone, care determină orientarea legăturii covalente. Cantitativ, este exprimat sub forma de unghiuri de legătură între direcțiile de legare chimică în moleculă. Saturarea asociată cu limitarea numărului de electroni localizate pe membranele exterioare și determină stoichiometria moleculară a compușilor chimici din care depind o compoziție formulă, rapoartele de greutate ale elementelor, calcule conform cu formulele și ecuațiile etc.

Polaritatea unei legături covalente. Bond formată de aceiași atomi numite homopolar sau nepolar, ca uniform distribuite împerecheat electroni între atomi, de exemplu, în moleculele de H2. O2. N2. S8. Dacă unul dintre mai mulți atomi atrage electroni, perechea de electroni deplasează cu aceasta și legătura covalentă rezultată se numește polar. Atomul electronegativitate mai mare (EO), cu atât mai probabil deplasarea perechii de electroni în direcția nucleului atomului, prin urmare, diferența de EO (ΔEO) atomi caracterizează polaritatea de conectare. Atom la care densitatea de electroni este deplasată, devine efectivă δ- de încărcare, al doilea atom are efectiv încărcare δ +. Prin urmare, există un dipol care are două identice cea mai mare încărcare δ + și δ- și lungimea dipol 1D. O măsură de polaritate este un motor electric momentul dipolar μsv = δ · 1D. CI-m, unde delta - efectiv încărcare 1D - lungimea dipol. Ca o unitate de măsură pentru utilizare non-sistemică μ Debye D, 1 D = 3,3 · 10 -30 m-Kl. momentul dipol electric este o mărime vectorială și direcția acesteia luată în mod convențional de la negativ la polul pozitiv al dipol. momentul dipolar electric crește cu atomi ΔEO, de exemplu:

legătură ionică. legătură covalentă Polar cu δ = 1 este considerat ionic. O astfel de comunicare are loc între atomii ΔEO mai mare de 2, de exemplu între s - I elemente și VI-elemente de grup și p VII grupuri (LiF, K2 O, SsS1). Liantul chimică ionic este o interacțiune electrostatică dintre ionii încărcați negativ și pozitiv. Deoarece câmpul electric al ionului este sferic în natură, care nu se caracterizează prin direcția și saturația pentru legătura ionică. Liantul chimică ionică este prezentată în stare solidă rețea cristalină ionic. Deoarece energia de ionizare este mai mare decât afinitatea de electroni, atunci tranziția completă a electronilor nu se produce chiar și în cazul unei perechi de atomi cu ΔEO ridicată. Prin urmare, pur legături ionice nu există. Putem vorbi doar despre acest lucru sau acea fracțiune de ionicity de obligațiuni.

bond Donor-acceptor, și mai precis, donor-acceptor mecanism de formare a legăturii covalente prin legătura formată de perechile de electroni care aparțin aceluiași atom (donor) și un orbital vacant al unui alt atom (acceptor). De exemplu, atomul de azot are trei electroni nepereche, care formează trei legături covalente cu trei atomi de hidrogen, mecanismul de schimb; dar poate forma o altă legătură, datorită perechii de electroni unshared mecanismului donor-acceptor, cu formarea de ioni de amoniu:

Studiul structurii și fizico-chimice proprietățile moleculelor, complexele de cristale și așa mai departe angajate chimie cuantică, folosind reprezentări ale teoriilor moderne cuantice, în special, mecanica cuantică, cel mai des utilizat doua metoda cuantică mecanică a sistemelor de calcul aproximative ale nucleelor și electronii - obligațiuni Metoda de valență (MBC) și metoda de orbitali moleculare (IMO).

Metoda de legături de valență sau perechi de electroni localizate. Principalele sale dispoziții:

1. Legătura chimică dintre doi atomi este rezultatul suprapunerii atomic orbital (AO) pentru a forma perechi de electroni.

2. atomii care intră într-o legătură chimică, este schimbată între electronii care formează perechi de legare.

3. În conformitate cu Pauli bond principiu chimic este format numai în interacțiunea electronilor cu spin opus.

4. Caracteristicile de legătură chimică (energie, lungime, polaritate, etc.) determinată de tipul de suprapunere AO. Conform teoriei legătură de valență, legătură covalentă este îndreptată spre suprapunerea maximă JSC reacționând atomi.

Trebuie remarcat faptul că structura electronică a moleculei este substanțial diferită de structura electronică a atomilor constituente. Modificări în structura electronică suferă externe

scoici și subshell atomi. In atomii in molecula sunt păstrate numai configurația electronică a cojilor de electroni interioare, care nu se suprapun cu formarea de legături.

Valența mecanismului de schimb de MIF. Capacitatea de a atașa atom sau înlocui un anumit număr de alți atomi pentru a forma legături chimice numite valență. O măsură cantitativă valență ia în considerare numărul de electroni nepereche în atom în sol sau în stare excitată. Acest electroni nepereche în cochilii exterioare ale coji p-S și componente și externe au elemente predvneshnih d-, externe, (n-1) și (n-2) cochilii au elemente F-. Când un atom de legare chimică se poate muta într-o stare excitată, ca urmare a separării electronilor și vaporii trec una dintre ele pe același shell orbital liber. Exemplu.

Ca. 4s 4p 2 °, B = valență 0. La excitație Ca + h = Ca *

CA *. 4s 4p 1. 1 B = 2. Astfel, atomul de calciu poate fi egal cu valența 0 și 2.

Dacă un compus altul decât legături covalente formate la mecanismul de schimb are legături formate prin mecanismul donor-acceptor, valența totală a elementului este egal cu numărul de electroni nepereche plus numărul de obligațiuni formate la mecanismul donor-acceptor. De exemplu, azotul din ionul de amoniu are o valență egal cu 4 (Likes de mai sus).

Structura spațială a moleculelor.

Din moment ce SA sunt orientate în spațiu, și o legătură covalentă este direcțională. -link - această legătură formată prin suprapunerea AO linie care leagă nucleele, -bond apare atunci cand se suprapun s-s, s-p, p-p și orbitali d-d; aceasta include, de obicei, doi atomi, și este localizată legătură cu două centru.

-bond este format prin suprapunerea ambele părți AO linie care unește nucleele atomilor, pot fi formate ca p-p, p-d, d-d, f-p, orbitalii f-d și f f.

-bond este format prin suprapunerea d-orbitali toate cele patru petale, adică, atunci când suprapunerea d-orbitali care sunt în planuri paralele.

- - și comunicare pot fi suprapuse pe -legătură cu formarea legăturilor multiple (duble sau triple). De exemplu, în moleculele de C2 H4. CO 2 are legături duble CH2 = CH2. D = C = O; în moleculele C2 H2. N2 - legătura triplă: SN≡SN, N ≡ N.

Hibridizarea AO. In formarea de molecule, se produce o schimbare a formei și energie SA. In schimb inegale, de exemplu, p-s- și Orbitali în molecula echivalentă (hibrid, mixte) orbitalii metan CH4 sunt formate având aceeași formă și energie. Când obligațiuni hibride alocate mai multă energie, energia sistemului este redusă și formează molecula mai stabilă.

Hibridizarea AO conduce la o distribuție mai simetrică a densității de electroni în moleculă. s-p hibridizare oferă două hibrid orbital la un unghi de 180 °. Amestecarea s una și două orbitali p (sp 2 hibridizare) conduce la formarea a trei orbitali hibride, distanțate la 120 °. sp 3 - hibridizarea oferă patru legături la un unghi 109 de 28 ° /. adică imaginea tetraedrului.

Polar și molecule nepolare. Moleculele non-polare ale centrelor de greutate ale sarcinilor pozitive și negative coincid polar - nr.

Moleculele polare sunt dipoli cu taxe  + și -, situate la o distanță 1D. Pentru a evalua polaritatea moleculelor folosind momentului dipol electric μ = 1e -. În cazul în care comunicarea este non-polare, și molecula non-polare. Dacă conexiunea care formează molecula polară, atunci μ este suma vectorială a momentelor de dipol electrice de conectare și molecula poate fi fie nepolar sau polar. De exemplu, o moleculă de CO2 (O = C = O), non-polar, în timp ce C = O polar, întrucât adăugarea are loc dipoli de compensare O ← → C O și totală dipol electric al moleculei este zero. O moleculă de apă este polară, ca moleculele de dipol formate nu sunt egale cu zero, dipole legături sumate:

Metoda de molecular orbital (IMO). Metoda legătură de valență nu poate explica unele dintre evenimentele și faptele, de exemplu, molecula de O2 paramagnetic (de exemplu, prezența electronilor nepereche). MMO este o metodă mai versatil în ea, aceste fenomene sunt explicabile.

Principalele prevederi ale metodei: electronii din moleculele impartit molecular orbital (MO), care, la fel ca AD, sunt caracterizate printr-o anumită energie și formă. Apărare acoperă întreaga moleculă, adică acestea sunt două sau mai multe pivot. MMO utilizează o combinație liniară orbitali atomice (LCAO). Când respectați următoarele reguli:

1. Numărul de MO este numărul total de societate pe acțiuni, din care combinate MO;

2. energia MO pot fi mai mici și mai mari de pornire AO;

3. Apărare electronice, precum și AD, se completează în ordinea crescătoare a energiei, sub rezerva principiului excluderii lui Pauli și regula lui Hund;

4. Cele mai eficiente combinate SA cu energie și simetrie comparabilă;

5. Forța de legătură în metoda MO, proporțională cu gradul de suprapunere AO.

Lipirea și antibonding orbitali. Dacă AO atomi A și B semnifică ΨA și ΨV. și Ministerul Apărării prin ΨAV. apoi conform LCAO ΨAV ΨA ± = o în ΨV. în care ΨAV - funcția de undă de electroni în molecula (MO), și în - coeficienți care iau în considerare proporția fiecărui SA în formarea MO, ΨA și ΨV - funcția de undă de electroni (AO) în atomii A și B. Când este obținut semnul „+“ în ecuația leaga MO (, , δ), cu semnul "-" - slăbirea apărării (MoD *:  *  * δ * ..).

Diagrama de nivel energetic AO și MO ale moleculei de hidrogen.

La completarea orbitalii de legătură următoarele reguli:

a) numărul de MO este numărul total de societate pe acțiuni, din care combinate MO;

b) energia MO poate fi deasupra sau dedesubtul AO inițial;

c) Ministerul Apărării ca electronii umple AO în ordinea crescătoare a energiei, sub rezerva principiului excluderii lui Pauli și regula lui Hund;

g) AO cel mai eficient în combinație cu energii și simetrie comparabile;

d) rezistența legăturii în metoda MO, proporțională cu gradul de suprapunere AO.

La umplerea orbitalii lipirea energetică a moleculei și puternică legătură redusă se formează.

Dezintegrează MO au redus densitatea de electroni, nu se leagă atomii din molecula sunt numite antibonding MO.