O substanță poate fi în trei stări de agregare: solidă, lichidă și gazoasă. Fizica moleculară este o ramură a fizicii care studiază proprietățile fizice ale corpurilor în diferite stări de agregare pe baza structurii lor moleculare.
Mișcare termică- mișcarea aleatorie (haotică) a atomilor sau moleculelor unei substanțe.
FUNDAMENTELE TEORIEI CINETICĂ MOLECULARĂ
Teoria cinetică moleculară este o teorie care explică fenomenele termice din corpurile macroscopice și proprietățile acestor corpuri pe baza structurii lor moleculare.
Principiile de bază ale teoriei cinetice moleculare:
- materia este formată din particule - molecule și atomi, separate prin spații,
- aceste particule se mișcă haotic,
- particulele interacționează între ele.
MASA SI DIMENSIUNILE MOLECULELOR
Masele de molecule și atomi sunt foarte mici. De exemplu, masa unei molecule de hidrogen este de aproximativ 3,34 * 10 -27 kg, oxigen - 5,32 * 10 -26 kg. Masa unui atom de carbon m0C = 1,995*10-26 kg
Masa moleculară (sau atomică) relativă a unei substanțe Mr este raportul dintre masa unei molecule (sau atom) a unei substanțe date și 1/12 din masa unui atom de carbon: (unitatea de masă atomică).
Cantitatea de substanță este raportul dintre numărul de molecule N dintr-un corp dat și numărul de atomi din 0,012 kg de carbon N A:
Cârtiță- cantitatea unei substanţe care conţine atâtea molecule câte atomi există în 0,012 kg de carbon.
Se numește numărul de molecule sau atomi dintr-un mol dintr-o substanță constanta lui Avogadro:
Masă molară- masa a 1 mol de substanta:
Masa molară și moleculară relativă a unei substanțe sunt legate prin relația: M = M r * 10 -3 kg/mol.
VITEZA MOLECULELOR
În ciuda naturii aleatorii a mișcării moleculelor, distribuția lor a vitezelor are caracterul unui anumit model, care numită distribuţia lui Maxwell.
Graficul care caracterizează această distribuție se numește curba de distribuție Maxwell. Arată că într-un sistem de molecule la o anumită temperatură există foarte rapide și foarte lente, dar cele mai multe dintre molecule se mișcă cu o anumită viteză, care se numește cea mai probabilă. Pe măsură ce temperatura crește, cel mai probabil această rată crește.
GAZ IDEAL ÎN TEORIA CINETICĂ MOLECULARĂ
Gaz ideal este un model de gaz simplificat în care:
- moleculele de gaz sunt considerate puncte materiale,
- moleculele nu interacționează între ele
- moleculele care se ciocnesc de obstacole experimentează interacțiuni elastice.
Cu alte cuvinte, mișcarea moleculelor individuale ale unui gaz ideal respectă legile mecanicii. Gazele reale se comportă ca gazele ideale la o rarefacție suficient de mare, când distanțele dintre molecule sunt de multe ori mai mari decât dimensiunile lor.
Ecuația de bază a teoriei cinetice moleculare poate fi scrisă ca
Viteză numită viteza medie pătratică.
TEMPERATURA
Orice corp macroscopic sau grup de corpuri macroscopice este numit sistem termodinamic.
Echilibru termic sau termodinamic- o stare a unui sistem termodinamic în care toți parametrii săi macroscopici rămân neschimbați: volumul, presiunea nu se modifică, nu are loc schimbul de căldură, nu există tranziții de la o stare de agregare la alta etc. În condiții externe constante, orice sistem termodinamic intră spontan într-o stare de echilibru termic.
Temperatura- o mărime fizică care caracterizează starea de echilibru termic a unui sistem de corpuri: toate corpurile sistemului care se află în echilibru termic între ele au aceeași temperatură.
Temperatura zero absolut- temperatura limita la care presiunea unui gaz ideal la volum constant trebuie sa fie egala cu zero sau volumul unui gaz ideal la presiune constanta trebuie sa fie egal cu zero.
Termometru- un dispozitiv pentru măsurarea temperaturii. În mod obișnuit, termometrele sunt calibrate pe scara Celsius: temperatura de cristalizare a apei (topirea gheții) corespunde cu 0°C, punctul său de fierbere - 100°C.
Kelvin a introdus scala temperaturii absolute, conform căreia temperatura zero corespunde cu zero absolut, unitatea de temperatură pe scara Kelvin este egală cu gradul Celsius: [T] = 1 K(Kelvin).
Relația dintre temperatura în unități de energie și temperatura în Kelvin:
Unde k= 1,38*10 -23 J/K - constanta lui Boltzmann.
Relația dintre scara absolută și scara Celsius:
T = t + 273
Unde t- temperatura in grade Celsius.
Energia cinetică medie a mișcării haotice a moleculelor de gaz este proporțională cu temperatura absolută:
Viteza medie pătratică a moleculelor
Luând în considerare egalitatea (1), ecuația de bază a teoriei cinetice moleculare poate fi scrisă după cum urmează:
ECUAȚIA DE STARE A UNUI GAZ IDEAL
Fie ca un gaz de masa m sa ocupe un volum V la o temperatură T si presiune R, A M- masa molară a gazului. Prin definiție, concentrația moleculelor de gaz este: n = N/V, Unde N-numarul de molecule.
Să substituim această expresie în ecuația de bază a teoriei cinetice moleculare:
mărimea R se numește constanta universală a gazelor, iar ecuația este scrisă sub forma
numită ecuația de stare a gazelor ideale sau ecuația Mendeleev-Clapeyron. Condiții normale - presiunea gazului este egală cu cea atmosferică ( R= 101,325 kPa) la temperatura de topire a gheții ( T = 273,15LA).
1. Proces izotermic
Procesul de schimbare a stării unui sistem termodinamic la o temperatură constantă se numește izotermă.
Dacă T =const, atunci
Legea Boyle-Mariotte
Pentru o anumită masă de gaz, produsul dintre presiunea gazului și volumul acestuia este constant dacă temperatura gazului nu se modifică: p 1 V 1 =p 2 V 2 la T = const
Un grafic al unui proces care are loc la o temperatură constantă se numește izotermă.
2. Procesul izobar
Procesul de schimbare a stării unui sistem termodinamic la presiune constantă se numește izobaric.
Legea lui Gay-Lussac
Volumul unei mase date de gaz la presiune constantă este direct proporțional cu temperatura absolută:
Dacă un gaz, având un volum V 0, se află în condiții normale: și apoi, la presiune constantă, intră într-o stare cu temperatura T și volumul V, atunci putem scrie
După ce a desemnat
primim V=V 0 T
Coeficientul se numește coeficient de temperatură al expansiunii volumetrice a gazelor. Graficul unui proces care are loc la presiune constantă se numește izobară.
3.Procesul izocor
Procesul de schimbare a stării unui sistem termodinamic la un volum constant se numește izocor. Dacă V = const, Acea
Legea lui Charles
Presiunea unei mase date de gaz la volum constant este direct proporțională cu temperatura absolută:
Dacă un gaz, având un volum V 0, se află în condiții normale:
iar apoi, menținând volumul, intră într-o stare cu temperatură T si presiune R, atunci putem scrie
Graficul unui proces care are loc la volum constant se numește izocor.
Exemplu. Care este presiunea aerului comprimat într-un cilindru de 20 litri la 12°C dacă masa acestui aer este de 2 kg?
Din ecuația de stare a unui gaz ideal
Să determinăm valoarea presiunii.
Toate substanțele din natură sunt formate din particule foarte mici numite molecule. Aceste particule din materie interacționează constant între ele. Nu pot fi văzute cu ochiul liber. Vom lua în considerare conceptul, proprietățile de bază și caracteristicile moleculelor în articol.
Moleculele sunt particule care au o sarcină electrică neutră și constau dintr-un număr diferit de atomi. Numărul lor, de regulă, este întotdeauna mai mare de doi, iar acești atomi sunt legați între ei printr-o legătură covalentă. Pentru prima dată existența moleculelor a devenit cunoscută în Franța. Pentru aceasta trebuie să acordăm credit fizicianului Jean Perrin, care a făcut această mare descoperire în 1906. Compoziția moleculei este constantă. Ea nu o schimbă de-a lungul întregii sale existențe. Structura acestei particule mici depinde de proprietățile fizice ale substanței pe care o formează.
Sperăm că din acest articol ați primit o mulțime de informații utile și interesante despre molecule. Acum știți exact ce fel de particule este și aveți o idee despre compoziția sa, proprietățile de bază și modul în care oamenii de știință din domeniul chimiei studiază moleculele.
Multe experimente arată asta dimensiunea moleculară foarte mic. Mărimea liniară a unei molecule sau a unui atom poate fi găsită în diferite moduri. De exemplu, folosind un microscop electronic, se obțin fotografii ale unor molecule mari, iar folosind un proiector ionic (microscop ionic) nu poți studia doar structura cristalelor, ci poți determina distanța dintre atomii individuali dintr-o moleculă.
Folosind realizările tehnologiei experimentale moderne, a fost posibilă determinarea dimensiunilor liniare ale atomilor și moleculelor simple, care sunt de aproximativ 10-8 cm.Dimensiunile liniare ale atomilor și moleculelor complexe sunt mult mai mari. De exemplu, dimensiunea unei molecule de proteină este de 43 * 10 -8 cm.
Pentru a caracteriza atomii se folosește conceptul de rază atomică, care face posibilă estimarea aproximativă a distanțelor interatomice în molecule, lichide sau solide, deoarece atomii nu au limite clare în dimensiune. Acesta este raza atomică- aceasta este sfera în care este conținută cea mai mare parte a densității electronice a atomului (cel puțin 90...95%).
Dimensiunea moleculei este atât de mică încât poate fi imaginată doar prin comparații. De exemplu, o moleculă de apă este de atâtea ori mai mică decât un măr mare cu cât mărul este mai mic decât globul.
Aluniță de substanță
Masele moleculelor și atomilor individuali sunt foarte mici, așa că în calcule este mai convenabil să se folosească valorile masei relative mai degrabă decât absolute.
Greutatea moleculară relativă(sau masa atomică relativă) al unei substanțe M r este raportul dintre masa unei molecule (sau atom) a unei substanțe date și 1/12 din masa unui atom de carbon.
M r = (m 0) : (m 0C / 12)
unde m 0 este masa unei molecule (sau a unui atom) dintr-o substanță dată, m 0C este masa unui atom de carbon.
Masa moleculară (sau atomică) relativă a unei substanțe arată de câte ori masa unei molecule a unei substanțe este mai mare decât 1/12 din masa izotopului de carbon C12. Masa moleculară (atomică) relativă este exprimată în unități de masă atomică.
Unitatea de masă atomică– aceasta este 1/12 din masa izotopului de carbon C12. Măsurătorile precise au arătat că unitatea de masă atomică este 1,660 * 10 -27 kg, adică
1 amu = 1.660 * 10 -27 kg
Masa moleculară relativă a unei substanțe poate fi calculată prin adăugarea maselor atomice relative ale elementelor care alcătuiesc molecula substanței. Masa atomică relativă a elementelor chimice este indicată în tabelul periodic al elementelor chimice prin D.I. Mendeleev.
În sistemul periodic D.I. Mendeleev pentru fiecare element este indicat masă atomică, care se măsoară în unități de masă atomică (amu). De exemplu, masa atomică a magneziului este de 24,305 amu, adică magneziul este de două ori mai greu decât carbonul, deoarece masa atomică a carbonului este de 12 amu. (acest lucru rezultă din faptul că 1 amu = 1/12 din masa izotopului de carbon, care alcătuiește majoritatea atomului de carbon).
De ce se măsoară masa moleculelor și atomilor în amu dacă există grame și kilograme? Desigur, puteți folosi aceste unități de măsură, dar va fi foarte incomod pentru scris (va trebui să folosiți prea multe numere pentru a nota masa). Pentru a afla masa unui element în kilograme, trebuie să înmulțiți masa atomică a elementului cu 1 amu. Masa atomică se găsește conform tabelului periodic (scris în dreapta literei desemnării elementului). De exemplu, greutatea unui atom de magneziu în kilograme ar fi:
m 0Mg = 24,305 * 1 a.u.m. = 24,305 * 1,660 * 10 -27 = 40,3463 * 10 -27 kg
Masa unei molecule poate fi calculată prin adăugarea maselor elementelor care alcătuiesc molecula. De exemplu, masa unei molecule de apă (H 2 O) va fi egală cu:
m 0H2O = 2 * m 0H + m 0O = 2 * 1,00794 + 15,9994 = 18,0153 a.m. = 29,905 * 10 -27 kg
Cârtiță egală cu cantitatea de substanță dintr-un sistem care conține același număr de molecule ca și atomi în 0,012 kg de carbon C 12. Adică dacă avem un sistem cu orice substanță, iar în acest sistem există tot atâtea molecule din această substanță câte atomi sunt în 0,012 kg de carbon, atunci putem spune că în acest sistem avem 1 mol de substanță.
constanta lui Avogadro
Cantitatea de substanțăν este egal cu raportul dintre numărul de molecule dintr-un corp dat și numărul de atomi din 0,012 kg de carbon, adică numărul de molecule dintr-un mol de substanță.
ν = N / N A
unde N este numărul de molecule dintr-un corp dat, N A este numărul de molecule dintr-un mol din substanța din care este format corpul.
N A este constanta lui Avogadro. Cantitatea de substanță se măsoară în moli.
constanta lui Avogadro este numărul de molecule sau atomi dintr-un mol dintr-o substanță. Această constantă a fost numită după chimistul și fizicianul italian Amedeo Avogadro (1776 – 1856).
1 mol de orice substanță conține același număr de particule.
NA = 6,02 * 1023 mol -1
Masă molară este masa unei substanțe luate în cantitate de un mol:
μ = m 0 * N A
unde m 0 este masa moleculei.
Masa molară se exprimă în kilograme pe mol (kg/mol = kg*mol -1).
Masa molară este legată de masa moleculară relativă prin:
μ = 10 -3 * M r [kg*mol -1]
Masa oricărei cantități de substanță m este egală cu produsul dintre masa unei molecule m 0 cu numărul de molecule:
m = m 0 N = m 0 N A ν = μν
Cantitatea de substanță este egală cu raportul dintre masa substanței și masa sa molară:
ν = m/μ
Masa unei molecule dintr-o substanță poate fi găsită dacă se cunosc masa molară și constanta lui Avogadro:
m 0 = m / N = m / νN A = μ / N A
O determinare mai precisă a masei atomilor și moleculelor se realizează prin utilizarea unui spectrometru de masă - un dispozitiv în care un fascicul de particule încărcate este separat în spațiu în funcție de masa lor de încărcare folosind câmpuri electrice și magnetice.
De exemplu, să găsim masa molară a unui atom de magneziu. După cum am aflat mai sus, masa unui atom de magneziu este m0Mg = 40,3463 * 10 -27 kg. Apoi masa molara va fi:
μ = m 0Mg * N A = 40,3463 * 10 -27 * 6,02 * 10 23 = 2,4288 * 10 -2 kg/mol
Adică, 2,4288 * 10 -2 kg de magneziu „se potrivesc” într-un mol. Ei bine, sau aproximativ 24,28 grame.
După cum putem vedea, masa molară (în grame) este aproape egală cu masa atomică indicată pentru elementul din tabelul periodic. Prin urmare, atunci când indică masa atomică, de obicei fac acest lucru:
Masa atomică a magneziului este de 24,305 amu. (g/mol).
Conținutul articolului
STRUCTURA MOLECULEI(structura moleculară), aranjarea relativă a atomilor în molecule. În timpul reacțiilor chimice, atomii din moleculele reactanților sunt rearanjați și se formează noi compuși. Prin urmare, una dintre problemele chimice fundamentale este de a clarifica aranjarea atomilor în compușii originali și natura modificărilor în timpul formării altor compuși din aceștia.
Primele idei despre structura moleculelor s-au bazat pe o analiză a comportamentului chimic al unei substanțe. Aceste idei au devenit mai complexe pe măsură ce s-au acumulat cunoștințele despre proprietățile chimice ale substanțelor. Aplicarea legilor de bază ale chimiei a făcut posibilă determinarea numărului și tipului de atomi care alcătuiesc molecula unui compus dat; aceste informații sunt conținute în formula chimică. De-a lungul timpului, chimiștii și-au dat seama că o singură formulă chimică nu este suficientă pentru a caracteriza cu exactitate o moleculă, deoarece există molecule izomerice care au aceleași formule chimice, dar proprietăți diferite. Acest fapt i-a determinat pe oamenii de știință să creadă că atomii dintr-o moleculă trebuie să aibă o anumită topologie, stabilizată de legăturile dintre ei. Această idee a fost exprimată pentru prima dată în 1858 de chimistul german F. Kekule. Conform ideilor sale, o moleculă poate fi descrisă folosind o formulă structurală, care indică nu numai atomii înșiși, ci și conexiunile dintre ei. Legăturile interatomice trebuie să corespundă de asemenea cu aranjarea spațială a atomilor. Etapele dezvoltării ideilor despre structura moleculei de metan sunt prezentate în Fig. 1. Structura corespunde datelor moderne G: molecula are forma unui tetraedru regulat, cu un atom de carbon în centru și atomi de hidrogen la vârfuri.
Astfel de studii, însă, nu au spus nimic despre dimensiunea moleculelor. Aceste informații au devenit disponibile numai odată cu dezvoltarea unor metode fizice adecvate. Cea mai importantă dintre acestea s-a dovedit a fi difracția de raze X. Din modelele de împrăștiere a razelor X pe cristale, a devenit posibil să se determine poziția exactă a atomilor într-un cristal, iar pentru cristalele moleculare a fost posibilă localizarea atomilor într-o moleculă individuală. Alte metode includ difracția electronilor pe măsură ce trec prin gaze sau vapori și analiza spectrelor de rotație ale moleculelor.
Toate aceste informații oferă doar o idee generală a structurii moleculei. Natura legăturilor chimice ne permite să studiem teoria cuantică modernă. Și deși structura moleculară nu poate fi încă calculată cu o precizie suficient de mare, toate datele cunoscute despre legăturile chimice pot fi explicate. Existența unor noi tipuri de legături chimice a fost chiar prezisă.
Legătură covalentă simplă.
Molecula de hidrogen H2 este formată din doi atomi identici. Conform măsurătorilor fizice, lungimea legăturii - distanța dintre nucleele atomilor de hidrogen (protoni) - este de 0,70 Å (1 Å = 10 -8 cm), ceea ce corespunde razei atomului de hidrogen în starea fundamentală, adică. într-o stare de energie minimă. Formarea legăturilor între atomi poate fi explicată doar presupunând că electronii lor sunt localizați în principal între nuclee, formând un nor de particule de legătură încărcate negativ și ținând împreună protoni încărcați pozitiv.
Să luăm în considerare doi atomi de hidrogen în starea fundamentală, i.e. starea în care electronii lor sunt la 1 s-orbitali. Fiecare dintre acești electroni poate fi gândit ca o undă, iar orbital ca o undă staționară. Pe măsură ce atomii se apropie unul de altul, orbitalii încep să se suprapună (Fig. 2) și, ca și în cazul undelor obișnuite, apare interferența - suprapunerea undelor (funcțiile de undă) în regiunea de suprapunere. Dacă semnele funcțiilor de undă sunt opuse, atunci în timpul interferenței undele se distrug între ele (interferență distructivă), iar dacă sunt aceleași, atunci se adună (interferență constructivă). Când atomii de hidrogen se unesc, sunt posibile două rezultate, în funcție de faptul dacă funcțiile de undă sunt în fază (Fig. 2, A) sau în antifază (Fig. 2, b). În primul caz, interferența constructivă va apărea, în al doilea - interferența distructivă și vor apărea doi orbitali moleculari; una dintre ele se caracterizează prin densitate mare în regiunea dintre nuclee (Fig. 2, V), pentru celălalt – scăzut (Fig. 2, G) este de fapt un nod cu amplitudine zero care separă nucleele.
Astfel, atunci când atomii de hidrogen se apropie și interacționează 1 s-orbitalii formează doi orbitali moleculari, iar doi electroni trebuie să umple unul dintre ei. Electronii din atomi se străduiesc întotdeauna să ocupe poziția cea mai stabilă - cea în care energia lor este minimă. Pentru orbitalul prezentat în Fig. 2, V, există o densitate mare în regiunea dintre nuclee, iar fiecare electron care ocupă acest orbital va fi situat de cele mai multe ori în apropierea nucleelor încărcate pozitiv, adică. energia sa potențială va fi mică. Dimpotrivă, orbitalul prezentat în Fig. 2, G, densitatea maximă apare în regiunile situate în stânga și în dreapta nucleelor, iar energia electronilor aflați în acest orbital va fi mare. Deci, electronii au mai puțină energie atunci când ocupă un orbital V, iar această energie este chiar mai mică decât ar avea ei dacă atomii ar fi la infinit depărtați unul de celălalt. Deoarece există doar doi electroni în acest caz, ambii pot ocupa un orbital mai favorabil energetic dacă spinurile lor sunt antiparalele (principiul Pauli). Prin urmare, energia unui sistem format din doi atomi de hidrogen scade pe măsură ce atomii se apropie unul de celălalt, iar pentru a îndepărta apoi atomii unul de celălalt, va fi necesară o energie egală cu energia de formare a unei molecule stabile de hidrogen H2. Rețineți că o condiție necesară pentru existența unei molecule de hidrogen este localizarea preferențială a electronilor între nuclee în conformitate cu ceea ce am spus deja mai sus. Orbitul molecular V se numește orbital de legătură și orbital G- slăbire.
Să luăm acum în considerare abordarea a doi atomi de heliu (numărul atomic 2). Și aici există o suprapunere 1 s-orbitalii duce la formarea a doi orbitali moleculari, dintre care unul corespunde unei energii inferioare si celalalt unei energii superioare. De data aceasta insa, in orbitali trebuie plasati 4 electroni, cate 2 electroni de la fiecare atom de heliu. Orbitalul de legătură cu energie joasă poate fi umplut doar de doi dintre ei, ceilalți doi trebuie să ocupe orbitalul de energie înaltă G. Scăderea energiei datorită locației favorabile a primei perechi este aproximativ egală cu creșterea energiei datorată locației nefavorabile a celei de-a doua perechi. Acum, apropierea atomilor nu oferă niciun câștig de energie, iar heliul molecular He 2 nu se formează. Acest lucru poate fi ilustrat convenabil folosind o diagramă (Fig. 3); diferiții orbitali de pe acesta sunt reprezentați ca niveluri de energie în care pot locui electronii. Acestea din urmă sunt indicate de săgeți îndreptate în sus și în jos pentru a distinge direcția învârtirilor. Doi electroni pot ocupa același orbital numai dacă spinurile lor sunt antiparalele.
Aceste principii generale sunt urmate în formarea moleculelor din atomi. De îndată ce doi atomi se apropie atât de mult încât orbitalii lor atomici (AO) încep să se suprapună, apar doi orbitali moleculari (MO): unul de legare, celălalt de antilegare. Dacă fiecare AO are un singur electron, ambele pot ocupa o legătură MO cu energie mai mică decât AO și pot forma o legătură chimică. Legăturile de acest tip, numite acum covalente, sunt cunoscute de multă vreme chimiștilor (ideea unei legături covalente a stat la baza teoriei octetului a legăturii, formulată de fizicianul american G. Lewis în 1916). Formarea lor a fost explicată prin împărțirea unei perechi de electroni prin atomi care interacționează. Conform conceptelor moderne, rezistența legăturii depinde de gradul de suprapunere a orbitalilor corespunzători. Toate cele de mai sus sugerează că legăturile între atomi pot fi formate prin împărțirea nu numai a doi, ci și a unuia sau a trei electroni. Cu toate acestea, ele vor fi mai slabe decât legăturile covalente obișnuite din următoarele motive. Când se formează o legătură cu un electron, energia unui singur electron scade, iar în cazul unei legături formate ca urmare a împărtășirii a trei electroni, energia a doi dintre ei scade, iar a treia, dimpotrivă , crește, compensând scăderea energiei unuia dintre primii doi electroni. Drept urmare, legătura de trei electroni rezultată se dovedește a fi de două ori mai slabă decât o legătură covalentă obișnuită.
Împărțirea unui și a trei electroni are loc în timpul formării ionului molecular de hidrogen H 2 + și, respectiv, a moleculei HHe. În general, legăturile de acest tip sunt rare, iar moleculele corespunzătoare sunt foarte reactive.
Valenţă. Legături donator-acceptor.
Toate cele de mai sus presupun că atomii pot forma atâtea legături covalente câte orbitalii lor sunt ocupați de un electron, dar nu este întotdeauna cazul. [În schema acceptată pentru umplerea unui AO, este indicat mai întâi numărul învelișului, apoi tipul orbitalului și apoi, dacă există mai mult de un electron în orbital, numărul lor (superscript). Deci, înregistrați (2 s) 2 înseamnă că pornit s-orbitalii celui de-al doilea înveliș conțin doi electroni.] Un atom de carbon în starea fundamentală (3 R) are o configurație electronică (1 s) 2 (2s) 2 (2p x)(2 p y), în timp ce doi orbitali nu sunt umpluți, i.e. conțin câte un electron fiecare. Cu toate acestea, compușii de carbon divalenți sunt foarte rari și sunt foarte reactivi. De obicei, carbonul este tetravalent și acest lucru se datorează faptului că pentru tranziția sa la 5 excitat S- stare (1 s) 2 (2s) (2p x)(2 p y)(2 p z) Cu patru orbitali neumpluți, este nevoie de foarte puțină energie. Costurile energetice asociate tranziției 2 s-electron pentru a elibera 2 R-orbitale, sunt mai mult decât compensate de energia eliberată în timpul formării a două legături suplimentare. Pentru formarea AO-urilor neumplute este necesar ca acest proces să fie favorabil energetic. Atom de azot cu configurație electronică (1 s) 2 (2s) 2 (2p x)(2 p y)(2 p z) nu formează compuși pentavalenți, deoarece energia necesară pentru transferul de 2 s-electron pentru 3 d-orbital pentru a forma o configurație pentavalentă (1 s) 2 (2s)(2p x)(2 p y)(2 p z)(3 d), este prea mare. În mod similar, atomii de bor cu configurația obișnuită (1 s) 2 (2s) 2 (2p) pot forma compuși trivalenți atunci când sunt în stare excitată (1 s) 2 (2s)(2p x)(2 p y), care are loc în timpul tranziției 2 s-electron pentru 2 R-AO, dar nu formează compuși pentavalenți, de la trecerea la starea excitată (1 s)(2s)(2p x)(2 p y)(2 p z), datorită transferului unuia dintre 1 s-electronii la un nivel superior necesita prea multa energie. Interacțiunea atomilor cu formarea unei legături între ei are loc numai în prezența orbitalilor cu energii apropiate, adică. orbitali cu același număr cuantic principal. Datele relevante pentru primele 10 elemente ale tabelului periodic sunt rezumate mai jos. Starea de valență a unui atom este starea în care formează legături chimice, de exemplu starea 5 S pentru carbon tetravalent.
| STĂRI ȘI VALENȚE PRIMELE ZECE ELEMENTE ALE TABULUI PERIODIC |
|||
| Element | Starea fundamentală | Stare normală de valență | Valenta regulata |
| H | (1s) | (1s) | 1 |
| El | (1s) 2 | (1s) 2 | 0 |
| Li | (1s) 2 (2s) | (1s) 2 (2s) | 1 |
| Fi | (1s) 2 (2s) 2 | (1s) 2 (2s)(2p) | 2 |
| B | (1s) 2 (2s) 2 (2p) | (1s) 2 (2s)(2p x)(2 p y) | 3 |
| C | (1s) 2 (2s) 2 (2p x)(2 p y) | (1s) 2 (2s)(2p x)(2 p y)(2 p z) | 4 |
| N | (1s) 2 (2s) 2 (2p x)(2 p y)(2 p z) | (1s) 2 (2s) 2 (2p x)(2 p y)(2 p z) | 3 |
| O | (1s) 2 (2s) 2 (2p x) 2 (2 p y)(2 p z) | (1s) 2 (2s) 2 (2p x) 2 (2 p y)(2 p z) | 2 |
| F | (1s) 2 (2s) 2 (2p x) 2 (2 p y) 2 (2 p z) | (1s) 2 (2s) 2 (2p x) 2 (2 p y) 2 (2 p z) | 1 |
| Ne | (1s) 2 (2s) 2 (2p x) 2 (2 p y) 2 (2 p z) 2 | (1s) 2 (2s) 2 (2p x) 2 (2 p y) 2 (2 p z) 2 | 0 |
Aceste modele se manifestă în următoarele exemple:
Toate cele de mai sus se aplică numai atomilor neutri. Ionii și atomii corespunzători au numere diferite de electroni; ionii pot avea aceeași valență ca alți atomi cu același număr de electroni. Astfel, ionii N + și B – au același număr de electroni (șase) ca un atom de carbon neutru și, în consecință, sunt tetravalenți. Ionii de amoniu NH 4 + și hidrura de bor BH 4 – formează săruri complexe și sunt similare în configurația lor electronică cu metanul CH 4.
Să presupunem acum că moleculele de amoniac NH 3 și trifluorura de bor BF 3 sunt apropiate unele de altele. Când un electron se transferă de la un atom de azot la unul de bor, obținem doi ioni, NH 3 + și BF 3 –, fiecare cu un orbital neocupat, ceea ce poate duce la formarea unei legături covalente. Molecula H3N–BF3 este un analog electronic al 1,1,1-trifluoretanului H3C–CF3. Legăturile formate ca urmare a transferului interatomic de electroni urmat de formarea unei legături covalente se numesc donor-acceptor.
Geometria moleculelor. Hibridizare.
Toți orbitalii atomici, cu excepția s, sunt asimetrice sferic, iar gradul de suprapunere a lor cu AO al altor atomi depinde de orientarea reciprocă a orbitalilor. Asa de, R-AO se va suprapune cu AO al altui atom în cea mai mare măsură dacă acesta din urmă este situat de-a lungul axei sale (Fig. 4, A). Aceasta înseamnă că legăturile formate ca urmare a suprapunerii AO trebuie să aibă o geometrie specifică. Luați în considerare atomul de carbon din 5 S-condiție. Are un electron din trei R-orbitale iar în al patrulea, simetrice sferic s-orbitali. S-ar părea că cele trei legături pe care le formează vor fi diferite de a patra, în timp ce R-legăturile vor fi amplasate în direcții reciproc perpendiculare de-a lungul axelor R-AO. De fapt, se observă o imagine diferită, complet simetrică. Cel mai simplu mod de a-l explica este după cum urmează. Setul orbital (2 s)+(2p x)+(2 p y)+(2 p z) este un anumit volum de „spațiu orbital” capabil să dețină patru perechi de electroni. Putem obține o descriere echivalentă a acestei situații amestecând toți orbitalii și împărțind suma lor în patru părți egale, astfel încât fiecare dintre orbitalii mixți sau hibridi rezultați să conțină o pereche de electroni. Prin urmare 5 S-starea carbonului poate fi reprezentată ca (1 s) 2 (t 1)(t 2)(t 3)(t 4), unde t i– orbitali hibrizi, care explică cu succes formarea unei molecule de carbon tetravalent simetric. Să luăm acum în considerare ce se întâmplă la amestecare R-AO s s-AO. Întărirea unei jumătăți R-interferența cu ganterele va fi invariabil însoțită de o slăbire a celeilalte jumătăți (Fig. 4, b), rezultând formarea unui orbital hibrid asimetric (Fig. 4, V). Se va suprapune efectiv cu alți orbitali orientați în aceeași direcție, formând legături destul de puternice. Acesta este unul dintre motivele pentru care atomul de carbon preferă să formeze legături prin hibridizare AO. Dar există un alt motiv. Luați în considerare un compus tipic de carbon tetravalent, cum ar fi metanul CH4. În el, fiecare atom de hidrogen este ținut lângă un atom de carbon de o pereche de electroni împărtășiți. Aceste perechi se resping reciproc, iar configurația optimă a moleculei este una în care se află la distanța maximă posibilă unul de celălalt. În acest caz, atomii de hidrogen vor fi localizați la vârfurile unui tetraedru obișnuit, iar atomul de carbon va fi în centrul acestuia. Această geometrie poate fi realizată folosind așa-numita. sp 3-orbitali hibrizi, fiecare format din 1/4 din 2 s-AO și unul din 2 R-AO. Toți acești orbitali au formă identică, formează cu ușurință legături și sunt direcționați de la atomul de carbon din centrul unui tetraedru regulat către cele patru vârfuri ale sale (Fig. 1, G).
Atomul de azot ar putea forma legături doar cu 2 R-AO, unghiurile dintre care ar fi de 90°, dar respingerea reciprocă a perechilor de electroni de legătură și a perechilor de electroni nelegatori ai celei de-a doua învelișuri este minimizată dacă cei „tetraedrici” participă la formarea legăturilor sp 3 -orbitali. Aici, însă, apare o altă caracteristică. Pentru o configurație de ioni N+ (1 s) 2 (2s)(2p) 3 și (1 s) 2 (t) 4 , unde t – sp AO-urile 3-hibride sunt cu adevărat echivalente. Un alt lucru este atomul de azot neutru, al 7-lea electron al căruia poate ocupa fie 2 s-AO, și apoi obțineți configurația (1 s) 2 (2s)(2p) 4 , sau t-AO în configurație (1 s) 2 (t) 5 . Din 2 s-AO este situat sub 2 p-AO și prin urmare mai mic decât oricare sp-orbital hibrid, prima configurație se dovedește a fi mai favorabilă din punct de vedere energetic și ar fi de așteptat ca, în egală măsură, azotul trivalent să prefere configurația „nehibridizată”. Cu toate acestea, respingerea reciprocă a perechilor de electroni este aparent suficientă pentru ca hibridizarea să aibă loc, în care unghiurile de legătură într-un compus de azot cum ar fi amoniacul NH3 sunt apropiate de unghiurile corespunzătoare într-un tetraedru obișnuit, adică. la 109°. Același lucru este valabil și pentru oxigenul divalent din compoziția moleculei de apă H 2 O. În toate aceste cazuri, atomii legați ocupă trei (sau două) vârfuri ale tetraedrului, iar perechile de electroni singuri ai celei de-a doua învelișuri ocupă vârfurile rămase.
Raționament similar se aplică și altor elemente tipice din grupele IV, V și VI ale tabelului periodic. Elementele tetravalente din grupa IV (Si, Ge, Sn și Pb) formează întotdeauna structuri tetraedrice, dar alte elemente din grupele V și VI (P, S, As, Se, Sb, Te) diferă de azot și oxigen și formează compuși cu legătură unghiuri, aproape de 90°. Aparent, din cauza dimensiunii mai mari a acestor atomi, respingerea reciprocă a electronilor de valență nu este suficientă pentru a permite hibridizarea observată pentru N și O.
Legături care implică orbitali d.
Spre deosebire de azot, atomul de fosfor poate forma cinci legături covalente. În starea fundamentală, fosforul are configurația (1 s) 2 (2s) 2 (2p) 6 (3s) 2 (3p x)(3 p y)(3 p z) și este trivalent, formând, ca și azotul, compuși de tip PF 3. Cu toate acestea, în acest caz este posibil să participați 3 s-electroni în formarea legăturilor, deoarece d-AO (3 d) au același număr cuantic principal. Într-adevăr, sunt cunoscuți și compuși pentavalenti ai fosforului de tip PF 5, unde fosforul este în starea de valență +5, în concordanță cu configurația electronică (1 s) 2 (2s) 2 (2p) 6 (3s)(3p x)(3 p y)(3 p z)(3 d); ca rezultat se formează conexiuni în acest caz sp 3 d-hibridarea (adică ca rezultat al amestecării unuia s-, Trei R- și unul d-AO). Structura optimă din punctul de vedere al reducerii respingerii reciproce a perechilor de electroni de valență este o bipiramidă triunghiulară (Fig. 5, A). Sulful poate fi nu numai divalent, ci și tetravalent (SF 4) și hexavalent (SF 6), aflându-se în stările (1). s) 2 (2s) 2 (2p) 6 (3s) 2 (3p x)(3 p y)(3 p z)(3 d) și (1 s) 2 (2s) 2 (2p) 6 (3s)(3p x)(3 p y)(3 p z)(3 d 1)(3d 2) în consecință. În compușii cu sulf tetravalenți, repulsia reciprocă a electronilor celui de-al treilea înveliș este optimizată prin hibridizarea orbitalilor tuturor electronilor săi. Structura compușilor de acest tip este similară cu structura PF 5, dar unul dintre vârfurile bipiramidei triunghiulare este ocupat de o pereche de electroni singuri ai celei de-a treia învelișuri (Fig. 5, b). În compușii cu sulf hexavalenți, respingerea reciprocă a electronilor este minimizată atunci când sp 3 d 2 -
hibridizare, când toți orbitalii sunt echivalenti și îndreptați către vârfurile unui octaedru regulat (Fig. 5, V).
Până acum, am luat în considerare doar acele elemente ale tabelului periodic care au cochilii cu d-orbitalii sunt fie complet umpluti, fie complet goli. Să ne oprim acum asupra elementelor de tranziție în care aceste cochilii nu sunt complet umplute. Energia electronilor din diferiții orbitali ai celei de-a treia învelișuri crește în următoarea ordine: 3 s p d; toți orbitalii sunt prea departe de orbitalii de înveliș al 2-lea pentru ca hibridizarea să aibă loc. În același timp 3 d-orbitalii și orbitalii celei de-a 4-a învelișuri sunt suficient de apropiați din punct de vedere energetic pentru ca interacțiunea 3 să fie posibilă d-, 4s- și 4 R-orbitalii și elementele de tranziție de la Sc la Cu pot forma legături covalente prin hibridizarea acestor orbitali. În toate cazurile în care sunt două 3 d-orbitali, se formeaza legaturi prin d 2 sp 3-hibridare, în timp ce orbitalii hibrizi sunt similari ca formă cu sp 3 d 2 -orbitali. Elementele din compușii de acest tip sunt hexavalente, iar moleculele compușilor înșiși au forma unui octaedru (Fig. 5, V). Cele mai multe dintre ele conțin ioni și pot fi considerate a fi formate prin interacțiunea unui ion al atomului central cu șase molecule, fiecare având o pereche de electroni singuri. Legăturile covalente cu ionul central se numesc legături donor-acceptor. Un exemplu simplu de astfel de compus este ionul hexamin al cobalt trivalent Co(NH3)63+. Ionul Co 3+ are o configurație electronică (1 s) 2 (2s) 2 (2p) 6 (3s) 2 (3p) 6 (3d 1) 2 (3d 2) 2 (3d 3) 2, iar trei din cele cinci ale sale 3 sunt complet ocupate d-orbitali, iar doi sunt 3 d-AO sunt gratuite. Acești orbitali se pot hibridiza cu 4 s- și 4 R-AO cu formarea a șase octaedrice d 2 sp 3-orbitali; toate sunt libere și pot participa la formarea legăturilor acceptoare cu șase molecule de amoniac.
O imagine diferită se observă atunci când atomul central are doar unul liber d-orbital. Un exemplu este ionul de nichel dublu încărcat Ni 2+, în care configurația optimă apare atunci când se formează patru legături folosind dsp 2 -orbitali. Acești orbitali se află în același plan la un unghi de 90° unul față de celălalt.
Conexiuni multiple.
Unul dintre compușii de carbon bine cunoscuți este etilena C 2 H 4, în care fiecare atom de carbon este legat doar de alți trei atomi. Prin analogie cu borul, putem presupune că geometria optimă va fi astfel încât sp Orbitalii 2-hibrizi se află în același plan. În acest caz, fiecare atom de carbon va avea unul neutilizat (în sp 2 -hibridare) R-orbital care conține unul dintre cei patru electroni de valență. Dacă toți cei șase atomi de etilenă se află în același plan, atunci cei doi sunt neutilizați R-AO-urile se suprapun unele cu altele, așa cum se arată în Fig. 6, A. Această suprapunere duce la formarea unei perechi de MO: o legare (Fig. 6, b) și o slăbire (Fig. 6, V). Deoarece fiecare conține doar un electron, ele pot forma o legătură MO de energie scăzută. Acest lucru creează o legătură suplimentară între atomii de carbon, iar formula structurală a etilenei are forma
Acest nou tip de legătură diferă de cele formate prin suprapunerea orbitalilor de-a lungul liniei de legătură a atomilor în două privințe. Ultimul tip de legături, legăturile simple C–C, sunt simetrice axial și, prin urmare, nu sunt afectate de rotația grupurilor pe care le conectează. Dimpotrivă, se suprapun R-orbitalii depinde dacă toți cei șase atomi din molecula de etilenă se află în același plan, deoarece pentru o suprapunere optimă R-AO trebuie să fie paralel. Astfel, în timp ce rotația în jurul unei singure legături C-C poate avea loc relativ liber, rotația în jurul unei legături duble C=C este foarte dificilă. Într-adevăr, molecula de etilenă este o structură rigidă, plată. A doua diferență se referă la gradul de suprapunere orbitală. Suprapunere în cruce R-AO este relativ ineficient și, prin urmare, acest tip de conexiune este slab. Prin urmare, etilena este mai activă din punct de vedere chimic decât compușii saturați care au doar legături simple.
Legături S și cu suprapunere transversală – p- conexiuni.
Moleculele unor compuși, de exemplu acetilena C 2 H 2, conțin legături triple. În ele, fiecare atom de carbon este conectat cu vecinul său s- legături formate sp-orbitali hibrizi. Sunt coliniari, astfel încât patru atomi dintr-o moleculă de acetilenă se află pe aceeași linie dreaptă. Odihnă R-Atomii de carbon AO, atunci când se suprapun, formează doi p- conexiuni.
Compuși aromatici.
Molecula de benzen C6H6 este reprezentată ca un inel cu șase atomi de carbon, fiecare având, de asemenea, atașat un atom de hidrogen (Fig. 7, A). Deoarece fiecare atom de carbon are trei vecini, se poate presupune că se formează legăturile corespunzătoare sp 2-hibridare și se află în același plan la un unghi de 120° unul față de celălalt. Într-adevăr, molecula de benzen este o structură plată. Nefolosit R-AO se pot forma atomi de carbon p-conexiuni (Fig. 7, b), însă, pentru benzen situația se dovedește a fi mai complicată decât în cazurile considerate mai sus, când s-au format legături ca urmare a suprapunerii perechilor AO. În benzen 2 R-AO al fiecărui atom de carbon trebuie să se suprapună la fel de eficient cu 2 R-AO a tuturor atomilor vecini. (Aici putem trage o analogie cu interferența multiplă a undelor comparând suprapunerea orbitalilor dintr-o moleculă de benzen cu suprapunerea undelor difractate de două fante sau pe un rețele de difracție.) Ca urmare, pentru benzen obținem un set de inele. orbitali moleculari care acoperă toți cei șase atomi de carbon (Fig. 7, V). Energia totală a sistemului cu o astfel de configurație electronică este mai mică decât dacă R-AO-urile au format cele obișnuite în perechi p- conexiuni. Într-adevăr, benzenul este mai stabil și mai puțin activ decât ar fi de așteptat pe baza structurii sale „clasice” (Fig. 7, G). Toate legăturile din molecula sa sunt simetrice, iar lungimile lor sunt aceleași, iar ca forță ele ocupă o poziție intermediară între legăturile simple și duble. Sunt cunoscuți și alți compuși în care p-electronii participă la formarea MO-urilor „multicentre” și pentru care se observă caracteristici similare ale lungimii legăturilor și ale activității chimice. 
Compuși care conțin legături multicentrice.
Chiar și în molecule simple precum CH 4, orbitalii moleculari individuali interacționează în mod necesar unul cu celălalt. Prin urmare, ideea de legături covalente în două centre localizate poate fi considerată doar ca o anumită aproximare. De obicei, totuși, aceste interacțiuni sunt slabe deoarece gradul de suprapunere orbitală este mic (cu excepția p-MO în compuși aromatici și similari). Cu toate acestea, nu putem exclude existența unor molecule cu mai multe AO suprapuse responsabile pentru formarea de legături prin împărțirea electronilor cu trei sau mai mulți atomi. Un exemplu este diboranul B2H6, care are șase perechi de electroni de valență; acest lucru nu este suficient pentru a forma cele șapte legături necesare pentru a crea structura clasică H 3 B–BH 3. H. Longuet-Higgins a propus structura diboranului, prezentată în Fig. 8, A. În această structură, atomii centrali de hidrogen sunt legați prin legături cu trei centre formate ca urmare a suprapunerii. sp 3-orbitali hibrizi ai doi atomi de bor cu 1 s-AO atomului de hidrogen (Fig. 8, b). Patru din cele șase perechi de electroni de valență participă la formarea obișnuiților s-legături cu atomi de hidrogen „terminali” și două perechi de legături tricentrale. Un exemplu mai complex de legătură multicentrică este oferit de molecula de crom dibenzen (Fig. 8, V). Inelele benzenice din această moleculă sunt conectate la atomul de metal prin orbitali multicentrici complecși formați prin suprapunere. p-Benzen MO cu 3 d-, 4s- și 4 R-AO a atomului central. Sunt cunoscuți și alți compuși similari care au o structură de tip sandwich. 
Perspective.
Până acum, principiile generale ale structurii moleculelor pot fi considerate stabilite. Au fost dezvoltate metode fizico-chimice pentru determinarea structurii moleculelor complexe, inclusiv a celor biologice. Progresul în două direcții conexe este posibil în viitorul apropiat. Ar trebui să ne așteptăm, în primul rând, la o creștere a preciziei calculelor mecanice cuantice și, în al doilea rând, la o îmbunătățire a metodelor experimentale de măsurare a parametrilor moleculari corespunzători.
Poate conține încărcare pozitivă și negativă, adică; în acest caz sunt implementate. Pe lângă cele indicate, există și interacțiuni mai slabe între. Forțele repulsive acționează între legăturile valență-nelegate.
Dezvoltarea doctrinei structurii este indisolubil legată de succes, în primul rând. Teoria structurii, creată în anii 60. secolul al 19-lea lucrările lui A. M. Butlerov, F. A. Kekule, A. S. Cooper și alții, au făcut posibilă reprezentarea sau prin formule structurale care exprimă secvența valenței în. Cu aceeași formulă empirică, pot exista structuri diferite cu proprietăți (fenomen) diferite. Aceștia sunt, de exemplu, C5H5OH și (CH3)2O. Acești compuși diferă:
În unele cazuri, izomerii se transformă rapid unul în altul și se stabilește o relație dinamică între ele (vezi). Ulterior, J. H. Van't Hoff și, în mod independent, chimistul francez A. J. Le Bel au ajuns la o înțelegere a aranjamentului spațial în și la o explicație a fenomenului. A. Werner (1893) a extins ideile generale ale teoriei structurii la cele anorganice. Până la începutul secolului al XX-lea. avea o teorie detaliată bazată pe studiul numai a proprietăților lor chimice. Este remarcabil că metodele directe de cercetare fizică, dezvoltate ulterior, în marea majoritate a cazurilor le-au confirmat complet pe cele stabilite prin studierea cantităților macroscopice, și nu pe cele individuale.
Distanțele internucleare de echilibru r 0 și energiile D (la 25° C) ale unor diatomi
| r 0, Ǻ | r 0 , Ǻ | |||||||
| C-Br……………. | ||||||||
| Cº C……………… | C-I……………… | |||||||
| C-H…………….. | C-S…………….. | |||||||
| C-O…………….. | OH……………. | |||||||
| C=O……………… | N-H…………….. | |||||||
| C-N…………….. | SH…………….. |
|
În marea majoritate a cazurilor, valența totală în este egală cu zero, adică sunt saturate în perechi. , care conțin nepereche - (de exemplu, atomic H · · , metil CH · · 3) sunt de obicei instabile, deoarece atunci când se combină între ele, are loc o scădere semnificativă a energiei datorită formării legăturilor de valență. Cea mai eficientă metodă de studiere a structurii este (). Proprietăți electrice și optice. Comportarea într-un câmp electric este determinată de caracteristicile electrice de bază – constantă și . înseamnă o discrepanță între centrele de greutate ale sarcinilor pozitive și negative, adică asimetrie electrică. În consecință, cei cu un centru, de exemplu H2, sunt lipsiți de o constantă; dimpotrivă, în HCl ele sunt deplasate spre Cl și sunt egale cu 1,03 D (1,03 × 10 -18 unități CGS). caracterizat prin capacitatea oricărei învelișuri de electroni de a se deplasa sub influența unui câmp electric, în urma căruia se creează unul indus. Valorile și sunt găsite experimental folosind măsurători constante dielectrică. În cazul aditivității proprietăților, aceasta poate fi reprezentată de suma conexiunilor (ținând cont de direcția acestora), același lucru este valabil și pentru. Elementele cu numere impare sau au paramagnetism de spin nuclear. Astfel de nuclee sunt caracterizate |
Articole similare
