Intermolekuláris kölcsönhatás - stadopedia
A legfontosabb az időszakos táblázat felső határának bizonytalansága. Megengedett, hogy a felső határértéket az elemek szintézisének határával határozzák meg. Most Z = 118-ra kerül.
A 60-as évek közepén. a tudósok az Egyesült Államok és a Szovjetunió terjesztett elő a hipotézist, hogy létezik a régióban nagy Z értékek úgynevezett szigetek viszonylagos stabilitás nuklidák. E szerint a hipotetikus nuklidok megfelelő „mágikus” Z értékek = 110, 114, 126 és 164 vagy N = 184 (N = neutronok száma) kell lennie, elegendően hosszú élettartamú (viszonylag stabil) képest a spontán hasadási.
1. játszott és továbbra is nagy szerepet játszik számos természettudományi tudományág fejlődésében,
2. vált fontos láncszem az evolúció az atomi molekuláris elmélet, hozzájárult a megfogalmazása a modern fogalmát „kémiai elem”, és tisztázni fogalmak egyszerű anyagok és vegyületek
3. megoldotta a kémia előrejelzésének problémáját, amely mind az ismeretlen elemek és tulajdonságaik előrejelzésében, mind pedig a már felfedezett elemek kémiai viselkedésének új jellemzőiben nyilvánul meg,
4. Periodikus rendszer - a szervetlen kémia legfontosabb alapja; az előre meghatározott tulajdonságokkal rendelkező anyagok szintézisének feladatait, az új anyagok (félvezető) létrehozását, a katalizátorok kiválasztását szolgálja.
Csak néhány elem (nemes gáz) van rendes körülmények között egy monatomgáz állapotában. A többi atomok molekulák vagy kristályrácsok részei. Az ok "kémiai kötés".
A kémiai kötés olyan erő, amely megőrzi az atomokat egy molekulában. A kémiai kötés kialakulásakor a molekula energiája kisebb, mint az atomok energiája, amelyből a molekula áll. A felesleges energiát hő formájában szabadítják fel. A kémiai kötés természete egy - ez a töltött részecskék (magok és elektronok) közötti kölcsönhatás. A megvalósítás módjától függően a következő típusú kapcsolatokat különböztetjük meg: kovalens, ionos, fémes, hidrogén.
A kémiai szerkezet elmélete. A kémiai kötés a különböző pörgetésekkel rendelkező elektronok szocializációjával alakul ki (a kovalens kötés modern elmélete).
Két atom kölcsönhatásakor egy atom lemerül, a másik pedig egy elektronot - az ionos kötés modern elméletének alapja.
Szabály oktett: a kémiai kötés kialakulásának eredményeként az atomok ugyanazt az elektronikus konfigurációt kaphatják, mint a nemesgázok, amelyek a külső 8 rétegű elektronokon vannak.
A kémiai kötés mennyiségi jellemzői. Minél nagyobb a kötési energia, annál stabilabb a molekula. A kommunikáció (kommunikáció) energiája a kommunikáció erejének mértéke.
A kötés hossza - a vegyületben lévő magok közötti távolság függ az elektronhéjak méretétől és az átfedés mértékétől.
A kémiai kötést az atommagokat összekötő vonalak közötti szög jellemzi.
Ionos kötés. A negatív és pozitív töltésű ionok elektrosztatikus kölcsönhatása a kémiai vegyületben akkor következik be, ha az atomok elektronegativitása (EO) nagy eltérést mutat. Mivel egy elektromos tér egy töltött részecske körüli mozgása gömbölyű, az ionos kötést nem jellemzi direktivitás és telítettség.
A normál körülmények között ionos kötéssel rendelkező anyagok szilárdak, magas olvadásponttal és forrásponttal. Megoldások és olvadékok áramot vezetnek.
Mivel az ionizációs energia nagyobb, mint az elektron iránti affinitási energia, nincs elektron teljes átmenete egyik atomról a másikra, így nincs tisztán ionos kötés. Csak egy nagyobb vagy kisebb mértékű ionicitásról beszélhetünk. Feltételezzük, hogy az ionos kötés keletkezik # 916, EO> 1.7.
Kovalens kötés. Egy kémiai kötést, amelyet az atomok két elektron szimulálásával alakítanak ki, kovalensnek nevezik. A magok közötti optimális távolságban a rendszernek minimális energiája van - az Euclon.
A kovalens kötés jellemzői: irányíthatóság és telítettség. Az irány az atomgörbék térbeli tájolásának köszönhető. A kovalens kötés az AO maximális átfedésére irányul. A kvantitatív orientációt az atommagokat összekötő vonalak közötti valenciaszint jellemzi. A telítettséget a külső burkolat korlátozott számú elektronja okozza, amely részt vehet a kötés kialakulásában. A polaritás. ha a megosztott atomok egyenletesen vannak elosztva az atomok között - a nempoláris kötés (H-H, O = O). Poláris: az egyik atom erősebben vonzza az elektronokat, és az elektron sűrűsége felé mozog; az elektron vonzására való képesség kritériuma az EO. Így a különbség az EO-ban a kötés polaritását jellemzi (kovalensen poláris 8710, EO> 0,7).
A molekulában az elektronsűrűség eloszlásának kiszámítására két közelítő módszer van: a Valence kötés módszer (VS) és a molekuláris orbitálok (MO) módszere.
A valenciák kötésének módszere (1927, Teytler és London) azt sugallja:
1) a molekulában lévő atomok megtartják az egyéniségüket;
2) az elektronpár egy vagy másik atom orbitális "populálja";
3) az atomok közötti kémiai kötés az AO átfedése következtében keletkezik;
4) az atomok kötő kötésű elektronokat kötnek, amelyek kötőpárokat alkotnak;
5) a Pauli-elvnek megfelelően kémiai kötést alakít ki az elektronok párhuzamos pörgetéssel történő kölcsönhatása;
6) a kémiai kötés jellegét az átfedő AO típusa határozza meg.
A BC módszer kémiai kötésének kialakítására szolgáló csere mechanizmus. A Valence egy atom azon képessége, hogy egy bizonyos számú más atomhoz kapcsolódjon vagy helyettesítsen egy kémiai kötés kialakulásával. A légi jármű cserélési mechanizmusában szereplő mennyiségi mérés a párosítatlan elektronok számát jelenti a talajban vagy a gerjesztett állapotban. Mindegyik atom egy elektrononként egy közös használatot biztosít.
Adományozó-elfogadó mechanizmus. Az átváltási mechanizmus nem tudja megmagyarázni bizonyos kémiai vegyületek képződését. A közös párt egy atom (donor) és egy másik szabad orbitális (akceptor) elektronpárja miatt alakították ki.
Így a teljes valencia egyenlő a páratlan elektronok számával és a kötegek számával, amelyeket a donor-akceptor mechanizmus hozhat létre.
MO módszer. A molekulában lévő elektronok a MO-n vannak elosztva, amelyeknek bizonyos energiája és formája van. A MO kiterjed az egész molekula egészére. Az atomok nem tartják meg az egyéniségüket. A molekulák egyetlen rendszer.
A MO módszerben az atomgörbék (LCAO) lineáris kombinációját használjuk, míg számos szabályt figyelünk meg:
1. A MO-k száma megegyezik azon AO-k számával, amelyekből azokat kombinálják.
2. Egyes MO-k energiaa magasabb, mások alacsonyabbak, mint az eredeti AO.
3. Az elektronok az energiát növelő sorrendben töltik fel a MO-t, míg a Pauli-szabály és a Gund-szabály figyelhető meg.
4. A leghatékonyabb kombinált AO, összehasonlítható energiával és szimmetriával.
5. A kötési szilárdság arányos az AO átfedésének mértékével.
A MO módszer magyarázza annak lehetőségét, hogy kémiai kötést nem csak egy pár, hanem egy elektron is létrehoz.
A kémiai kötés kialakulásában számos esetben lehet átfedni az elektronikus pályákat.
# 963; -kötvény az AO átfedéséből áll, a kölcsönható atomok magját összekötő vonal mentén:
A π-kötést úgy alakítjuk ki, hogy az AO-kat az atomok magjait összekötő vonal mindkét oldalán átfedjük:
A # 948; -csatlakozás a négyirányú pályák átfedéséből áll.
Az energiák és kötések hossza az alábbi: <Еσсвязи ; AO - AO differenciálódásának hibridizációja az energiában és megjelenésben. A szén, amikor kívülről energiát kap, négy egymással páratlan elektront alakít ki oly módon, hogy az egyik elektronot a 2s alsóbb szinttől 2p-ig adja át: Metán keletkezésekor ezeket a négy AO-t összekeverik, ezzel ekvivalens orbitalákat képeznek az energia és a megjelenés szempontjából: Ebben az esetben sp 3 -hibridizáció zajlik le. Vannak sp.sup.2 sp és az AO bonyolultabb hibridizációs típusai. A molekulák térbeli szerkezete. AO-t az űrben oly módon rendezzük el, hogy az AO-n található elektronok közötti repulzió energiája a legkisebb legyen. A molekulák térbeli szerkezetét a kémiai kötés kialakulásában részt vevő elektronok száma és irányíthatósága határozza meg. 1. Kétközpontú rendszerek lineárisak. 2. Ha két párosítatlan elektront (p-elemek-csoport VI - O, S, Te) tartalmazhat a külső héj, amikor átfedésben más atommal AO szögletes kialakított olyan rendszer, amelyben a szög közötti compó összekötő mag három atom van 90 °. Az elektronok visszaszorítása miatt a szög valamivel nagyobb, mint 90 °, és a víz esetében 105 °. 3. Az AO hibridizációja meghatározza a térbeli konfigurációt: A molekulák polaritását a dipólus pillanatának értéke adja meg, amely megegyezik a töltés termékével a töltések közötti távolsággal. Fém kötés. Az element-fémek egyszerű fém-fémeket alkotnak a fém kapcsolatnak köszönhetően. Egy kis számú fématomok vegyérték elektronok gyengén kötött a sejtmagba, kombinált jelenléte betöltetlen közel az energia pályák a külső réteg. Ez a tulajdonság határozza meg az elektronok szabad mozgását egy orbitálisról egy másikra, ami miatt a fémkémek összes atomja összekapcsolódik. Fémes kötés lehet tekinteni, mint rendkívül delokalizált kovalens, amikor az elektronok a kommunikáció, szocializált több maggal ( „elektron gáz”). A kristályrács csomópontjaiban elhelyezkedő pozitív ionok és a szocializált elektronok összekapcsolása fémesnek nevezzük. Ez a kapcsolat megmagyarázza a fémek fizikai tulajdonságait: fényes megjelenés, plaszticitás, hővezetőképesség, elektromos vezetőképesség. Intermolekuláris kölcsönhatás. 1873-ban holland van der Waals azt javasolta, hogy léteznek olyan erők, amelyek a molekulák közötti vonzást okozzák. Van der Waals-erõknek nevezik és 3 összetevõt tartalmaznak: · Dipól-dipól kölcsönhatás (ún interakciót orientáció); · Indukciós interakció; hatása alatt a dipólus momentum egy molekula által indukált dipólus momentum keletkezik egy másik; · Diszperziós kölcsönhatás (pillanatnyi dipólusok merülnek fel, azaz az elektronok a szomszédos molekulák mozognak egyszerre). Energia Van der Waals kölcsönhatás fordítottan arányos a központjai közötti távolság a hatodik fokozat, és ezért egy nagyságrenddel alacsonyabb a kémiai kötési energiát. A van der Waals kölcsönhatás növekszik az elektronok száma a molekulában, azaz a a molekulatömeg növekedésével. A ezen erők jelenlétét okozza az képződésének lehetőségét a gáz a folyékony állapotban (beleértve egy nemes gáz), és az eltérés a valós gáz egyenlet Mengyelejev-Clapeyron. Egyenlet Mengyelejev-Clapeyron pV = # 957; R T csak akkor alkalmazható, hogy egy ideális gáz, azaz a A gázok, amelyek felhasználhatók a következő feltételezések: · Gáz molekula nem rendelkezik a méret; · Nem közötti kölcsönhatás molekulák. A valós gázok, ezek a feltételek nem megvalósítható, és ezek leírása a következő egyenletet használva a van der Waals-erők (az egy mól gáz): ahol PVN - a belső nyomás (tartja a kölcsönös vonzás a molekulák), b - együttható figyelembevételével saját molekula mérete. A hidrogénkötés szerkezete miatt a specifitását hidrogénatom (csak egy elektront) .Vodorodnaya Feedback - kölcsönhatás fordul elő, hogy a H-atom, kötődik egy atom nagy elektronegativitása az elem (F, O, N, Cl) az egyik képződését, és elektronegatív atommal alkotó a másik csoportban. Ha ez a két csoport van ugyanabban a molekulában, egy intramolekuláris hidrogénkötés nevezzük (a), ha különböző, tomezhmolekulyarnoy (b, c). Treat hidrogénkötés csak „gyenge” ionos kötés az elektrosztatikus vonzás a hidrogénatom, amelynek töltése + d, és elektronegatív atom egy másik csoport tagja, amelynek töltése -d, lehetetlen, mivel hidrogén kötés van a funkciók egy kovalens kötés - az irányt és a telítettség. Kovalens hidrogénkötés összhangban van jelenlétében donor-akceptor kölcsönhatás a hidrogénatom (akceptor) és egy elektronegatív atommal (donor elektronpár), amely hozzájárul a töltés szeparáció létezik. Így, a hidrogén kötést kell tekinteni, mint a szuperpozíció elektrosztatikus és a donor-akceptor kölcsönhatások. Még vízgőz van dimerek. Az energia a hidrogénkötés közbeeső értéket közötti kovalens kötés az energia és az energia a van der Waals-féle kölcsönhatás. A hidrogén jelenléte kötést vezet, hogy növelje a viszkozitás és forráspontja, magyarázza rendellenesen nagyobb sűrűség és fajhő, tükröződik az az anyag oldhatóságát. Alapfogalmak és velichiny.Himicheskaya termodinamika - a kutató tudomány energia átmenet egyik formából a másikba a kémiai reakciókban, és megteremti a irányát és mértékét spontán előfordulása az adott körülmények között. A tárgya tanulmány a termodinamika egy olyan rendszer - egy sor található anyagok közti kölcsönhatás mentálisan (vagy ténylegesen) egy izolált környezetben. A rendszer képes kommunikálni a külső környezet az anyag és energia (hő formájában és a munka q A) - nyitott rendszer. Ha ez nem egy csere, a rendszer az úgynevezett izolált rendszer cseréjét .Ha csak energiát, de nincs anyag, egy ilyen rendszer úgynevezett zárt. Szerint a fázisok száma megkülönböztetni homogén és heterogén rendszerek. Homogén rendszerek állnak egy fázis; Heterogén - két vagy több fázis. Fázis - ez a rendszer részét, egységes összes pontján összetétele és tulajdonságai, és elválasztjuk a többi része a rendszer interfész. A rendszer állapotát határozza meg a hőmérséklet, nyomás, sűrűség, koncentráció, stb (Rendszerbeállítások). A változás a legalább egy termodinamikai paraméter csak akkor okoz változást a rendszer állapotának egészére. Kémiai termodinamika vizsgálatok rendszer a két egyensúlyi állapotok (kezdeti és végső), és ennek alapján meghatározza a lehetősége (vagy lehetetlensége) spontán áramlás folyamat előre meghatározott körülmények az említett irányban, azzal jellemezve, hogy az energia változások miatt bekövetkező átmeneti beállítja az értékeket a hőmérséklet, nyomás, koncentráció a rendszerben, amelynél a maximális hozama a folyamat. Attól függően, hogy a rendszer feltételeit átmenet az egyik állapotból a másikba az termodinamika megkülönböztetni izoterm (T = const), izobár Kémiai termodinamika törvényei alapján három vagy elvek, termodinamika. Hő és munka egy mozgása következtében a mikrorészecskék-rendszer és a külső környezet. Az első törvény (vagy az elején) a termodinamika törvénye az energiamegmaradás: ahol # 916; Q - hőmennyiség szolgáltatott a rendszer; # 916; U - a változás belső energiája rendszer miatt a hőszolgáltatás # 916; A - által végzett munka a rendszer eredményeként összegezve a hőt. Ez a munka általában az összege két mű: a munka ellen a külső nyomást p # 916; V (p - nyomás; # 916; V - hangerő változás) és egyéb munka # 916; A. A termodinamika első főtétele lehet az alábbiak szerint történik: a termodinamikai rendszer munkát végezni csak a rovására a belső energia, vagy bármilyen külső energiaforrás. A termodinamika első főtétele Gyakran állítják, mint a lehetetlen örökmozgó az első fajta, ami lett volna a munka, nem áramfelvevő néhány forrás. Ez vonatkozik mind az elején álló rendszerek egyes részecskék, molekulák, valamint a rendszerek, amelyek a hatalmas szám. A belső energia a rendszer az összege a mozgási energia a részecskék a rendszert alkotó, a kémiai kötési energia, és az energia az atomok. A belső energia a rendszer egy olyan funkció az állam a termodinamikai rendszer. azaz annak változása nem függ az utat az átmenet az egyik állapotból a másikba, és attól függ, csak a kezdeti és a végső állapotok.
Dupla csatlakozás> Egyszerű csatlakozás; LDouble
sp - lineáris, sp 2 - szög megközelítőleg 120 ° (háromszög - egy molekula lapos), sp 3 - hibridizáció (a molekulának háromdimenziós szerkezete van).
Előadás 4. Elements of Chemical termodinamika
(P = const), izochor (V - const) és adiabatikus (hiányában a hőcsere a rendszer és a környezet q = 0) folyamatok.Kapcsolódó cikkek