Что такое обобществление в химии

Химическая связь — это взаимодействие, в результате которого отдельные атомы объединяются в более устойчивые сложные системы (молекулы, кристаллы, ионы и др.).

Химическая связь имеет электростатическую природу.

При образовании химической связи полная энергия системы ядер и электронов понижается.

Выделяют три основных типа химической связи: ковалентная, ионная и металлическая, отличающиеся характером распределения электронной плотности между взаимодействующими атомами.

Существует два механизма образования ковалентной связи — обменный и донорно-акцепторный.

Вопросы, задания, задачи

1. Определите тип химической связи, представленный электронными схемами:

а)		в)
б)		г)

2. Составьте электронные формулы молекул водорода, хлора, хлороводорода, воды, аммиака и укажите число связывающих и неподелённых электронных пар в каждой из них.

3. Укажите тип химической связи между атомами в следующих соединениях:

4. Сравните электронные схемы и электронные конфигурации:

5. Назовите механизм образования связи между атомами, имеющими следующие электронно-графические схемы внешних электронных оболочек:

6. Согласно приведённой схеме объясните механизм образования ковалентной связи в ионе гидроксония при взаимодействии молекулы воды и иона водорода:

8. Укажите соединения, имеющие как ковалентную, так и ионную связь: НСООН, CH₃COONa, MgF₂, MgSO₄, NH₄NO₃, HNO₃, KNO₃, CaSO₄, NH₃.

9. Рассчитайте число электронов, участвующих в образовании ковалентных связей в ионах аммония количеством 3 моль.

10. При образовании метана из атомов углерода и водорода выделяется 1662 кДж/моль энергии. Вычислите среднюю энергию связи С—Н ( кДж/моль ).

1. Верными являются утверждения:

2. За счёт общих электронных пар образуются связи:

3. Ионная связь существует в веществах:

4. Азот выступил донором электронной пары в соединениях:

5. Электронную конфигурацию, сходную с конфигурацией атома аргона, имеют ионы:

Источник

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Ковалентная связь возникает при обобществлении электронов двумя соседними атомами. [16]

Принимается, что при дисперсионных взаимодействиях обобществления электронов не происходит, и химическая связь не образуется. Одну из двух граничных моделей адсорбции, предполагающую, что при удержании молекул газа на поверхности адсорбента не происходит электронного обмена и образования химической связи, называют физической адсорбцией или зачастую просто адсорбцией. [22]

Уменьшение потенциальной энергии, происходящее при обобществлении электронов в гомоядерных двухатомных молекулах, сильно зависит от положения атомов в периодической системе. На рис. 7.2 приведены известные в настоящее время энергии связей ( ккал) для 32 молекул. Они изменяются от очень слабых взаимодействий в Hg2, Cd2 и Zn2 до связи в молекуле азота с энергией 225 ккал. Как и следовало ожидать, наблюдаются определенные закономерности при переходе по вертикали. Всего за двумя исключениями, при переходе сверху вниз по группам периодической системы прочность ковалентных связей уменьшается. [27]

Следовательно, при образовании металлической связи происходит обобществление электронов не между двумя атомами, а в объеме всего кристалла. Таким образом, кристалл металла состоит из положительно заряженных ионов, которые удерживаются вместе общим электронным облаком. [28]

При больших расстояниях между молекулами, когда обобществление электронов еще не происходит, движение электронов в молекулах все-таки до известной степени взаимосвязано. Электроны молекулы с как бы отталкиваются от электронов молекулы d или избегают их. Эта корреляция движений электронов является еще одной причиной возникновения межмолекулярных взаимодействий. Лондон назвал дисперсионными силами. В настоящее время распространен термин лондоновские силы. [30]

Источник

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Обобществленный электрон

Обобществленные электроны движутся в силовом поле атомов, образующих кристаллическую решетку, и при этом они взаимодействуют друг с другом. [1]

Обобществленные электроны способны свободно переходить от одного атома к другому. Точнее, связь некоторых электронов, притягиваемых положительно заряженным ядром атома, ослабевает и электроны как бы гуляют среди атомов, не нарушая химических свойств металла, ибо число их у каждого атома не меняется. Свободно передвигающиеся электроны и сообщают металлу способность пропускать электрический ток. [2]

Обобществленные электроны чаще всего находятся в области перекрытия, поскольку там на них действуют силы притяжения обоих ядер, что приводит к уменьшению энергии электронов. Следовательно, в области перекрытия электронных оболочек возрастает плотность отрицательного заряда, способствующего сближению ядер взаимодействующих атомов, в результате чего молекула становится устойчивой. [4]

Движение обобществленных электронов при отсутствии внешних электрических сил носит беспорядочный характер, чем оно сходно с тепловым движением. [7]

Специфика обобществленных электронов хорошо проявляется, если рассмотреть энергетическую зону, полностью заполненную такими электронами. Они вполне свободно перемещаются по кристаллу и, однако, не могут в данном случае участвовать в направленном переносе заряда под действием внешнего электрического поля. Они не могут обеспечивать электропроводность кристалла. Однако в полностью заполненной зоне все энергетические состояния заняты, и поэтому изменения энергии тех или иных электронов оказываются невозможными. Когда говорят о переходах обобществленных электронов, то имеют в виду переходы не е пространстве, а по шкале энергий. Электроны отнюдь не заперты в каких-то участках пространства, они участвуют в движениях, охватывающих весь кристалл. Но зато они могут быть заперты в пространстве энергий. И именно поэтому такие электроны не могут участвовать в направленном переносе заряда. [8]

Вследствие локализации обобществленных электронов в пространстве между ковалентно связанными атомами часто образуются ориентированные связи с явно выраженным направленным характером. [9]

Однако роль внешних и внутренних обобществленных электронов в химической связи разная. [10]

Для того чтобы обобществленные электроны оставались на внешних электронных оболочках атомов, эти атомы должны оставаться в контакте друг с другом. Чтобы оторвать один такой атом от другого, необходима значительная энергия. [11]

В ковалентной связи обобществленные электроны обычно заполняют внешнюю валентную оболочку каждого атома. В алмазе, например, каждый атом углерода тетраэдрически окружен четырьмя ближайшими соседними атомами. Четыре валентных электрона каждого атома углерода с конфигурацией 2s22p2 обобществлены с электронами четырех ближайших атомов углерода, по одному электрону от каждого атома на одну связь. Такое обобществление приводит к заполнению валентной оболочки каждого атома, так как в образовании связи участвуют все восемь электронов. [12]

Индол содержит 10 обобществленных электронов ( 4 / г 2, п 2) и обладает, согласно правилу Хюккеля, ароматическими свойствами. [14]

Источник

Правило октетов

Правило октета (октетная теория) — предложено Г.Н. Льюисом для объяснения причин образования ковалентных химических связей. Согласно этому правилу при образовании молекул атомы удовлетворяют свою потребность в достижении 8 электронной валентной оболочки, подобной электронной конфигурации благородных газов за счет попарного обобществления своих валентных электронов. По своей важности это фундаментальное открытие Льюиса стоит в одном ряду с такими открытиями, как Периодический закон элементов и теория строения органических соединений. Широко распространенное мнение, что правило октета выполняется лишь в ограниченном числе случаев также ошибочно, как и утверждение того, что Периодический закон элементов не имеет всеобщего характера. Все примеры «невыполнения» правила октетов можно подразделить на следующие три группы:

2. Молекула образуется за счет трехцентровых связей, например KI₃. В этой молекуле анион иода связан с молекулой иода трехцентровой четырехэлектронной связью. Молекула B₂H₆ построена за счет образования трехцентровых двухэлектронных связей Н-В-Н.

3. В образовании химических связей принимают участие d-орбитали. В этом случае правило октетов (в пределе, т.е. в случае участия всех пяти d-орбиталей) преобразуется в правило 18-электронов. Поскольку в целом ряде случаев участие d-орбиталей в образовании химических связей у некоторых элементов остается спорным вопросом, возникает иллюзия невыполнения правила октетов. Классическими примерами выполнения правила 18-электронов являются молекулы Fe(CO)₅, Ni(CO)₄, Co₂(C)₈, Fe(C₅H₅)₂ (ферроцен).

История

В конце XIX века стало известно, что координационные структуры формируются атомами или молекулами таким образом, чтобы максимально удовлетворить валентность задействованных атомов. В 1893 Альфред Вернер показал, что число атомов или их групп, ассоциированных с центральным, часто равно 4 или 6, реже 8. В 1904 году Ричард Абегг сформулировал правило (известное как правило Абегга), утверждавшее, что максимальная разница между положительной и отрицательной валентностью элемента часто равна 8. Используя его Гилберт Ньютон Льюис в 1916 году записал правило октета для своей теории кубического атома.

Обзор

Валентная оболочка элемента полна и наиболее устойчива, если содержит 8 электронов (что является причиной низкой химической активности благородных газов).

Источник

Обобществление электронов в кристалле

Для того чтобы понять особенности явлений, имеющих место в твердых телах, рассмотрим следующий идеализированный пример. Возьмем атом натрия.

Расположим N атомов натрия на больших расстояниях друг от друга в трехмерном пространстве так, чтобы они образовали в значительно увеличенном виде кристаллическую решетку натрия. Так как расстояния между атомами r значительно больше параметра решетки а( а= 4.3A; r>>а), то взаимодействием между атомами можно пренебречь.

Изолированные атомы отделены друг от друга потенциальными барьерами шириной r. Высота барьера для электронов, находящихся на разных уровнях различна. Она равна расстоянию от этих уровней до нулевого уровня 00. Потенциальный барьер препятствует свободному переходу электронов от одного атома к другому.

Рис. Ррасположение атомов натрия в линейной цепочке. d-параметр решетки.

Качественная картина распределения плотности вероятности обнаружения электронов на данном расстоянии от ядра показывает, что максимумы этих кривых примерно соответствуют положению боровских орбит для эти электронов.

Теперь начнем сближать атомы натрия таким образом, чтобы в конце однородного сжатия они находились бы на расстояниях, равных параметру решетки. По мере сближения атомов взаимодействие между ними возрастало и достигло максимальной величины при образовании кристалла. При образовании кристалла потенциальные кривые, отделяющие соседние атомы, частично перекрываются и дают результирующую потенциальную кривую (1б2), проходящую ниже нулевого уровня 00. При сближении атомов уменьшается не только ширина барьера, но и его высота. При этом оказывается, что высота барьера между атомами в кристалле оказывается даже ниже первоначального положения уровня валентных электронов 3s. Таким образом, валентные электроны получают возможность практически беспрепятственно переходить от одного атома к другому.

Об этом свидетельствует и характер волновых функций этих электронов: они перекрываются настолько сильно, что дают электронное облако практически равномерной плотности, чему соответствует состояние полного обобществления валентных электронов, при котором вероятность обнаружения их в любом месте решетки совершенно одинакова.

Электронные облака внутренних оболочек атома не перекрываются вследствие чего состояние внутренних электронов в кристалле остаётся фактически таким же, как и в изолированных атомах.

Коллективизация валентных электронов является прямым следствием физической эквивалентности всех ионов решётки и поэтому каждый электрон принадлежит одновременно всем ионам решётки с равной вероятностью может быть обнаружен вблизи любого из них. Такие электроны образуют в кристалле электронный газ.

Вопрос 32. Основное уравнение теплопередачи.

Кинетическое уравнение, которое выражает связь между тепловым потоком Q и поверхностью F теплопередачи, называемое Основным Уравнением теплопередачи:

где К — кинетический коэффициент (коэффициент теплопередачи), характеризующий скорость переноса теплоты; ΔtСр — средняя движущая сила или средняя разность температур между теплоносителями (средний температурный напор), по поверхности теплопередачи; τ- время.

Тепловой поток Q Обычно определяют из теплового баланса, При этом в общем случае (без учета потери теплоты в окружающую среду)

Если теплоносители не меняют своего агрегатного состояния в процессе теплопередачи (процессы нагревания и охлаждения), то:

где C₁ и С₂ — теплоемкости горячего и холодного теплоносителя (при средней температуре теплоносителя).

Основное уравнение теплопередачи обычно используют для определения поверхности теплопередачи:

F = Q / ( K ср ). (11.5)

Движущая сила процесса ср представляет собой среднюю разность температур между температурами теплоносителей. Коэффициент теплопередачи К характеризует скорость процесса теплопередачи с участием всех трех видов переноса теплоты. Физический смысл коэффициента теплопередачи вытекает из уравнения (11.2); его размерность:

При выражении Q в ккал/ч

Коэффициент теплопередачи показывает, какое количество теплоты передается от горячего теплоносителя к холодному за 1 с через 1 м 2 стенки при разности температур между теплоносителями, равной 1 град.

Вопрос 33. Энтропия. Неравенство Клаузиуса. Равенство Клаузиуса. Энтропия. Энтропия идеального газа, ее физический смысл и расчет в процессах идеального газа. Формулировка второго начала термодинамики с помощью энтропии. Статистический характер второго начала термодинамики.

Понятие энтропии было введено Клаузиусом. Энтропия – это одна из функций состояния термодинамической системы. Функция состояния – это такая величина, значения которой однозначно определяются состоянием системы, а изменение функции состояния при переходе системы из одного состояния в другое определяется только начальным и конечным состояниями системы и не зависят от пути перехода.

Например, внутренняя энергия U – функция состояния. Внутренняя энергия идеального газа равна , и её изменение определяется только начальной и конечной температурами: . Величина – это молярная теплоёмкость идеального газа при постоянном объёме.

Количество теплоты Q и работа A не являются функциями состояния: они зависят от пути перехода системы из начального состояния в конечное. С точки зрения математики, малые приращения величин, не являющихся функциями состояния, не будут полными дифференциалами, и для них нужно использовать обозначения: и . Оказывается, что для теплоты интегрирующим множителем является обратная температура: , и величина, равная отношению полученной системой теплоты к абсолютной температуре, является полным дифференциалом – это приведённая теплота: . По определению Клаузиуса, функция состояния системы, дифференциал которой равен приведённой теплоте, является энтропией:

. (1)

Источник

• ← Что такое документы для служебного пользования
• Что такое гомологичные хромосомы →