Лекции по химии. Лекция 1. Литература Карпин. Курс химии. Общая химия. Соколовская, изд. Мгу 1989г

• Название: Лекция 1. Литература Карпин. Курс химии. Общая химия. Соколовская, изд. Мгу 1989г
• Анкор: Лекции по химии.doc
• Дата: 22.04.2017
• Размер: 10.13 Mb.
• Имя файла: Лекции по химии.doc
• Тип: Лекция; #5409
• Категория: Химия
• страница: 2 из 8

Валентность как правило определяется S и P электронами (…..)

Схема заполнения уровней и подуровней по Клечковскому.

1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁶ 4S² 3d¹⁰ 4p⁶ – 5S² – 4d¹⁰ - 5p⁶ –6S² – 5d¹ – 4f⁴ - 5d^2-10 – 6p⁶ – 7s² - 6d¹ –5f¹⁴ - 6d^2-10 – 7p⁶
Лантонойды и октенойды.
Химическая связь и строение малекул.

Химический процесс – процесс разрыва одних и образования других связей.

Характеристикой свойств хим. Связи определяется химическое взоимодействие, т.е. форму движения малекул.

Энергия молекул складывается из: движения электронов в поле ядер, колебания ядер около полжения равновесия, вращение молекул вокруг центра масс.



Основной вклад вносит движение электронов в поле ядер.

Теория хим. Связи строется на решении квантовой задачи движение электронов в поле ядер.

Несколько методов решения.

Решение : различная притяженность для разных вычислений.

М
основные
етод валентных связей.

Молекулярных орбиталей
МВС (1) Пологается что каждая молекула состоит из атомов и для обьяснения электоронного строения применены атомные орбитали состав. ее атома.

ММО(2) Рассматривается молекула как единое целое.

Эфективн.ММО
Метод валентных связей.

1. 
   Химическая связь образуется парой электронов с противополжным спинами, которые локализованы между двумя атомами.
   
2. 
   Число связей, образованным данным атомом равно числу неспаренных частиц (ЭЛ-В) в основном и неспаренном состоянии.
   

3. 
   Аддитивность ( ) энергии связи и других св-в является средством локализации пры электронов.
   
4. 
   св-во молекул опр. св-ва связи.
   
5. 
   Направленность валентности определяется ортогональностью орбиталей (расположенностью).
   
6. 
   Валентно насыщеные молекулы могут образовывать соединения за счет донорного акценторного взоимодействия (наличее валент. Атомн. Орбитали и неподеленной пары электронов).
   

Направленность спинов:




Энергия связи.

Под ней понимается та энергия, которая выделяется в результате взоимодействия данных атомов , участвующих в реакции.

Если соединение двух атомно;



m₀-атомарная энергия обр. (тепловой эффект ), есть енергия связи



Пример:
Метод молекулярных орбиталей:

Характеристики:

1. 
   Молекула рассматривается как целое, а не как совокупность сохраняющих индивидуальность атомов (индивидуальные характеристики).
   
   2. 
      Каждый электрон принадлежит целой молекуле и движется в поле ядер.
      
2. 
   Состояние электрона в молекуле описывается молекулярной орбиталью, которая характерна набором квантовых чисел
   

2.1 Молекулярная орбиталь многоцентр –я.

3.Каждой молекулярной орбитали соответствует своя энергия, которая потенциалу ионизации данной орбитали.

Совокупность молекулярных орбиталей молекулы называют её эл конфигураций, в основе которой лежат два принципа:

1. 
   Принцип наименьшей энергии.(электроны занимают орбиты с наименьшей энергией).
   
2. 
   Принцип Паули.(на однлй молекулярной орбитале не может быть больше двух электр с антипаоралельными спинами).
   

Движение электр в молекуле рассматривается как взаимодействие.

Электронная энергия молекал есть сумма энергий орбиталей за вычетом суммы энергий межэлектронного отталкивания + сумма энергий отталкивания между ядрами.


Направленность ковалентных связей.

Виды ковалентных связей:

1. 
   Ионная
   
2. 
   Ковалентная
   
3. 
   Металлическая
   
4. 
   Водородная связь обусловлена силой Вандервальса, при взаимодействии атомы, которые вступают в связь, сильно отличны по электроотрицательности.
   

K и F

Na и Cl [Na⁺] + [Cl^-] Na⁺Cl^-

Na – e Na⁺

Cl + e Cl^-

Взаимодействие осуществляется за счёт сил электростатического взаимодействия. За счёт перераспределения электроны образуют те или иные связи.

(2) Связь возникает между атомами, незначительно различными по энергии электроотрицательности. Практически отсутствует обмен Е, возникают общие электронные пары.



Каждая пара находится на своей орбитали. Разновидностями является и связь.

Ковалентная полярная связь: ковалентные связи в случае их полярности имеют определённые направленности и определённую форму молекулы.

Пример: 1. неполярная ковалентная связь

2. - молекула воды 2Р – электрона и 2 S – элемента



Этот L определяет отчасти сложные свойства воды

3.

Гибридизация электронных облаков

4. (Образуется линейная структура)