Главная Обратная связь

Дисциплины:

Архитектура (936)
Биология (6393)
География (744)
История (25)
Компьютеры (1497)
Кулинария (2184)
Культура (3938)
Литература (5778)
Математика (5918)
Медицина (9278)
Механика (2776)
Образование (13883)
Политика (26404)
Правоведение (321)
Психология (56518)
Религия (1833)
Социология (23400)
Спорт (2350)
Строительство (17942)
Технология (5741)
Транспорт (14634)
Физика (1043)
Философия (440)
Финансы (17336)
Химия (4931)
Экология (6055)
Экономика (9200)
Электроника (7621)






Теория гибридизации атомных орбиталей



Она была введена для объяснения того факта, что двухэлектронные двухцентровые химические связи, образованные за счет АО в разных энергетических состояниях, имеют одинаковую энергию. Так, Be*(2s11p1), B*(2s12p2), C*(2s12p3) образуют за счет s- и p-орбиталей соответственно две, три и четыре связи, а потому одна из них должна быть прочнее других. Однако опыт показывает, что в BeH2, BCl3, CH4 все связи равноценны. У BeH2 угол связи равен 180°, у BCl3 – 120°, а у CH4 – 109°28'.

Рассмотрим гибридизацию этих орбиталей на примере атома углерода. Образованию химической связи углерода должно предшествовать возбуждение одного 2s-электрона на вакантную 2p-орбиталь. Тогда все четыре орбитали становятся эквивалентными по заселенности их электронами, но остаются неэквивалентными по энергии. Гибридизация заключается в том, чтобы превратить разные по симметрии и энергии s- и p-орбитали в эквивалентные по энергии и симметрии, но отличающиеся при этом расположением в пространстве. При комбинации сферически симметричной 2s-орбитали и гантелеобразных 2p-орбиталей образуется две, три или четыре гибридные атомные орбитали в форме несимметричной гантели. Форма гибридной орбитали слабо зависит от того, образована такая орбиталь в результате гибридизации одной s- и одной p-орбитали (sp-гибридизация), одной s- и двух p-орбиталей (sp2-гибридизация) или одной s- и трех p-орбиталей (sp3-гибридизация). Зато расположение гибридных орбиталей друг относительно друга очень сильно зависит от вида гибридизации.

Согласно представлению о гибридизации, химические связи образуются смешанными – гибридными орбиталями (ГО), которые представляют собой линейную комбинацию АО данного атома (s- и p-АО Be, B, C), обладают одинаковыми энергией и формой, определенной ориентацией в пространстве (симметрией). Так s- и p-орбитали дают две sp-ГО, расположенные под углом 180° друг относительно друга.

Рисунок . s-орбиталь + p-орбиталь и две sp-ГО.

В молекуле CH4 гибридные орбитали из четырех АО углерода (одной s и трех p), называются sp3-орбиталями, они полностью эквивалентны энергетически и пространственно направлены к вершинам тетраэдра.

Таким образом, когда один атом образует несколько связей, а его валентные электроны принадлежат разным орбиталям (s и p; s, p и d), для объяснения геометрии молекул в МВС необходимо привлекать теорию гибридизации атомных орбиталей.

Основные положения теории следующие:



1. Введение гибридных орбиталей служит для описания направленных локализованных связей. Гибридные орбитали обеспечивают максимальное перекрывание АО в направлении локализованных σ-связей.

2. Число гибридных орбиталей равно числу АО, участвующих в гибридизации.

3. Гибридизуются близкие по энергии валентные АО независимо от того, заполнены они в атоме полностью, наполовину или пусты.

4. В гибридизации участвуют АО, имеющие общие признаки симметрии.

 

Кратные связи.

π - и δ – связи налагаются на σ – связи, вследствии чего образуются двойные и тройные связи. Представление о кратных связях широко используют при изучении органической химии. Например, в молекуле этана одинарная связь образуется двумя электронами, находящимися на двух sp3-гибридизированных орбиталях связывающихся атомов углерода (по одному электрону на каждой из орбиталей).

Между атомами углерода в молекуле этилена двойная связь представляет собой уже упомянутую σ-связь, помимо которой образуется еще и связь с помощью двух других электронов, находившихся первоначально на негибридизированных p-орбиталях атома углерода (так называемая π-связь).

 

Рисунок. Схематическое изображение строения молекулы этилена

Двойные связи также возникают при образовании молекул СО2 , некоторых кислот и т.п.

Наконец, в случае тройной связи (между атомами углерода в молекуле ацетилена) к уже имеющимся σ-связи и π-связи добавлется еще одна π-связь. Линейная структура sp-гибридизированных орбиталей обусловливает линейную структуру молекулы ацителена.

 

 

Рисунок. Схематическое изображение строения молекулы ацетилена

 

Тройная связь также возникает при образовании молекулы азота (:NºN:).



Количество связей, образующихся между атомами, называется кратностью (порядком) связи. С увеличением порядка связи изменяются длина связи (уменьшается) и ее энергия (увеличивается). При химических реакциях сравнительно легко разрываются π - связи, причем третья легче второй, а вторая легче первой, т.е. σ – связи. Соединения с тройной связью обладают большей реакционной способностью, чем соединения с двойной связью.

 

Задание на дом: В рамках метода ВС объясните структуры молекул Н2, Cl2, O2, N2, HCl, Н2О, BeH2, ВСl3, BH4-, NH4+, указав число локализованных электронных пар.

sp 180°
линейная

 

H–Be–H, HC≡CH
sp2 120°
плоская треугольная

 

H2C=CH2, C6H6, BCl3
sp3 109°28'
тетраэдрическая

 

[NH4]+, CH4, CCl4, H3C–CH3
sp2d 90°
квадратная

 

[Ni(CN)4]2–, [PtCl4]2–
sp3d или dsp3 90°, 120°
триагонально-бипирамидальная

 

PCl5
d2sp3 или sp3d2 90°
октаэ рическая

 

[Fe(CN)6]3–, [CoF6]3–, SF6

 

Лекция № 8 (проблемная)

I закон термодинамики.

 

Цель:Ввести представлениео том, что составной частью химической реакции являются энергетические изменения. Обсудить основные законы термодинамики.

Ключевые слова:Основные законы термодинамики; термохимия; система - открытая, изолированная, закрытая; экзотермические и эндотермические реакции; термодинамические параметры состояния температура, давление, концентрация, объем; внутреняя энергия; процессы - адиабатический, изотермический, изохорный, изобарный; I закон термодинамики;энтальпия, закон Гесса.

План.

1. Введение в термохимию.

2. I закон термодинамики. Энтальпия.

3. Тепловой эффект реакции. Закон Гесса.

 

Введение в термохимию.

Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии. Если энергия выделяется или поглощается в виде теплоты, то такие реакции записываются посредством уравнений химической реакций с указанием тепловых эффектов, при этом необходимо указывать фазовый состав реагирующих веществ.

Химические реакции, протекающие с выделением тепла, называются экзотермическими, а с поглощением тепла – эндотермическими. Изучением тепловых эффектов реакций занимается термохимия. В термохимии тепловой эффект реакции обозначается Q и выражается в кДж. Термохимия составляет один из разделов химической термодинамики, изучающей:

1) переходы энергии из одной формы в другие и от одной совокупности тел к другим;

2) энергетические эффекты, сопровождающие химические и физические процессы;

3) возможность, направление и глубину осуществления химических и фазовых процессов в данных условиях.

Каждое отдельное вещество или их совокупность представляет собой термодинамическую систему. Если термодинамическая система не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией, ее называют изолированной. Такая идеализированная система используется как физическая абстракция при рассмотрении процессов, исключающих влияние внешней среды. Система, обменивающаяся с окружающей средой только энергией, называется закрытой. Если же возможен энергетический и материальный обмен – система открытая.

Состояние системы определяется термодинамическими параметрами состояния – температурой, давлением, концентрацией, объемом и т. д. Система характеризуется, кроме того, такими свойствами как внутренняя энергия U, энтальпия H, энтропия S, энергия Гиббса G. Их изменение в ходе химических реакций характеризуют ее энергетику системы. Перечисленные свойства системы зависят от температуры, давления, концентрации, поэтому они называются функциями состояния, не зависят от пути процесса и определяются только конечным и начальным состояниеми системы.


Эта страница нарушает авторские права

allrefrs.ru - 2019 год. Все права принадлежат их авторам!