Атомы химических элементов контрольная работа вариант 1: Контрольная работа №1: «Атомы химических элементов».

ЛЕКЦИЯ 3. ПРИРОДА ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ И СТРУКТУРА ОБЛИГАЦИИ.

1. Механизм образования химической связи. В типы химических связей, его свойство.

Химическая связь — это притяжение между атомами или молекулами, которое позволяет образовывать химические соединения, содержащие два или более атомов. А химическая связь — это притяжение, вызванное электромагнитной силой между противоположных зарядов, либо между электронами и ядрами, либо в результате дипольное притяжение.Прочность связи значительно различается; есть «сильные связи», такие как ковалентные или ионные связи и «слабые связи », такие как диполь-дипольные взаимодействия, лондонская дисперсия сила и водородная связь. Поскольку противоположные заряды притягиваются через простой электромагнитный силы, отрицательно заряженные электроны вращаются вокруг ядра, а положительно заряженные заряженные протоны в ядре притягиваются друг к другу. Кроме того, электрон расположил между двумя ядрами будет притягиваться к ним обоим.Таким образом, наиболее стабильный конфигурация ядер и электронов — та, в которой электроны тратят больше время между ядрами, чем где-либо еще в космосе. Эти электроны вызывают ядра притягиваются друг к другу, и это притяжение приводит к облигация.

Химическая связь образуется, когда энергия системы пласта будет меньше суммы энергии двух изолированных атомов.

1) Электростатические силы притяжения существуют между положительными ядрами одной инерции атома и отрицательные электроны другого атома (когда расстояние между взаимодействие атомов минимально)

2) Уменьшить энергию системы до минимума

3) Формирует общий электронная пара между взаимодействующими атомами.Плотность электронов увеличивается между ядрами взаимодействия атомы.

4) Атомные орбитали перекрывают друг друга во время образование химической связи

5) Гибридизация перекрывающихся орбиталей

Теория валентной связи (VB) — одна из двух основных теорий, наряду с теория молекулярных орбиталей (МО), разработанная с использованием методов квантовой механика для объяснения химической связи. Он фокусируется на том, как атомные орбитали диссоциированные атомы объединяются, чтобы дать индивидуальные химические связи, когда молекула сформирован.Напротив, теория молекулярных орбиталей имеет орбитали, которые покрывают целая молекула. В 1927 году была сформулирована теория валентной связи, в которой утверждалось, что химическая связь образуется, когда два валентных электрона в их соответствующих атомных орбитали, работа или функция для удержания двух ядер вместе в силу системы эффекты понижения энергии. Основываясь на этой теории, химик Линус Полинг опубликовал в 1931 г., что некоторые считают одной из самых важных статей в история химии: «О природе химической связи».В этом В статье, посвященной работам Льюиса и теории валентных связей (VB) Гейтлера и Лондона, а также к его собственным ранним работам, он представили шесть правил для общей электронной связи, первые три из которых были уже общеизвестно:

1. Электронно-парная связь образуется через взаимодействие неспаренного электрона с каждым из двух атомов.

2. Спины электронов должны быть противоположными.

3. После спаривания два электрона не могут участие в дополнительных облигациях.

Его последние три правила были новыми:

4. Электронно-обменные условия по облигации включает только одну волновую функцию от каждого атома.

5. Доступные электроны с наименьшей энергией уровень образуют самые крепкие связи.

6. Из двух орбиталей в атоме та, которая может максимально перекрываются с орбиталью другого атома, образует самый сильный связь, и эта связь будет иметь тенденцию лежать в направлении сосредоточенных орбитальный.

В простейшем представлении так называемой ковалентной связи одна или несколько электроны (часто пара электронов) втягиваются в пространство между двумя атомные ядра.Здесь отрицательно заряженные электроны притягиваются к положительные заряды обоих ядер, а не только их собственные. Эта преодолевает отталкивание между двумя положительно заряженными ядрами двух атомы, и поэтому это подавляющее притяжение удерживает два ядра в фиксированном конфигурации равновесия, даже если они все еще будут вибрировать положение равновесия. Таким образом, ковалентная связь предполагает совместное использование электроны, в которых положительно заряженные ядра двух или более атомов одновременно притягивают отрицательно заряженные электроны.В полярной ковалентной связи один или несколько электронов неравномерно распределены между два ядра.

В упрощенном виде ионной связи связывающий электрон вообще не разделяется, но передается. В этом типе связи внешний атомный орбиталь одного атома имеет вакансию, которая позволяет добавить один или несколько электроны. Эти недавно добавленные электроны потенциально занимают более низкое энергетическое состояние. (фактически ближе к большему количеству ядерного заряда), чем они испытывают в другом атом.Этот перенос заставляет один атом принять чистый положительный заряд, и другой, чтобы принять чистый отрицательный заряд. Связь тогда возникает из электростатическое притяжение между атомами, и атомы становятся положительными или отрицательно заряженные ионы.

2. Механизмы образования ковалентной связи и это свойства. Теория валентной связи.

Основы современной химической Теория склеивания была заложена в 1916-1920 гг. Г.Н. Льюис и Я.Ленгмюра, который предложил что ионные частицы были сформированы переносом электронов, в то время как обмен электронами был важен в ковалентные молекулы. В в некоторых случаях было предложено что общие электроны в связи были предоставлены одним атомов но как только связь (иногда называемая координатной связью) сформирована, она неотличим от нормальная ковалентная связь.

Ковалентная связь — это форма химической связи, которая характеризуются разделением пар электронов между атомами и другими ковалентные связи.Одним словом, стабильный баланс сил притяжения и отталкивания. между атомами, когда они разделяют электроны, называется ковалентной связью.

Ковалентное связывание включает множество видов взаимодействия, включая σ-связь, π-связь, металл с металлическая связь, агостические взаимодействия и трехцентровая двухэлектронные связи. Термин «ковалентная связь» датируется 1939. Приставка со- означает совместно, связанный в действии, в меньшей степени в партнерстве и т. д.; таким образом, «ковалентная связь», по сути, означает, что атомы разделяют «валентность», такая как обсуждается в теории валентных связей. в молекулы H ₂ , атомы водорода разделяют два электрона через ковалентную склеивание. Ковалентность наибольшая между атомами аналогичные электроотрицательности. Таким образом, ковалентная связь не обязательно требует, чтобы два атома принадлежали к одним и тем же элементам, только они имеют сопоставимую электроотрицательность. Хотя ковалентная связь влечет за собой обмен электронами, он не обязательно делокализован.Кроме того, в отличие от электростатическим взаимодействиям («ионные связи») сила ковалентная связь зависит от углового отношения между атомами в многоатомной молекулы.

Полярность ковалентных связей

Ковалентные связи подвержены влиянию электроотрицательность связанных атомов.Два атома с равными Электроотрицательность сделает неполярные ковалентные связи, такие как H-H. Неравный отношения создают полярную ковалентную связь, такую ​​как с H-Cl.

Подразделение ковалентных связей

Есть три типы ковалентных веществ: отдельные молекулы, молекулярные структуры и макромолекулярные структуры. Отдельные молекулы имеют прочные связи, удерживающие атомы вместе, но между ними пренебрежимо малые силы притяжения. молекулы.Такие ковалентные вещества — это газы. Например, HCl, SO ₂ , CO ₂ и CH ₄ . В молекулярных структурах есть слабые силы притяжения. Такие ковалентные вещества низкокипящие. жидкости с температурой плавления (например, этанол) и твердые вещества с низкой температурой плавления (например, в виде йода и твердого CO ₂ ). Макромолекулярные структуры имеют большие количество атомов, связанных в цепочки или листы (например, графит), или в Трехмерные структуры (например, алмаз и кварц).Эти вещества имеют высокие температуры плавления и кипения.

Координатные ковалентные связи. одинарная ковалентная связь, в которой оба электрона в общей паре происходят из тот же атом. Донорный атом поставляет оба электрона в координировать ковалентную связь, и акцепторный атом принимает электрон пара для разделения координированной ковалентной связи. Например: ион водорода соединяется с молекулой аммиака координационной ковалентной связью с образованием ион аммония;

Все четыре атома водорода и все четыре связи N-H в ионе аммония являются установлено экспериментально, чтобы быть эквивалентным.

Часто неметаллические атомы, уже являются частью молекул, или ионы образуют координационные ковалентные связи с атомы или ионы металлов, обычно переходных металлов. Например, атом азота в аммиаке может «координироваться» с катионом серебра с образованием так называемого комплексного иона;

3. Гибридизация атомных орбиталей. Пространственная структура молекул. Полярные и неполярные молекулы. Ионная связь.

Слово гибридизация означает смешивание, и когда оно используется в контексте атомных орбиталей, он описывает способ получения пространственно направленных орбиталей который может быть использован в теории VB.Как и все теории связи, орбитальная гибридизация — это модель, и ее не следует воспринимать как реальное явление. Гибридные орбитали могут быть образованы путем смешивания характеров атомных орбиталей, которые близки по энергии. Характер гибридной орбитали зависит от атомной задействованные орбитали и их процентные вклады. Этикетки, данные гибридные орбитали отражают участвующие атомные орбитали, например sp-гибрид имеет равное количество s- и p-орбиталей характер.

Гибрид орбитали генерируются путем смешивания символов атомных орбиталей.

sp Гибридизация : схема для линейных видов

Обозначение sp означает, что одна атомная орбитальной и одной атомно-орбитальной смеси, чтобы сформировать набор из двух гибридных орбиталей с разные направленные свойства.

Рассмотрим комбинация атомных орбиталей 2s, 2px и 2py. Последние гибридные орбитали должны быть эквивалентными во всех отношениях, за исключением свойств направленности; Гибриды sp² должны содержать одинаковое количество символов s друг в друге. и такое же количество символов p друг в друге.Начнем с того, что дадим одну треть символа 2s на каждую гибридную орбиталь sp².

sp ² орбитали больше похожи на sp ³ орбитали что мы обсуждали в связи в метане на странице одинарных связей, кроме что они короче и толще. Три гибридных орбитали sp ² располагаются как можно дальше друг от друга — на 120 градусов друг к другу в самолет. Оставшаяся p-орбиталь расположена под прямым углом к ​​ним.

Все двойные связи (любые атомов, к которым они могут присоединяться) будет состоять из сигма-связи и пи-связи.

Этот вид с орбиты двойная связь действительно важна только на этом уровне в отношении органических соединения. Если вы хотите узнать об этом больше, перейдите по первой ссылке ниже что приведет вас в меню к разделу, посвященному органическому склеиванию. Вы найдет описание этена повторным, но также найдете информацию о связи в бензоле и в углерод-кислородная двойная связь.

sp ³ гибридные орбитали немного похожи на половину p-орбитали, и они расположитесь в пространстве так, чтобы они находились как можно дальше друг от друга.Вы можете представьте ядро ​​как находящееся в центре тетраэдр (пирамида с треугольным основанием) с орбиталями, указывающими на углы. Для наглядности ядро ​​нарисовано намного больше, чем оно есть на самом деле.

Что происходит, когда облигации формируются?

Помните, что электрон водорода находится на орбитали 1 с — сферически симметричной области пространство вокруг ядра, где есть фиксированная вероятность (скажем, 95%) нахождение электрона. Когда образуется ковалентная связь, атомные орбитали ( орбитали в отдельных атомах) сливаются, образуя новую молекулярную орбиталь. который содержит электронную пару, которая создает связь.

Гибридизация и соответствующая молекулярная геометрия

Полярные и неполярные молекулы

Полярные молекулы

Результат — химическая связь атома, разделяющего один или несколько электронов на внешней орбите с другим атомом или атом, забирающий электроны с внешней орбиты у атома, с которым он связан.Обычно атом имеет равномерное распределение электронов по орбитам или орбитам. оболочки, но если на одной стороне молекулы оказывается больше, чем на другой, быть результирующим электрическим полем в этой области.

Вода

Вода — полярная молекула из-за того, как атомы связываются в молекуле, так что есть избыток электронов на стороне кислорода и отсутствие или избыток положительных зарядов на стороне Водородная сторона молекулы.

Вода — полярная молекула с положительные заряды с одной стороны и отрицательные с другой

Газы

Примеры полярных молекул материалы, которые при стандартных условиях являются газами: Аммиак (NH ₃ ), Диоксид серы (SO ₂ ) и сероводород (H ₂ S).

неполярный молекулы

Неполярная молекула — это одна что электроны распределены более симметрично и, следовательно, не имеют обилие зарядов на противоположных сторонах. Обвинения все компенсируют друг друга.

Электрические заряды в неполярный диоксид углерода равномерно распределен

Жидкости

Большинство углеводородов неполярные молекулы. Примеры включают толуол и бензин.(См. Углеводород Склеивание для получения дополнительной информации.)

Газы

Общие примеры неполярных газы — благородные или инертные газы, включая гелий (He), неон (Ne), криптон. (Kr) и Ксенон (Xe). К другим неполярным газам относятся: водород (H ₂ ), азот (N ₂ ), кислород (O ₂ ), Двуокись углерода (CO ₂ ), метан (CH ₄ ) и этилен (C ₂ H ₄ ) молекулы.

Правило для решений

Правило определения наличия смесь становится раствором, полярные молекулы смешиваются, образуя растворы и неполярные молекулы образуют растворы, но полярные и неполярные комбинация не образует решения.

Вода — полярная молекула и масло — неполярная молекула. Таким образом, они не образуют решения. С другой С другой стороны, поскольку спирт является полярной молекулой, он образует раствор с водой.

Ионная связь — это тип химической связи, которая включает металл и ион неметалла (или многоатомный ионы, такие как аммоний) за счет электростатического притяжения. Короче говоря, это связь образованный притяжением между двумя противоположно заряженными ионами. Металл жертвует один или несколько электронов, образующих положительно заряженный ион или катион со стабильной электронной конфигурацией.Эти электроны затем входят в неметалл, заставляя его образовывать отрицательно заряженный ион или анион, который также имеет стабильную электронную конфигурацию. Электростатический притяжение между противоположно заряженными ионами заставляет их сближаться и образуют связь. Например, поваренная соль поваренная — это хлорид натрия. Когда натрий (Na) и хлор (Cl) объединяются, каждый из атомов натрия теряет электрон, образующие катионы (Na ⁺ ), а хлор каждый из атомов получает электрон с образованием анионов (Cl¯).Эти ионы затем притягиваются друг к другу в соотношении 1: 1 с образованием хлорида натрия (NaCl). Na + Cl → Na ⁺ + Cl ¯ → NaCl

4. Способ молекулярные орбитали (МО). Типы и их свойства. Множественность связи в. Межмолекулярное взаимодействие. А водородная связь.

В теории молекулярных орбиталей (МО) мы начинаем с размещения ядер заданного молекулы в их положения равновесия, а затем рассчитать молекулярную орбитали (т.е. области пространства, разбросанные по всей молекуле), что одна электрон может занять. Каждая МО возникает в результате взаимодействия орбиталей атомные центры в молекуле, и такие взаимодействия являются:

1. допускается, если симметрии атомных орбиталей совместимы друг с другом;

2. эффективен, если область перекрытия двух атомных орбиталей равна существенный;

3. эффективен, если атомные орбитали относительно близки по энергии

Каждая линия на диаграмме молекулярных орбиталей представляет собой молекулярную орбиталь, который представляет собой объем, в котором генерируется высокий процент отрицательного заряда электроном находится.Объем молекулярной орбиты охватывает весь молекула. Мы предполагаем, что электроны заполнят молекулярные орбитали молекулы, подобные электронам, заполняют атомные орбитали в атомах.

Молекулярные орбитали заполнены таким образом, что дает самая низкая потенциальная энергия для молекулы.

Максимальное количество электронов в каждой молекуле орбиталь — два. (Мы следуем Паули принцип исключения.)

Орбитали одинаковой энергии наполовину заполнены параллельными вращайтесь, прежде чем они начнут объединяться.

Прежде чем мы продолжим описание модели, используемой для генерации молекулярных орбитальные диаграммы, давайте рассмотрим свет и электронные волны и как две волны могут взаимодействовать. Волновое описание света описывает эффект, который свет оказывает на пространство вокруг него. Этот эффект для генерации колеблющегося электрического и магнитного полей. Эти поля могут отличаться по интенсивности, которая отражается в переменной яркости света.

Волновое описание электрона описывает изменение интенсивность отрицательного заряда, создаваемого электроном.

Световые волны могут взаимодействовать синфазно, что приводит к увеличению интенсивность света (ярче) и не в фазе, что приводит к уменьшению по интенсивности света (менее яркий). Электронные волны также могут взаимодействовать в фазе и не в фазе. Синфазное взаимодействие приводит к увеличению интенсивность отрицательного заряда. Противофазное взаимодействие приводит к снижению в интенсивности отрицательного заряда.

Одно общее приближение, которое позволяет нам генерировать молекулярные орбитали диаграммы для некоторых небольших двухатомных молекул называется линейной комбинацией Подход атомных орбиталей (ЛКАО).Следующие предположения лежат в основе эта модель.

Молекулярные орбитали образуются в результате перекрытия атомные орбитали.

Взаимодействуют только атомные орбитали примерно одинаковой энергии. в значительной степени.

Когда две атомные орбитали перекрываются, они взаимодействуют надвое. крайние способы сформировать две молекулярные орбитали, связывающую молекулярную орбиталь и разрыхляющая молекулярная орбиталь.

Второй способ взаимодействия двух атомных орбиталей — не в фазе.Где атомные орбитали перекрываются, противофазное взаимодействие приводит к уменьшению интенсивность отрицательного заряда. Это снижает отрицательные заряда между ядрами и уменьшением плюс-минус притяжения между заряд электрона и ядра атомов в связи. Меньший притяжение приводит к более высокой потенциальной энергии. Электроны более стабильны в атомные орбитали отдельных атомов, поэтому электроны в этом типе молекулярные орбитали дестабилизируют связь между атомами.Мы называем молекулярным орбитали этого типа, разрыхляющие молекулярные орбитали. Образовавшаяся молекулярная орбиталь симметрична относительно оси связь, так что это сигма-молекулярная орбиталь с символом σ * _1s . Звездочка указывает на разрыхляющую молекулярную орбитальный.

Когда два больших атома объединяются, чтобы сформировать двухатомная молекула (например, O ₂ , F ₂ или Ne ₂ ), более атомные орбитали взаимодействуют. Приближение ЛКАО предполагает, что только атомная орбитали примерно одинаковой энергии взаимодействуют.Для O ₂ , F ₂ , или Ne ₂ , орбитальные энергии достаточно разные, поэтому только орбитали той же энергии взаимодействуют в значительной степени.

Как и в случае водорода, единицы одного атома перекрывают единицы другого атома. с образованием связывающей молекулярной орбитали σ _1s и антисвязывающей молекулярной орбитали σ * _1s . В формы были бы подобны тем, которые образовались из 1s-орбиталей для водорода. В 2s атомная орбиталь от одного атома перекрывает 2s от другого атома, образуя связывающая молекулярная орбиталь σ _2s и антисвязывающая молекулярная орбиталь σ * _2s .Формы этих молекулярные орбитали были бы аналогичны орбиталям для молекулярных орбиталей σ _1s и σ * _1s . Молекулярные орбитали σ _2s и σ * _2s имеют более высокую энергию и больше молекулярных орбиталей σ _1s и σ * _1s .

p-атомные орбитали двух атомов могут взаимодействовать двумя разными способами: параллельно или в конце. Молекулярные орбитали различны для каждого типа взаимодействие. Конечное взаимодействие между двумя 2p _x атомными орбитали дает сигма-молекулярные орбитали, которые симметричны относительно оси облигации.

Две атомные орбитали 2p _y перекрываются параллельно и образуют две молекулярные орбитали пи. Молекулярные орбитали Pi асимметричны относительно ось связи.

Перекрытие 2p _z -2p _z генерирует другую пару молекулярных орбиталей π _2p и π * _2p . Перекрытие 2p _z -2p _z аналогичен перекрытию 2p _y -2p _y . Чтобы визуализировать это перекрытие, изобразите все орбитали на изображении выше. повернут на 90 градусов, так что оси, проходящие через атомную и молекулярную орбитали перпендикулярны экрану (бумаге).Молекулярные орбитали образовались имеют те же потенциальные энергии, что и молекулярные орбитали, образованные в результате перекрытия 2p _y -2p _y .

Для параллельных атомных орбиталей перекрытие меньше. Когда взаимодействие синфазно, меньшее перекрытие приводит к меньшему увеличению заряда электронов между ядрами. Это приводит к уменьшению заряда электронов между ядрами для молекулярная орбиталь, связывающая пи, чем сигма-связывающая молекулярная орбиталь. Меньший характер электронов между ядрами означает меньшее притяжение плюс-минус, меньшая стабилизация и более высокая потенциальная энергия для пи-связывающего молекулярного орбиталь по сравнению с сигма-связывающей молекулярной орбиталью.

Когда взаимодействие находится в противофазе, меньшее перекрытие приводит к меньшему смещению заряд электрона между ядрами. Это приводит к увеличению заряда электрона. между ядрами для пи-антисвязывающей молекулярной орбитальной, чем для сигма антисвязывающей молекулярной орбитальный. Чем больше заряд электрона между ядрами, тем больше плюс-минус притяжение и более низкая потенциальная энергия для разрыва связи пи молекулярная орбиталь по сравнению с сигма-антибондингом молекулярная орбиталь.

Ожидаемая диаграмма молекулярных орбиталей из перекрытия 1s, 2s и 2p атомные орбитали выглядит следующим образом. Мы будем использовать эту диаграмму для описания O ₂ , F ₂ , Ne ₂ , CO и NO.

Мы используем следующую процедуру при построении диаграмм молекулярных орбиталей.

Определите количество электронов в молекуле. Мы получить количество электронов на атом из их атомного номера на периодической Таблица. (Не забудьте определить общее количество электронов, а не только валентные электроны.)

Заполните молекулярные орбитали снизу вверх, пока все электроны добавлены. Обозначьте электроны стрелками. Ставим две стрелки на каждой молекулярной орбитали, первая стрелка направлена ​​вверх, а вторая указывая вниз.

Орбитали одинаковой энергии наполовину заполнены параллельными вращайтесь, прежде чем они начнут объединяться.

Мы описываем стабильность молекулы с порядком связи.

поручение на облигации = 1/2 (# е- в склеивании МО — # е- в разрыхлении МО)

Мы используем порядки связи для предсказания стабильности молекул.

Если порядок связи для молекулы равен нулю, молекула нестабильна.

Порядок облигаций больше нуля предполагает стабильную молекула.

Чем выше порядок облигаций, тем стабильнее облигация.

Мы можем использовать диаграмму молекулярных орбиталей, чтобы предсказать, является ли молекула парамагнитный или диамагнитный. Если все электроны спарены, молекула диамагнитный. Если один или несколько электронов неспарены, молекула парамагнитный.

ПРИМЕРЫ:

1. диаграмма молекулярных орбиталей двухатомного молекула водорода, H ₂ , это

Порядок облигаций — 1. Ордер на облигации = 1/2 (2-0) = 1

Порядок облигаций выше нуля предполагает, что H ₂ является стабильный.

Поскольку неспаренных электронов нет, H ₂ является диамагнитный.

2. Схема молекулярных орбиталей двухатомной молекулы гелия He ₂ , показывает следующее.

Порядок облигаций равен 0 для He ₂ . Ордер на облигации = 1/2 (2–2) = 0

Порядок нулевой облигации для He ₂ предполагает что He ₂ нестабилен.

Если бы He ₂ действительно образовался, это было бы диамагнитный.

3. диаграмма молекулярных орбиталей двухатомного молекула кислорода, O ₂ , это

O ₂ имеет порядок облигаций 2.Заказ на облигации = 1/2 (10-6) = 2

Порядок связи два предполагает, что кислород молекула стабильна.

Два неспаренных электрона показывают, что O ₂ является парамагнитный.

4. Диаграмма молекулярных орбиталей двухатомной молекулы фтора, F ₂ , это

F ₂ имеет порядок облигаций 1. Распоряжение на облигации = 1/2 (10-8) = 1

Порядок связи единицы предполагает, что фтор молекула стабильна.

Поскольку все электроны спарены, F ₂ является диамагнитный.

5. диаграмма молекулярных орбиталей двухатомного молекула неона, Ne ₂ , это

Ne ₂ имеет порядок облигаций 0. Распоряжение на облигации = 1/2 (10-10) = 0

Порядок нулевой облигации для Ne ₂ предполагает что Ne ₂ нестабилен.

Если бы Ne ₂ действительно образовался, это было бы диамагнитный.

Мы можем описывать двухатомные молекулы, состоящие из атомов различных элементов. подобным образом. Связь между углеродом и кислородом в оксиде углерода очень сильный, несмотря на то, что выглядит странным и, возможно, нестабильным, Льюис Структура.

Плюс формальный заряд на более электроотрицательный кислород и отрицательный формальный заряд менее электроотрицательного углерода предполагают нестабильность. Диаграмма молекулярных орбиталей предсказывает, что CO будет очень стабильный с порядком облигаций три.

Мы прогнозируем нестабильность молекулы окиси азота в соответствии с Подход Льюиса к сближению.

Непарный электрон и отсутствие октета электронов вокруг азота предположил бы нестабильную молекулу. NO на самом деле довольно стабильный. Молекулярный орбитальная диаграмма предсказывает это, показывая, что молекула имеет порядок связи 2.5.

Водородная связь — это притягивающее взаимодействие атома водорода. с электроотрицательным атомом, таким как азот, кислород или фтор (таким образом, название «водородная связь», которое не следует путать с ковалентной связь с водородом).Водород должен быть ковалентно связан с другим электроотрицательный атом для создания связи. Эти связи могут возникать между молекулы (межмолекулярно) или внутри разных части одной молекулы (внутримолекулярно). В водородная связь (от 5 до 30 кДж / моль) сильнее ван-дер-ваальсова взаимодействия, но слабее ковалентных или ионных связей. Этот тип связи встречается как в неорганические молекулы, такие как вода, и органические молекулы, такие как ДНК.

\ Межмолекулярная водородная связь ответственна за высокую температуру кипения воды (100 C) по сравнению с другими гидридами группы 16, которые не содержат водорода облигации.Внутримолекулярная водородная связь частично отвечает за вторичные, третичные и четвертичные структуры белков и нуклеиновых кислот. Он также играет важную роль в структуре полимеров, как синтетических, так и природных.

Металлическое соединение — это электромагнитное взаимодействие между делокализованные электроны, называемые электронами проводимости, собранные в «электронное море» и металлические ядра в металлах. Понимается как разделение «свободных» электронов между решеткой положительно заряженных ионов (катионов), иногда металлическая связь по сравнению с расплавом солей; однако этот упрощенный взгляд верен для очень небольшого количества металлов.С более квантово-механической точки зрения проводимость электроны делят свою плотность поровну по всем атомам, которые функционируют как нейтральные (безвозмездные) юридические лица. Металлическое соединение объясняет многие физические свойства металлов, таких как прочность, ковкость, пластичность, термическая и электрическая проводимость, непрозрачность и блеск.

Артикул:

1. Аткинс П.В. Физическая химия. Нью-Йорк. 1994. P.299-307.

2.Джон Б. Рассел. Общее химия. Нью-Йорк. 1992. С. 890

3. Дэвид Харви. Современная аналитическая химия // www.mhhe.com

4. Лоуренс Д. Дидона. Аналитическая химия. 1992: Нью-Йорк. 930 с.

5. http: /intranet.tdmu.edu.ua

6. http://en.wikipedia.org

Подготовлено к.м.н. Фалфушинская Галина

Электроотрицательность — Chemistry LibreTexts

Электроотрицательность — это мера тенденции атома притягивать связывающую пару электронов. Чаще всего используется шкала Полинга. Фтору (наиболее электроотрицательному элементу) присваивается значение 4,0, а значения варьируются до цезия и франция, которые являются наименее электроотрицательными при 0,7.

Что, если два атома с одинаковой электроотрицательностью связаны вместе?

Рассмотрим связь между двумя атомами, A и B. Если атомы одинаково электроотрицательны, оба имеют одинаковую тенденцию притягивать связывающую пару электронов, и поэтому она будет находиться в среднем на полпути между двумя атомами:

Чтобы получить такую ​​связь, A и B обычно должны быть одним и тем же атомом.Вы найдете такого рода связь, например, в молекулах H ₂ или Cl ₂ . Примечание: Важно понимать, что это средняя картинка. Электроны на самом деле находятся на молекулярной орбитали и все время перемещаются по этой орбитали. Такой вид связи можно рассматривать как «чистую» ковалентную связь, когда электроны равномерно распределяются между двумя атомами.

Что делать, если B немного более электроотрицателен, чем A?

B будет притягивать электронную пару больше, чем A.

Это означает, что конец B связи имеет более чем справедливую долю электронной плотности и поэтому становится немного отрицательным. В то же время конец A (довольно короткий от электронов) становится слегка положительным. На диаграмме «\ (\ delta \)» (читается как «дельта») означает «слегка», поэтому \ (\ delta + \) означает «слегка положительный».

Полярная связь — это ковалентная связь, в которой существует разделение зарядов между одним концом и другим — другими словами, в которой один конец является слегка положительным, а другой — слегка отрицательным.Примеры включают большинство ковалентных связей. Связь водород-хлор в HCl или связи водород-кислород в воде являются типичными.

Если B гораздо более электроотрицателен, чем A, то электронная пара перетаскивается прямо на конец связи B. Фактически, A потерял контроль над своим электроном, а B имеет полный контроль над обоими электронами. Ионы образовались. Тогда связь будет ионной, а не ковалентной.

«Спектр» облигаций

Смысл всего этого состоит в том, что нет четкого разделения между ковалентными и ионными связями.В чистой ковалентной связи электроны удерживаются в среднем ровно на полпути между атомами. В полярной связи электроны слегка притягиваются к одному концу. Как далеко должно пройти это затягивание, прежде чем связь будет считаться ионной? На это нет настоящего ответа. Хлорид натрия обычно считается ионным твердым телом, но даже здесь натрий не полностью потерял контроль над своим электроном. Однако из-за свойств хлорида натрия мы склонны считать его чисто ионным.С другой стороны, иодид лития можно охарактеризовать как «ионный с некоторым ковалентным характером». В этом случае пара электронов не полностью переместилась на йодный конец связи. Иодид лития, например, растворяется в органических растворителях, таких как этанол, а ионные вещества это не делают.

Сводка

• Отсутствие разницы в электроотрицательности между двумя атомами приводит к чистой неполярной ковалентной связи.
• Небольшая разница электроотрицательностей приводит к полярной ковалентной связи.
• Большая разница электроотрицательностей приводит к ионной связи.

Пример 1: Полярные связи против полярных молекул

В простой двухатомной молекуле, такой как HCl, если связь полярна, то вся молекула полярна. А как насчет более сложных молекул?

Рассмотрим CCl ₄ (левая панель на рисунке выше), который как молекула неполярен — в том смысле, что у него нет конца. (или сторона), которая немного отрицательна, а другая — немного положительна.Вся внешняя часть молекулы несколько отрицательна, но нет общего разделения зарядов сверху вниз или слева направо.

Напротив, CHCl ₃ — полярная молекула (правая панель на рисунке выше). Водород в верхней части молекулы менее электроотрицателен, чем углерод, и поэтому немного положителен. Это означает, что теперь молекула имеет слегка положительный «верх» и слегка отрицательный «низ», и поэтому в целом молекула является полярной.

Полярная молекула должна быть каким-то образом «односторонней».2} \]

В этом выражении Q представляет собой заряд, k представляет собой константу, а r — расстояние между зарядами. Когда r = 2, то r ² = 4. Когда r = 3, то r ² = 9. Когда r = 4, то r ² = 16. Из этих чисел легко видно, что, поскольку расстояние между зарядами увеличивается, сила уменьшается очень быстро. Это называется квадратичным изменением.

Результатом этого изменения является то, что электроотрицательность увеличивается снизу вверх в столбце периодической таблицы, хотя в элементах внизу столбца больше протонов.Элементы в верхней части столбца имеют большую электроотрицательность, чем элементы в нижней части данного столбца.

Общая тенденция электроотрицательности в таблице Менделеева диагональна от левого нижнего угла к правому верхнему углу. Поскольку электроотрицательность некоторых важных элементов не может быть определена этими тенденциями (они лежат не на той диагонали), мы должны запомнить следующий порядок электроотрицательности для некоторых из этих общих элементов.

F> O> Cl> N> Br> I> S> C> H> металлы

Самый электроотрицательный элемент — фтор.Если вы помните этот факт, все становится легко, потому что электроотрицательность всегда должна возрастать по отношению к фтору в Периодической таблице.

Примечание: Это упрощение игнорирует благородные газы. Исторически это связано с тем, что считалось, что они не образуют связей — и если они не образуют связи, у них не может быть значения электроотрицательности. Даже сейчас, когда мы знаем, что некоторые из них действительно образуют связи, источники данных по-прежнему не приводят для них значений электроотрицательности.

Тенденции электроотрицательности за период

Положительно заряженные протоны в ядре притягивают отрицательно заряженные электроны. По мере увеличения числа протонов в ядре электроотрицательность или притяжение будет увеличиваться. Следовательно, электроотрицательность увеличивается на с слева направо на подряд в периодической таблице. Этот эффект справедлив только для строки в периодической таблице, потому что притяжение между зарядами быстро спадает с расстоянием.Диаграмма показывает электроотрицательность от натрия к хлору (без учета аргона, поскольку он не образует связей).

Тенденции снижения электроотрицательности группы

По мере того, как вы спускаетесь по группе, электроотрицательность уменьшается. (Если оно увеличивается до фтора, оно должно уменьшаться по мере снижения.) На диаграмме показаны модели электроотрицательности в группах 1 и 7.

Объяснение закономерностей в электроотрицательности

Притяжение, которое связывающая пара электронов испытывает к определенному ядру, зависит от:

• количество протонов в ядре;
• расстояние от ядра;
• количество экранирования внутренними электронами.

Почему электроотрицательность увеличивается за период?

Рассмотрим натрий в начале периода 3 и хлор в конце (без учета благородного газа, аргона). Представьте, что хлорид натрия связан с ковалентной связью.

И натрий, и хлор имеют свои связывающие электроны на 3-м уровне. Электронная пара экранирована от обоих ядер 1s, 2s и 2p электронами, но ядро ​​хлора имеет в себе еще 6 протонов. Неудивительно, что электронная пара так увлекается к хлору, что образуются ионы.Электроотрицательность увеличивается с течением времени, потому что увеличивается количество зарядов на ядре. Это сильнее притягивает связывающую пару электронов.

Почему электроотрицательность падает при уменьшении группы?

По мере того, как вы идете на вниз на группу, электроотрицательность уменьшается на , потому что связывающая пара электронов все больше отдаляется от притяжения ядра. Рассмотрим молекулы фтороводорода и хлористого водорода:

Связующая пара защищена от ядра фтора только 1s ² электронами.В случае хлора он экранирован всеми 1s ² 2s ² 2p ⁶ электронами. В каждом случае чистое притяжение от центра фтора или хлора +7. Но фтор имеет пару связей на 2-м уровне, а не на 3-м уровне, как в хлоре. Чем ближе к ядру, тем больше притяжение.

Диагональные отношения в Периодической таблице

В начале периодов 2 и 3 Периодической таблицы есть несколько случаев, когда элемент в верхней части одной группы имеет некоторое сходство с элементом в следующей группе.На схеме ниже показаны три примера. Обратите внимание, что сходство проявляется в элементах, которые расположены по диагонали друг к другу, а не бок о бок.

Например, бор — неметалл с некоторыми свойствами, похожими на кремний. В отличие от остальной группы 2, бериллий имеет некоторые свойства, напоминающие алюминий. И литий обладает некоторыми свойствами, которые отличаются от других элементов в группе 1, и в некоторых отношениях напоминает магний. Говорят, что между этими элементами существует диагональная связь.Для этого есть несколько причин, но каждая зависит от того, как атомные свойства, такие как электроотрицательность, изменяются в Периодической таблице. Итак, мы быстро рассмотрим это в отношении электроотрицательности — что, вероятно, проще всего объяснить.

Объяснение диагональной взаимосвязи относительно электроотрицательности

Электроотрицательность увеличивается по Периодической таблице. Так, например, электроотрицательность бериллия и бора составляет:

Электроотрицательность падает по мере движения вниз по Периодической таблице.Так, например, электроотрицательности бора и алюминия:

Итак, сравнивая Be и Al, вы обнаруживаете, что значения (случайно) точно такие же. Повышение от группы 2 к группе 3 компенсируется падением по мере перехода от группы 3 к группе бора к алюминию. Нечто подобное происходит с литием (1,0) с магнием (1,2) и с бором (2,0) с кремнием (1,8). В этих случаях электроотрицательности не совсем одинаковы, но очень близки.

Сходная электроотрицательность между членами этих диагональных пар означает, что они, вероятно, образуют схожие типы связей, и это повлияет на их химию.Примеры этого вы можете встретить позже в своем курсе.

Авторы и авторство

Chemical Elements.com — Справка

Ниже приводится краткое объяснение всех пунктов информационных бюллетеней

Основная информация

Символ — Каждому элементу присвоен химический символ. Этот символ обычно происходит от его названия или его латинского названия. Например, кремний имеет химический символ «Si». Символ каждого элемента состоит из заглавной буквы, за которой следуют одна или две строчные буквы.
Атомный номер — Каждый атом имеет атомный номер.Этот атомный номер равен количеству протонов в ядре этого конкретного атома. Например, элемент кобальт (Со) имеет атомный номер 27. Этот атомный номер также является числом протонов в атоме. Следовательно, Co имеет 27 протонов.
Mass — Масса атома, выраженная в атомных единицах массы (AMU), примерно равна количеству протонов плюс количество нейтронов. Это потому, что и протоны, и нейтроны в атоме имеют относительно равную массу.Масса электрона настолько незначительна, что не представлена ​​в атомной массе. Поскольку не все атомы имеют только один изотоп ¹ , атомная масса является средним значением для всех изотопов после вычисления содержания. Например, если вы возьмете контейнер с водородом (H), 99,984% его будет H-1, 0,0156% — H-2, а 0% водорода — H-3. Поскольку H-1 имеет один протон и не имеет нейтронов, его масса равна 1. Поскольку H-2 имеет один протон и один нейтрон, его масса равна 2.Следовательно, когда вы вычисляете процентное содержание изотопов H в любом контейнере, вы обнаруживаете, что атомная масса H на самом деле равна 1,0079. Если атомная масса конкретного элемента указана в скобках, например (145) для прометия (Pm), то атомная масса отражает массу наиболее стабильного изотопа ¹ и не является средней атомной массой для всех изотопов элемент. Атомные массы, используемые в этой периодической таблице, взяты из рекомендаций IUPAC 1995 года.
Точка плавления — Точка плавления любого элемента — это температура, при которой элемент переходит из твердого состояния в жидкое или из жидкости в твердое.Хотя вода не является элементом, я буду использовать ее в этом примере. Вода замерзает, а лед тает при температуре 0 ° C (32 ° F). Следовательно, температура плавления воды составляет 0 ° C. Температура плавления указывается в градусах Цельсия, Фаренгейта и Кельвина. Точка плавления вещества также является точкой замерзания.
Точка кипения — Точка кипения любого элемента — это температура, при которой он переходит из жидкости в газ или из газа в жидкость. Вы, наверное, знаете, что вода превращается в пар, а пар превращается в воду при температуре 100 ° C (212 ° F).Температура кипения воды 100 ° C. Следовательно, точка кипения также является точкой конденсации. Температура кипения указывается в градусах Цельсия, Фаренгейта и Кельвина.
Число протонов / электронов — Число протонов / электронов в любом атоме всегда равно атомному номеру атома. Каждый атом имеет нейтральный заряд, а поскольку протон имеет положительный заряд, а электрон отрицательный, для достижения нейтрального заряда количество протонов и электронов должно быть одинаковым.Частица, которая не является нейтральной (имеет больше или меньше электронов), называется ионом.
Количество нейтронов — Количество нейтронов в атоме равно количеству протонов в атоме, вычтенном из массы атома, округленной до ближайшего целого числа. Это верно, потому что и нейтроны, и протоны имеют атомный вес приблизительно 1 AMU ² (см. Массу). Поскольку атомы часто имеют более одного изотопа ¹ , количество нейтронов, указанное в информационных бюллетенях об элементах, действительно только для наиболее распространенного изотопа любого элемента.
Например, бор (B) имеет атомную массу 10,81 и атомный номер 5. Если округлить 10,81 до ближайшего целого числа, результат будет 11. Когда вы вычтете количество протонов (равное атомному номеру) из атомная масса, результат 6. Следовательно, самый распространенный изотоп бора имеет 6 нейтронов.
Классификация — Классификация любого элемента связана с его свойствами. Каждая таблица Менделеева может использовать разные названия групп и классифицировать каждый элемент немного по-своему.В этой периодической таблице используются 9 семейств:

Кристаллическая структура — Термин «кристаллическая структура» относится к способу, которым атомы расположены внутри вещества (элемента). Это свойство объясняет, как элемент раскалывается или физически разрушается. Например, элемент с кубической кристаллической структурой, такой как алюминий (Al), разобьется на кубики. Каждая сторона куба должна иметь прямую кромку.
Плотность — Плотность элемента указывает на то, насколько плотно упакованы его атомы.Это измеряется в граммах на кубический сантиметр. Возьмем, например, магний (Mg). Его плотность при 293 градусах Кельвина (20 градусов Цельсия, 67 градусов Фаренгейта) составляет 1,738 г / см ³ . Это означает, что если у вас есть блок магния при комнатной температуре (293 Кельвина), и вы решили разрезать куб размером 1 x 1 x 1 см, масса, которую вы нарежете, составит 1,738 грамма. Чем больше плотность элемента, тем он «тяжелее».
Цвет — Цвет элемента означает физическое отражение света при нормальных условиях.Например, олово (Sn) будет иметь белый цвет при комнатной температуре. Эти свойства могут измениться, если олово нагреть до точки плавления, когда оно станет жидкостью, или если оно будет показано под светом другого цвета, кроме белого.

Другие имена — Некоторые элементы имеют более одного имени или написания. Это может быть вызвано либо местной орфографией, либо спором об именах. Например, элемент «алюминий» (Al) пишется как «алюминий» в Соединенных Штатах, но произносится как «алюминий» в большинстве других Англоязычные страны, включая Великобританию, Канаду и Австралию.
Между Американским химическим обществом (ACS) и Международным союзом теоретической и прикладной химии (IUPAC) возник спор об именах по элементам 104-109. ACS использовала имена, предложенные первооткрывателем, в то время как IUPAC решил оставить процесс присвоения имен группе из 20 членов. Пока этот спор об именах не будет разрешен, в этой периодической таблице будут использоваться систематические латинские имена, автоматически присваиваемые вновь обнаруженным элементам.
Более подробная информация о наименовании тяжелых элементов имеется.

Атомная структура

Количество уровней энергии — Количество уровней энергии указывает на то, сколько «электронных оболочек» или мест, где электроны могут быть в элементе. Элемент с 4 оболочками, такой как цинк (Zn), имеет 4 различных области, где, вероятно, может быть обнаружен электрон.
Расположение электронов — Расположение электронов в атоме относится к количеству электронов на каждом уровне энергии. Например, углерод (C) имеет 6 электронов. Его атомное расположение показывает, что шесть электронов разделены на две оболочки с 2 и 4 электронами соответственно.
Электронная конфигурация — Электронное устройство, описанное выше, может быть дополнительно описано для включения информации об орбиталях, оболочках и многом другом. Это объяснение выходит за рамки этого документа, но если вы уже знаете, что означают эти числа, они предоставляются здесь для вас.
Bohr Models — В этой периодической таблице модели Бора теперь доступны для всех 112 известных элементов. Эти модели призваны дать некоторое представление о том, как электроны распределяются по энергетическим уровням.Однако сейчас большинство ученых считает модель Бора неточной. Это связано с тем, что модели Бора показывают, что электроны движутся по определенным путям или орбиталям, теория, которая теперь была заменена теорией, которая утверждает, что электрон имеет большую вероятность находиться в определенной области (или «энергетическом уровне») атома.

Полужизни

Период полураспада — Период полураспада определяется как среднее время, за которое половина атомов радиоактивного элемента распадается на дочерние элементы.Например, углерод-14 (изотоп углерода, используемый для датировки окаменелостей) имеет период полураспада 5730 лет. Это означает, что если вы возьмете контейнер с углеродом-14 и оставите его без изменений на 5730 лет, около 50% углерода останется как углерод-14, а остальные 50% распадутся до дочернего элемента углерода-14 (азота). . Если вы подождете еще 5730 лет, около 25% контейнера будет состоять из исходного углерода, а остальные 75% — из атомов азота. Некоторые элементы, особенно более тяжелые, имеют период полураспада всего в несколько миллисекунд.Например, у унунбия-277 (Uub) период полураспада составляет всего 280 миллисекунд. Это означает, что за одну секунду существования унунбия 94% его радиоактивно распадется на дочерний элемент.

Факты

Дата открытия — Дата открытия любого элемента относится к году, когда он был впервые выделен и идентифицирован как элемент. Некоторые элементы были обнаружены ранними цивилизациями и имеют неизвестную дату открытия.
Открыватель (и) — Открыватель элемента определяется как первый человек, который идентифицировал элемент.В последние годы группы ученых работали над идентификацией новых элементов, что позволило использовать более одного названия в этой области.
Происхождение имени — Источником имени элемента является язык / объект / свойство / лицо, которое дает элементу его имя. Некоторым элементам присвоены имена известных ученых, важных мифологических персонажей или мест. Названия других элементов взяты из иностранных языков, например латыни. Наиболее недавно обнаруженные элементы имеют временное систематическое название, присвоенное IUPAC ³ .
Происхождение символа — Когда химический символ элемента не соответствует его названию, его происхождение символа указано в этой периодической таблице. Например, элемент свинец имеет химический символ «Pb». Происхождение символа происходит от латинского слова «plumbum», что означает «свинец».
Использует — В этом поле записано наиболее частое использование каждого элемента, как элемента или соединения, содержащего элемент.
Получено из — в этом разделе также описан способ получения элемента.Некоторые элементы получают из минералов, другие получают с помощью таких методов, как электролиз минерала, а другие являются искусственными.

Формат MLA для цитирования этой страницы

Цитирование этой страницы — На каждой странице я предоставил текущий формат Ассоциации современного языка (MLA) для цитирования моих веб-страниц в отчетах и ​​других работах. Я не требую, чтобы вы использовали какой-либо конкретный формат для цитирования этих страниц, но стиль MLA является наиболее распространенным, используемым в школе K-12 и некоторых колледжах.Чтобы процитировать эту страницу, например, вы должны использовать:

Бентор, Йинон. Chemical Elements.com — Справка . .

1: Изотоп — это атом любого элемента с тем же числом протонов и электронов, что и все другие атомы этого конкретного элемента, но с другой атомной массой (и числом нейтронов).
2: АМУ — единицы атомной массы
3: IUPAC — Международный союз теоретической и прикладной химии

Эта страница была создана Йинон Бентор.
Использование этого веб-сайта ограничено лицензией этого сайта. соглашение.
Авторские права © 1996-2012 Йинон Бентор.Все права защищены.