Головна з них полягає в невизначеності верхньої межі періодичної системи. Припустимо, що верхня межа визначається межею синтезу елементів. В даний час він доведений до Z = 118.
В середині 60-х рр. вченими США і СРСР була висунута гіпотеза про існування в області великих значень Z так званих острівців відносної стабільності нуклідів. Відповідно до неї гіпотетичні нукліди, що відповідають "магічним" значенням Z = 110, 114, 126 і 164 або N = 184 (N = число нейтронів), повинні бути досить довгоживучими (відносно стабільними) по відношенню до спонтанного поділу.
1. зіграла і продовжує грати величезну роль у розвитку багатьох природничо-наукових дисциплін,
2. стала важливою ланкою в еволюції атомно-молекулярного вчення, сприяла формулюванні сучасного поняття "хімічний елемент" та уточнення уявлень про простих речовинах і з'єднаннях,
3. вирішила проблеми прогнозування в хімії, що проявилося як в прогнозі існування невідомих елементів і їх властивостей, так і нових особливостей хімічної поведінки вже відкритих елементів,
4. періодична система - найважливіша основа неорганічної хімії; вона служить завданням синтезу речовин із заздалегідь заданими властивостями, створення нових матеріалів (напівпровідникових), підбору каталізаторів.
Лише деякі елементи (благородні гази) знаходяться в звичайних умовах в стані одноатомного газу. Атоми інших - входять до складу молекул або кристалічних решіток. Причина - «хімічний зв'язок».
Хімічна зв'язок - це сили, які утримують атоми в молекулі. При утворенні хімічного зв'язку енергія молекули менше енергії атомів, з яких складається молекула. Надлишкова енергія виділяється у вигляді теплоти. Природа хімічного зв'язку єдина - це взаємодія між зарядженими частинками (ядрами і електронами). Залежно від способу реалізації розрізняють наступні типи зв'язку: ковалентний, іонна, металева, воднева.
Теорія хімічної будови. Хімічна зв'язок утворюється за рахунок усуспільнення пари електронів з різним спіном (сучасна теорія ковалентного зв'язку).
При взаємодії двох атомів один атом віддає, інший приймає електрон - основа сучасної теорії іонного зв'язку.
Правило октету: в результаті утворення хімічного зв'язку атоми можуть купувати таку ж електронну конфігурацію, як у благородних газів, які мають на зовнішньому шарі 8 електронів.
Кількісні характеристики хімічного зв'язку. Чим більше енергія зв'язку, тим стійкіше молекула. Енергія зв'язку (Есвязі) - міра міцності зв'язку.
Довжина зв'язку - відстань між ядрами в з'єднанні, залежить від розмірів електронних оболонок і ступеня їх перекриття.
Хімічна зв'язок характеризується кутом між лініями, що з'єднують ядра атомів.
Іонна зв'язок. Електростатичне взаємодія негативно і позитивно заряджених іонів в хімічній сполуці виникає в разі великої різниці в електронегативності (ЕО) атомів. Так як дія електричного поля навколо зарядженої частинки має сферичний характер, то для іонної зв'язку не характерно спрямованість і насиченість.
Речовини з іонним зв'язком в звичайних умовах є твердими, з великою температурою плавлення і кипіння. Їх розчини і розплави проводять електричний струм.
Так як енергія іонізації більше енергії спорідненості до електрону, то не відбувається повного переходу електрона від одного атома до іншого, отже, немає чисто іонного зв'язку. Можна говорити тільки про більшою чи меншою мірою ионности. Передбачається, що іонна зв'язок утворюється при # 916; ЕО> 1,7.
Ковалентний зв'язок. Хімічна зв'язок, утворена шляхом усуспільнення пари електронів двома атомами, називається ковалентним. При оптимальній відстані між ядрами система має мінімальну енергію - Есвязі.
Особливості ковалентного зв'язку: спрямованість і насичуваність. Спрямованість обумовлена просторовою орієнтацією атомних орбіталей. Ковалентний зв'язок спрямована в бік максимального перекривання АО. Кількісно спрямованість характеризується валентним кутом між лініями, що з'єднують ядра атомів. Насичуваність викликана обмеженою кількістю електронів на зовнішній оболонці, які можуть брати участь в утворенні зв'язку. Полярність. якщо усуспільнені атоми розподілені рівномірно між атомами - неполярний зв'язок (Н-Н, О = О). Полярна: один з атомів сильніше притягує електрони, і електронна щільність зміщується в його сторону; критерієм здатності притягувати електрон є ЕО. Таким чином, різниця ЕО характеризує полярність зв'язку (ковалентно-полярна # 8710; ЕО> 0,7).
Існує два наближених метод розрахунку розподілу електронної щільності в молекулі: метод валентних зв'язків (ВС) і метод молекулярних орбіталей (МО).
Метод валентних зв'язків (1927 р Тейтлер і Лондон) передбачає:
1) атоми в молекулі зберігають свою індивідуальність;
2) електронна пара «заселяє» орбиталь то одного, то іншого атома;
3) хімічний зв'язок між атомами виникає як результат перекривання АО;
4) атоми, що вступають в зв'язок, обмінюються електронами, які утворюють зв'язують пари;
5) відповідно до принципу Паулі, хімічний зв'язок утворюється при взаємодії електронів з антипаралельними спинами;
6) характер хімічного зв'язку визначається типом перекривання АО.
Обмінний механізм утворення хімічного зв'язку методу ВС. Валентність - здатність атома приєднувати або заміщувати певне число інших атомів з утворенням хімічного зв'язку. Кількісна міра в обмінному механізмі ВС - число неспарених електронів в основному або збудженому стані. Кожен атом надає по одному електрону в спільне користування.
Донорно-акцепторні механізм. Обмінний механізм не може пояснити утворення деяких хімічних сполук. Загальна пара утворилася за рахунок пари електронів одного атома (донора) і вільної орбіталі іншого (акцептора).
Таким чином, сумарна валентність дорівнює сумі числа неспарених електронів і числа зв'язків здатних утворюватися за донорно-акцеп-Торна механізму.
Метод МО. Електрони в молекулі розподілені на МО, які мають певну енергію і форму. МО охоплює всю молекулу в цілому. Атоми незберігають індивідуальність. Молекули - єдина система.
У методі МО використовується лінійна комбінація атомних орбіталей (ЛКАО), при цьому дотримується ряд правил:
1. Число МО дорівнює числу АТ, з яких вони комбінуються.
2. Енергія одних МО вище, інших - нижче вихідних АТ.
3. Електрони заповнюють МО в порядку зростання енергії, при цьому дотримуються правило Паулі і правило Гунда.
4. Найбільш ефективно комбінуються АТ з порівнянною енергією і симетрією.
5. Міцність зв'язку пропорційна ступеню перекривання АО.
Метод МО пояснює можливість утворення хімічного зв'язку не тільки парою, але і одним електроном.
При утворенні хімічного зв'язку можливо кілька випадків перекриття електронних орбіталей.
# 963;-зв'язок утворена перекриванням АТ по лінії що з'єднує ядра взаємодіючих атомів:
π-зв'язок утворена перекриванням АТ по обидві сторони лінії, що з'єднує ядра атомів:
# 948;-зв'язок утворена перекриванням орбіталей в чотирьох точках.
Співвідношення енергій і довжини зв'язків наступне: Еπ зв'язку <Еσсвязи ; Гібридизація АТ - вирівнювання різних АТ по енергії і за зовнішнім виглядом. Вуглець при отриманні енергії ззовні утворює чотири цього не спарених електрона шляхом переходу одного електрона з 2s підрівні на 2р: При утворенні метану відбувається змішування цих чотирьох АТ з утворенням рівноцінних орбіталей по енергії і зовнішнім виглядом: В даному випадку має місце sp 3-гібридизація. Можливі sp 2. sp і інші більш складні види гібридизації АТ. Просторова структура молекул. АТ розташовуються в просторі таким чином, щоб енергія відштовхування між електронами, що знаходяться на АТ, була найменша. Просторова структура молекул визначається числом електронів беруть участь в утворенні хімічного зв'язку, і її спрямованістю. 1. Двуцентровие системи лінійні. 2. Якщо на зовнішній оболонці атома є 2 неспарених електрона (р-елементи VI групи - O, S, Te), то при їх перекривання з АТ іншого атома утворюється кутова система, в якій кут між лініями, що з'єднують ядра трьох атомів, дорівнює 90 °. Через відштовхування електронів кут трохи більше 90 °, і для води він дорівнює 105 °. 3. Гібридизація АТ визначає просторову конфігурацію: Полярність молекул характеризується значенням дипольного моменту, рівного твору заряду на відстань між зарядами. Металева зв'язок. Елементи-метали утворюють прості речовини-метали за рахунок зв'язку, називаним металевим. В атомах металів мале число валентних електронів, слабо пов'язаних з ядром, поєднується з наявністю вакантних, близьких по енергії орбіталей в зовнішньому шарі. Ця особливість визначає можливість вільного переміщення електронів з однієї орбіталі на іншу, за рахунок якого здійснюється зв'язок між всіма атомами кристала металу. Металевий зв'язок можна розглядати як гранично делокалізованних ковалентну, коли електрони, які здійснюють зв'язок, усуспільнено безліччю ядер ( «електронний газ»). Зв'язок позитивних іонів, розташованих у вузлах кристалічної решітки і обобществленних електронів, називається металевої. Цією зв'язком пояснюються фізичні властивості металів: блискучий вигляд, пластичність, теплопровідність, електропровідність. Міжмолекулярної взаємодії. У 1873 р голландець Ван-дер-Ваальса припустив, що існують сили, що зумовлюють тяжіння між молекулами. Вони отримали назву Ван-дер-ваальсово сили і включають 3 складові: · Диполь-дипольна взаємодія (так зване ориентационное взаємодія); · Індукційне взаємодія; під дією дипольного моменту однієї молекули виникає наведений дипольний момент у інший; · Дисперсійне взаємодія (виникають миттєві диполі, тобто електрони сусідніх молекул рухаються узгоджено). Енергія Ван-дер-ваальсово взаємодії обернено пропорційна відстані між центрами в шостого ступеня і, отже, на порядок нижче енергії хімічного зв'язку. Сили Ван-дер-ваальсово взаємодії збільшуються зі зростанням числа електронів в молекулі, тобто зі збільшенням молекулярної маси. Наявність цих сил обумовлює можливість утворення рідкого стану у газів (в тому числі у благородних газів) і відхилення реальних газів від рівняння Менделєєва-Клайперона. Рівняння Менделєєва-Клайперона pV = # 957; R T застосуємо тільки до ідеальних газів, тобто до газам для яких можна застосовувати такі припущення: · Молекула газу не має розміру; · Між молекулами відсутня взаємодія. У реальних газах ці умови не здійсненні і для їх опису використовується рівняння Ван-дер-Ваальса (для одного благаючи газу): де pвн - внутрішній тиск (враховує взаємне притягання молекул), b - коефіцієнт що враховує власний розмір молекул. Воднева зв'язок обумовлена специфікою будови атома водню (мається тільки один електрон) .Водородная зв'язок - взаємодія, що виникає між атомом Н, пов'язаних з атомом елемента з високою електронегативність (F, O, N, Cl) в складі однієї групи, і електронегативний атомом, що входять до складу іншої групи. Якщо обидві ці групи входять до складу однієї молекули, то водневий зв'язок називають внутрімолекулярної (а), якщо різних, томежмолекулярной (б, в). Розглядати водневу зв'язок тільки як «слабку» іонну зв'язок за рахунок електростатичного притягання атома водню, що має заряд + d, і атома електронегативного елемента іншої групи, що має заряд -d, не можна, тому що воднева зв'язок має ознаки ковалентного зв'язку - спрямованість і насичуваність. Ковалентний характер водневого зв'язку узгоджується з наявністю донорно-акцепторної взаємодії між атомом водню (акцептор) і електронегативний атомом (донор електронної пари), якому сприяє існуючий поділ зарядів. Таким чином, водневий зв'язок слід розглядати як суперпозицію електростатичного і донорно-акцепторної взаємодії. Навіть в парах води є димери. Енергія водневого зв'язку має проміжні значення між енергією ковалентного зв'язку і енергією Ван-дер-ваальсово взаємодії. Наявність водневого зв'язку призводить до збільшення в'язкості і температури кипіння, пояснює аномально високу щільність і теплоємність, відбивається на розчинності речовини. Основні поняття і велічіни.Хіміческая термодинаміка - наука, що вивчає переходи енергії з однієї форми в іншу при хімічних реакціях і встановлює напрям і межі їх самовільного протікання при заданих умовах. Об'єктом вивчення в термодинаміки є система - сукупність знаходяться у взаємодії речовин, подумки (або фактично) відособлена від навколишнього середовища. Система може обмінюватися з зовнішнім середовищем речовиною та енергією (в формі теплоти q і роботи А) - відкрита система. Якщо цього обміну немає, то систему називають ізольованою .Якщо система обмінюється тільки енергією, а речовиною немає, то така система називається закритою. За кількістю фаз розрізняють гомогенні і гетерогенні системи. Гомогенні системи складаються з однієї фази; гетерогенні - з двох або кількох фаз. Фаза - це частина системи, однорідна у всіх точках за складом і властивостями і відокремлена від інших частин системи поверхнею розділу. Стан системи визначає температура, тиск, щільність, концентрація і т.п. (Параметри системи). Зміна величини хоча б тільки одного термодинамічної параметра призводить до зміни стану системи в цілому. Хімічна термодинаміка вивчає систему в двох рівноважних станах (кінцевому і початковому) і на цій підставі визначає можливість (або неможливість) самовільного перебігу процесу при заданих умовах в зазначеному напрямку, характеризує енергетичні зміни, що відбуваються в результаті переходу, встановлює значення температури, тиску, концентрацій речовин в системі, при яких досягається максимальний вихід процесу. Залежно від умов переходу системи з одного стану в інший в термодинаміки розрізняють ізотермічні (Т = const), изобарического Хімічна термодинаміка базується на трьох законах, або засадах, термодинаміки. Теплота і робота є наслідок обміну рухом мікрочастинок системи і зовнішнього середовища. Перший закон (або початок) термодинаміки це закон збереження енергії: де # 916; Q - кількість підведеної до системи теплоти; # 916; U - зміна внутрішньої енергії системи внаслідок підведення теплоти; # 916; A - робота, здійснена системою в результаті підведеної теплоти. Дана робота як правило є сума двох робіт: роботи проти зовнішнього тиску p # 916; V (р - тиск; # 916; V - зміна обсягу) та інших форм роботи # 916; А *. Перший закон термодинаміки може бути сформульовано таким чином: термодинамічна система може здійснювати роботу тільки за рахунок своєї внутрішньої енергії або будь-якого зовнішнього джерела енергії. Перший початок термодинаміки часто формулюють як неможливість існування вічного двигуна першого роду, який здійснював би роботу, не черпаючи енергію з деякого джерела. Дане початок може бути застосовано як для систем, що складаються з окремих частинок-молекул, так і для систем, що складаються з їх величезного числа. Внутрішня енергія системи є сума енергій руху частинок, що складають систему, енергії хімічного зв'язку і енергії атомів. Внутрішня енергія системи є функція стану термодинамічної системи. тобто її зміна не залежить від шляху переходу з одного стану в інший, а залежить тільки від початкового і кінцевого стану.
Едвойной зв'язку> Еодінарной зв'язку; lдвойной
sp - лінійна, sp 2 - кут приблизно дорівнює 120 ° (трикутна - молекула плоска), sp 3 - гібридизація (молекула має об'ємне будова).
Лекція 4. Елементи хімічної термодинаміки
(Р = const), изохорический (V - const) і адіабатичні (в умовах відсутності обміну теплотою між системою і навколишнім середовищем q = 0) процеси.Схожі статті