Полярность связи как найти

Узнаем сегодня, как определить полярность связи и зачем это нужно. Раскроем физический смысл рассматриваемой величины.

Химия и физика

Когда-то все дисциплины, посвященные изучению окружающего мира, объединялись одним определением. И астрономы, и алхимики, и биологи были философами. Но сейчас существует строгое распределение по разделам науки, а большие университеты точно знают, что нужно знать математикам, а что – лингвистам. Впрочем, в случае химии и физики четкой границы нет. Часто они взаимно проникают друг в друга, а бывает, что идут параллельными курсами. В частности, спорным объектом является полярность связи. Как определить, относится эта область знания к физике или химии? По формальному признаку – ко второй науке: сейчас школьники изучают это понятие как часть химии, но без знаний по физике им не обойтись.

Строение атома

Для того чтобы понять, как определить полярность связи, сначала надо вспомнить, как устроен атом. В конце девятнадцатого века было известно, что любой атом нейтрален в целом, но содержит в разных обстоятельствах разные заряды. Резерфод установил, что в центре любого атома располагается тяжелое и положительно заряженное ядро. Заряд атомного ядра всегда целочисленный, то есть он составляет +1, +2 и так далее. Вокруг ядра располагается соответствующее количество легких отрицательно заряженных электронов, число которых строго соответствует заряду ядра. То есть если заряд ядра +32, то вокруг него должны располагаться тридцать два электрона. Они занимают определенные позиции вокруг ядра. Каждый электрон как бы «размазан» вокруг ядра на своей орбитали. Ее форма, позиция и расстояние до ядра определяются четырьмя квантовыми числами.

Почему возникает полярность

В нейтральном атоме, расположенном вдалеке от других частиц (например, в глубоком космосе, вне галактики), все орбитали симметричны относительно центра. Несмотря на довольно сложную форму некоторых из них, орбитали любых двух электронов не пересекаются в одном атоме. Но если наш отдельно взятый атом в вакууме встретит на своем пути другой (например, войдет в облако газа), то он захочет взаимодействовать с ним: орбитали валентных внешних электронов вытянутся в сторону соседнего атома, сольются с ним. Возникнет общее электронное облако, новое химическое соединение и, следовательно, полярность связи. Как определить, какой атом возьмет себе большую часть общего электронного облака, расскажем далее.

Какими бывают химические связи

В зависимости от типа взаимодействующих молекул, разности в зарядах их ядер и силы возникающего притяжения, существуют следующие типы химических связей:

• одноэлектронная;
• металлическая;
• ковалентная;
• ионная;
• ван-дер-ваальсова;
• водородная;
• двухэлектронная трёхцентровая.

Для того чтобы задаваться вопросом о том, как определить полярность связи в соединении, она должна быть ковалентной или ионной (как, например, у соли NaCl). В целом эти два типа связи различаются только тем, насколько сильно смещается электронное облако в сторону одного из атомов. Если ковалентная связь не образована двумя одинаковыми атомами (например, О₂), то она всегда слегка поляризована. В ионной связи смещение сильнее. Считается, что ионная связь приводит к образованию ионов, так как один из атомов «забирает» электроны другого.

Но на самом деле полностью полярных соединений не существует: просто один ион очень сильно притягивает к себе общее электронное облако. Настолько сильно, что оставшимся кусочком равновесия можно пренебречь. Итак, надеемся, стало понятно, что определить полярность ковалентной связи можно, а полярность ионной связи не имеет смысла определять. Хотя в данном случае различие между этими двумя типами связи – это приближение, модель, а не истинное физическое явление.

Определение полярности связи

Надеемся, читатель уже понял, что полярность химической связи – это отклонение распределения в пространстве общего электронного облака от равновесного. А равновесное распределение существует в изолированном атоме.

Способы измерения полярности

Как определить полярность связи? Вопрос этот далеко не однозначный. Для начала надо сказать, что раз симметрия электронного облака поляризованного атома отличается от аналогичной нейтрального, то и рентгеновский спектр изменится. Таким образом, смещение линий в спектре даст представление о том, какова полярность связи. А если требуется понять, как определить полярность связи в молекуле более точно, то надо знать не только спектр испускания или поглощения. Требуется выяснить:

• размеры участвующих в связи атомов;
• заряды их ядер;
• какие связи были созданы у атома до возникновения этой;
• какова структура всего вещества;
• если структура кристаллическая, какие в ней существуют дефекты и как они влияют на все вещество.

Полярность связи обозначается как верхний знак следующего вида: 0,17+ или 0,3-. Стоит также помнить, что один и тот же вид атомов будет иметь непохожую полярность связи в соединении с различными веществами. Например, в оксиде BeO у кислорода полярность 0,35-, а в MgO – 0,42-.

Полярность атома

Читатель может задать и такой вопрос: “Как определить полярность химической связи, если факторов так много?” Ответ одновременно и прост, и сложен. Количественные меры полярности определяются как эффективные заряды атома. Эта величина является разностью между зарядом находящегося в определенной области электрона и соответствующей области ядра. В целом эта величина достаточно хорошо показывает некую асимметричность электронного облака, которая возникает при образовании химической связи. Сложность состоит в том, что определить, какая именно область нахождения электрона принадлежит именно этой связи (особенно в сложных молекулах) почти что невозможно. Так что, как и в случае разделения химических связей на ионные и ковалентные, ученые прибегают к упрощениям и моделям. При этом отбрасываются те факторы и значения, которые влияют на результат незначительно.

Физический смысл полярности соединения

Каков же физический смысл значения полярности связи? Рассмотрим один пример. Атом водорода H входит как во фтороводородную кислоту (HF), так и в соляную (HCl). Его полярность в HF равна 0,40+, в HCl – 0,18+. Это значит, что общее электронное облако гораздо сильнее отклоняется в сторону фтора, чем в сторону хлора. И значит, что электроотрицательность атома фтора намного сильнее электроотрицательности атома хлора.

Полярность атома в молекуле

Но вдумчивый читатель вспомнит, что, помимо простых соединений, в которых присутствуют два атома, существуют и более сложные. Например, чтобы образовать одну молекулу серной кислоты (H₂SO₄), требуется два атома водорода, один – серы, и целых четыре кислорода. Тогда возникает другой вопрос: как определить наибольшую полярность связи в молекуле? Для начала надо помнить, что любое соединение имеет некоторую структуру. То есть серная кислота – это не нагромождение всех атомов в одну большую кучу, а некая структура. К центральному атому серы присоединяются четыре атома кислорода, образуя подобие креста. С двух противоположных сторон атомы кислорода присоединяются к сере двойными связями. С двух остальных сторон атомы кислорода присоединяются к сере одинарными связями и «держат» с другой стороны по водороду. Таким образом, в молекуле серной кислоты существуют следующие связи:

• O-H;
• S-O;
• S=O.

Определив по справочнику полярность каждой из этих связей, можно найти наибольшую. Однако стоит помнить, что если в конце длинной цепочки атомов стоит сильно электроотрицательный элемент, то он может «перетягивать» на себя электронные облака соседних связей, повышая их полярность. В более сложной, чем цепочка, структуре вполне возможны иные эффекты.

Чем полярность молекулы отличается от полярности связи?

Как определить полярность связи, мы рассказали. В чем состоит физический смысл понятия, мы раскрыли. Но эти слова встречаются и в других словосочетаниях, которые относятся к данному разделу химии. Наверняка читателей интересует, каким образом взаимодействуют химические связи и полярность молекул. Отвечаем: эти понятия взаимно дополняют друг друга и невозможны по отдельности. Это мы продемонстрируем на классическом примере воды.

В молекуле H₂O две одинаковые связи H-O. Между ними угол в 104,45 градуса. Так что структура молекулы воды представляет собой нечто вроде двузубой вилки с водородами на концах. Кислород – это более электроотрицательный атом, он оттягивает на себя электронные облака двух водородов. Таким образом, при общей электронейтральности, зубчики вилки получаются немного более положительными, а основание – немного более отрицательным. Упрощение приводит к тому, что молекула воды имеет полюса. Это и называется полярностью молекулы. Поэтому вода – такой хороший растворитель, эта разница в зарядах позволяет молекулам чуть-чуть оттягивать на себя электронные облака других веществ, разъединяя кристаллы на молекулы, а молекулы – на атомы.

Чтобы понять, почему у молекул при отсутствии заряда существует полярность, надо помнить: важна не только химическая формула вещества, но и строение молекулы, виды и типы связей, которые в ней возникают, разница в электроотрицательности входящих в нее атомов.

Наведенная или вынужденная полярность

Помимо собственной полярности, существует еще и наведенная или вызванная факторами извне. Если на молекулу действует внешнее электромагнитное поле, которое значительнее существующих внутри молекулы сил, то оно способно изменить конфигурацию электронных облаков. То есть если молекула кислорода тянет на себя облака водорода в H₂O, и внешнее поле сонаправлено с этим действием, то поляризация усиливается. Если поле как бы мешает кислороду, то полярность связи немного уменьшается. Надо отметить, что требуется приложить достаточно большое усилие, чтобы как-то повлиять на полярность молекул, и еще большее – чтобы повлиять на полярность химической связи. Достигается этот эффект только в лабораториях и космических процессах. Обычная микроволновка лишь усиливает амплитуду колебаний атомов воды и жиров. Но это никак не влияет на полярность связи.

В каком случае имеет смысл направление полярности

В связи с термином, который рассматривается нами, нельзя не упомянуть, что такое прямая и обратная полярность. Если речь идет о молекулах, то полярность имеет знак «плюс» или «минус». Это значит, что атом либо отдает свое электронное облако и таким образом становится чуть более положительным, либо, наоборот, тянет облако на себя и приобретает отрицательный заряд. А направление полярности имеет смысл только тогда, когда заряд движется, то есть когда по проводнику идет ток. Как известно, электроны движутся от их источника (отрицательно заряженного) к месту притяжения (положительно заряженного). Стоит напомнить, что существует теория, согласно которой электроны на самом деле движутся в обратную сторону: от положительного источника к отрицательному. Но в целом это не имеет значения, важен лишь факт их движения. Так вот, в некоторых процессах, например при сварке металлических частей, важно, куда именно присоединены какие полюса. Следовательно, важно знать, как подключена полярность: напрямую или в обратную сторону. В некоторых приборах, даже бытовых, это тоже имеет значение.

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 10 июля 2020 года; проверки требуют 2 правки.

Полярность химических связей — характеристика химической связи (как правило, ковалентной), показывающая изменение распределения электронной плотности в пространстве вокруг ядер в сравнении с распределением электронной плотности в образующих данную связь нейтральных атомах.

Можно количественно оценить полярность связи в молекуле. Трудность точной количественной оценки состоит в том, что полярность связи зависит от нескольких факторов: от размеров атомов и ионов соединяющихся молекул; от числа и характера связи уже имевшихся у соединяющихся атомов до их данного взаимодействия; от типа структуры и даже особенностей дефектов их кристаллических решёток. Такого рода расчёты производятся различными методами, которые в общем-то дают примерно одинаковые результаты (величины). Например, для HCl установлено, что на каждом из атомов в этой молекуле имеется заряд, равный 0,17 заряда целого электрона. На водородном атоме +0,17, а на атоме хлора −0,17.

В качестве количественной меры полярности связи чаще всего используются так называемые эффективные заряды на атомах.

Эффективный заряд определяется как разность между зарядом электронов, находящимся в некоторой области пространства вблизи ядра, и зарядом ядра. Однако эта мера имеет лишь условный и приблизительный [относительный] смысл, поскольку невозможно однозначно выделить в молекуле область, относящуюся исключительно к отдельному атому, а при нескольких связях — к конкретной связи.

Наличие эффективного заряда может быть указано символами зарядов у атомов (например, Н^δ+ — Cl^δ−, где δ — некоторая доля элементарного заряда) (O^δ−=C^2δ+=O^δ−), H^δ+—O^2δ−—H^δ+.

Практически все химические связи, за исключением связей в двухатомных гомоядерных молекулах — в той или иной степени полярны. Ковалентные связи обычно слабо полярны.
Ионные связи — сильно полярны.

Эффективный заряд[править | править код]

Анализ рентгеновского спектра позволяет определять эффективные заряды атомов, а следовательно, и тип химической связи в соединениях. Для этого сравнивают расположение линий рентгеновского спектра свободных атомов и их соединений. Если атом в соединении имеет соответствующий эффективный заряд δ, то линии спектра оказываются смещенными по сравнению со спектрами свободного атома. По величине смещения спектральных линий соответствующими методами расчёта определяют δ.

Значения δ, определяемые разными методами, существенно различаются. Приводимые здесь значения δ интересуют нас с точки зрения иллюстрации общей тенденции их изменения в ряду однотипных соединений.

Эффективные заряды O оксидов элементов 2-го, 3-го периода и I-й группы ПСХЭ
Оксид	Заряд	Оксид	Заряд	Оксид	Заряд
Li2O	0.80−	Na2O	0.81−	Li2O	0.80−
BeO	0.35−	MgO	0.42−	Na2O	0.81−
B2O3	0.24−	Al2O3	0.31−	K2O	0.89−
CO2	0.11−	SiO2	0.23−	Rb2O	0.92−
N2O5	0.05−	P2O5	0.13−	Cs2O	0.96−
OO2		SO3	0.06−
OF2		Cl2O7	0.02− (0,01−)

Эффективные заряды δ атомов некоторых соединений
Вещество	Атом и его степень окисления	Заряд δ	Химическое соединение	Атом и его степень окисления	δ
HF	H (I)	0.40+	Cr[(CO)6]	Cr (0)	0.4+
HCl	H (I)	0.18+	CrCl2	Cr (II)	1.9+
NaF	Na (I)	0.98+	CrCl3	Cr (III)	1.2+
NaCl	Na (I)	0.92+	[Cr(NH3)6]Cl3	Cr (III)	1.2+
NaBr	Na (I)	0.83+	K2CrO4	Cr (VI)	0.2+
NaI	Na (I)	0.75+	K2Cr2O7	Cr (VI)	0.1+
MgCl2	Mg (II)	1.50+	KMnO4	Mn (VII)	0.3+
MgBr2	Mg (II)	1.38+	CaSO4	S (VI)	0.4+
MgO	Mg (II)	1.01+	KClO3	Cl (V)	0.7+
MgS	Mg (II)	1.05+	K3[Fe(CN)6]	Fe (III)	1.0+
SiO2	Si (IV)	1.97+	OsO2	Os (IV)	0.8+
SiS2	Si (IV)	1.69+	K2[OsO4]	Os (VI)	0.8+
Co(NO3)2	Co (II)	1.20+	K[OsO3N]	Os (VIII)	1.0+
	I (−1), периферийный	0,5−	B2H6	B (III)	0.22+
	Cl (−1)	0,55−	B2H6	H (I), мостиковый	0,22−
	I (+1), центральный	0,11+	XeF2	F (I)	0.5−
[•C≡N:]−		[•N≡C:]− / •[1]

Как видно из таблицы, степень окисления элемента в соединении по значению не совпадает с результирующим [эффективным] зарядом на атоме. Об этом же говорит исследование энергии связи 1s-электрона азота в зависимости от эффективного заряда на атоме. Так, при степени окисления азота +5 в NaNO₃ атом азота имеет эффективный заряд всего 0,4+

( = 0.6−;
= 0.55−;
= 0.5−;
= 0.3−;
= 0.05+;
= 0.1+;
= 0.15+;). При степени окисления железа 0 и +2 в соединениях Fe(CO)₅ и Fe(C₆H₅)₂ эффективный заряд на атоме железа в этих соединениях близок к 1+

((δ) = 0.5+;
= 0.9+;
•12H₂O = 1.5+;
= 1.8+;
= 1.9+,
при общей тенденции прямо-пропорционального повышения значений энергии связи).

Значения относительных эффективных зарядов, полученные различными методами (оптической спектроскопии, ЯМР, также на основе квантовохимических расчетов), могут расходиться. Однако имеющиеся значения δ свидетельствуют о том, что атомы в соединениях высоких зарядов не имеют [отвечающих абсолютному заряду электрона] и чисто ионных соединений не существует.

Мгновенные и индуцированные диполи.

Молекула представляет собой динамическую систему, в которой происходит постоянное движение электронов и колебание ядер. Поэтому распределение зарядов в ней не может быть строго постоянным. Например, молекулу Cl₂ относят к неполярным: значение её электрического момента диполя равно нулю. Однако в каждый данный момент происходит временное смещение зарядов к одному из атомов хлора: Cl^δ+ → Cl^δ− или Cl^δ− ← Cl^δ+ с образованием мгновенных микродиполей. Поскольку подобное смещение зарядов к любому из атомов равновероятно, среднее распределение зарядов как раз и соответствует среднему нулевому значения момента диполя.

Для полярных молекул значение момента диполя в каждый данный момент времени несколько больше или несколько меньше его среднего значения. Направление и величина мгновенного диполя подвержены непрерывным колебаниям постоянного момента диполя. Таким образом, любую неполярную и полярную молекулу (и атом в ней) можно рассматривать как совокупность периодических очень быстро меняющихся по величине и направлению мгновенных микродиполей.

Под действием внешнего электрического поля молекула поляризуется, то есть в ней происходит перераспределение зарядов, и молекула приобретает новое значение электрического момента диполя. При этом неполярные молекулы могут превратиться в полярные, а полярные становятся ещё более полярными. Иначе говоря, под действием внешнего эл. поля в молекулах индуцируется диполь, называемый наведённым или индуцированным. В отличие от постоянных и мгновенных наведенные (индуцированные) диполи существуют лишь при действии внешнего электрического поля. После прекращения действия поля наведённые диполи исчезают. Полярностью и поляризуемостью молекул обусловлено межмолекулярное взаимодействие.

Примечания[править | править код]

См. также[править | править код]

• Электроотрицательность
• Полярные вещества

Источники[править | править код]

• Полярность химических связей — статья из Большой советской энциклопедии. 
• Ахметов Н.С. Общая и неорганическая Химия: Учеб. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Высш. шк., 1988. — стр. 84, 87-89, 141, 237, 240, 273, 293, 300, 387, 419, 426, 475, 524.

Темы кодификатора ЕГЭ: Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь

Химические связи

Сначала рассмотрим связи, которые возникают между частицами внутри молекул. Такие связи называют внутримолекулярными.

Химическая связь между атомами химических элементов имеет электростатическую природу и образуется за счет взаимодействия внешних (валентных) электронов, в большей или меньшей степени удерживаемых положительно заряженными ядрами связываемых атомов.

Ключевое понятие здесь – ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ. Именно она определяет тип химической связи между атомами и свойства этой связи.

Электроотрицательность χ – это способность атома притягивать (удерживать) внешние (валентные) электроны. Электроотрицательность определяется степенью притяжения внешних электронов к ядру и зависит, преимущественно, от радиуса атома и заряда ядра.

Электроотрицательность сложно определить однозначно. Л.Полинг составил таблицу относительных электроотрицательностей (на основе энергий связей двухатомных молекул). Наиболее электроотрицательный элемент – фтор со значением 4.

Важно отметить, что в различных источниках можно встретить разные шкалы и таблицы значений электроотрицательности. Этого не стоит пугаться, поскольку при образовании химической связи играет роль разность электроотрицательностей атомов, а она примерно одинакова в любой системе.

Если один из атомов в химической связи  А:В сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается к нему. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, тем сильнее смещается электронная пара.

Если значения электроотрицательностей взаимодействующих атомов равны или примерно равны: ЭО(А)≈ЭО(В), то общая электронная пара не смещается ни к одному из атомов: А : В. Такая связь называется ковалентной неполярной.

Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются, но не сильно (разница электроотрицательностей примерно от 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2), то электронная пара смещается к одному из атомов. Такая связь называется ковалентная полярная.

Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются существенно (разница электроотрицательностей больше 2: ΔЭО>2), то один из электронов практически полностью  переходит к другому атому, с образованием ионов. Такая связь называется ионная.

Основные типы химических связей — ковалентная, ионная и металлическая связи. Рассмотрим их подробнее.

Ковалентная химическая связь

Ковалентная связь – это химическая связь, образованная за счет образования общей электронной пары А:В. При этом у двух атомов перекрываются атомные орбитали. Ковалентная связь образуется при взаимодействии атомов с небольшой разницей электроотрицательностей (как правило, между двумя неметаллами) или атомов одного элемента.

Основные свойства ковалентных связей

• направленность,
• насыщаемость,
• полярность,
• поляризуемость.

Эти свойства связи влияют на химические и физические свойства веществ.

Направленность связи характеризует химическое строение и форму веществ. Углы между двумя связями называются валентными. Например, в молекуле воды валентный угол H-O-H равен 104,45^о, поэтому молекула воды — полярная, а в молекуле метана валентный угол Н-С-Н 109^о28′.

Насыщаемость — это способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных химических связей. Количество связей, которые способен образовывать атом, называется валентностью.

Полярность связи возникает из-за неравномерного распределения электронной плотности между двумя атомами с различной электроотрицательностью. Ковалентные связи делят на полярные и неполярные.

Поляризуемость связи — это способность электронов связи смещаться под действием внешнего электрического поля (в частности, электрического поля другой частицы). Поляризуемость зависит от подвижности электронов. Чем дальше электрон находится от ядра, тем он более подвижен, соответственно и молекула более поляризуема.

Ковалентная неполярная химическая связь

Существует 2 вида ковалентного связывания – ПОЛЯРНЫЙ и НЕПОЛЯРНЫЙ.

Пример. Рассмотрим строение молекулы водорода H₂. Каждый атом водорода на внешнем энергетическом уровне несет 1 неспаренный электрон. Для отображения атома используем структуру Льюиса – это схема строения внешнего энергетического уровня атома, когда электроны обозначаются точками. Модели точечных структур Льюиса неплохо помогают при работе с элементами второго периода.

H^. + ^.H = H:H 

Таким образом, в молекуле водорода одна общая электронная пара и одна химическая связь H–H. Эта электронная пара не смещается ни к одному из атомов водорода, т.к. электроотрицательность у атомов водорода одинаковая. Такая связь называется ковалентной неполярной.

Ковалентная неполярная (симметричная) связь – это ковалентная связь, образованная атомами с равной элетроотрицательностью (как правило, одинаковыми неметаллами) и, следовательно, с равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов.

Дипольный момент неполярных связей равен 0.

Примеры: H₂ (H-H), O₂ (O=O), S₈.

Ковалентная полярная химическая связь

Ковалентная полярная связь – это ковалентная связь, которая возникает между атомами с разной электроотрицательностью (как правило, разными неметаллами) и характеризуется смещением общей электронной пары к более электроотрицательному атому (поляризацией).

Электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому – следовательно, на нем возникает частичный отрицательный заряд (δ-), а на менее электроотрицательном атоме возникает частичный положительный заряд (δ+, дельта +).

Чем больше различие в электроотрицательностях атомов, тем выше полярность связи и тем больше дипольный момент. Между соседними молекулами и противоположными по знаку зарядами действуют дополнительные силы притяжения, что увеличивает прочность связи.

Полярность связи влияет на физические и химические свойства соединений. От полярности связи зависят механизмы реакций и даже реакционная способность соседних связей. Полярность связи зачастую определяет полярность молекулы и, таким образом, непосредственно влияет на такие физические свойства как температуре кипения и температура плавления, растворимость в полярных растворителях.

Примеры: HCl, CO₂, NH₃.

Механизмы образования ковалентной связи

Ковалентная химическая связь может возникать по 2 механизмам:

1. Обменный механизм образования ковалентной химической связи – это когда каждая частица предоставляет для образования общей электронной пары один неспаренный электрон:

А^. + ^.В= А:В

2. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи – это такой механизм, при котором одна из частиц предоставляет неподеленную электронную пару, а другая частица предоставляет вакантную орбиталь для этой электронной пары:

А: +  B= А:В

При этом один из атомов предоставляет неподеленную электронную пару (донор), а другой атом предоставляет вакантную орбиталь для этой пары (акцептор). В результате образования связи оба энергия электронов уменьшается, т.е. это выгодно для атомов.

Ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, не отличается по свойствам от других ковалентных связей, образованных по обменному механизму. Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму характерно для атомов либо с большим числом электронов на внешнем энергетическом уровне (доноры электронов), либо наоборот, с очень малым числом электронов (акцепторы электронов). Более подробно валентные возможности атомов рассмотрены в соответствующей статье.

Ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму образуется:

– в молекуле угарного газа CO (связь в молекуле – тройная, 2 связи образованы по обменному механизму, одна – по донорно-акцепторному): C≡O;

– в ионе аммония NH₄⁺, в ионах органических аминов, например, в ионе метиламмония CH₃-NH₃⁺;

– в комплексных соединениях, химическая связь между центральным атомом и группами лигандов, например, в тетрагидроксоалюминате натрия Na[Al(OH)₄] связь между алюминием и гидроксид-ионами;

– в азотной кислоте и ее солях — нитратах: HNO₃, NaNO₃, в некоторых других соединениях азота;

– в молекуле озона O₃.

Основные характеристики ковалентной связи

Ковалентная связь, как правило, образуется между атомами неметаллов. Основными характеристиками ковалентной связи являются длина, энергия, кратность и направленность.

Кратность химической связи

Кратность химической связи — это число общих электронных пар между двумя атомами в соединении. Кратность связи достаточно легко можно определить из значения валентности атомов, образующих молекулу.

Например, в молекуле водорода H₂ кратность связи равна 1, т.к. у каждого водорода только 1 неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне, следовательно, образуется одна общая электронная пара.

В молекуле кислорода O₂ кратность связи равна 2, т.к. у каждого атома на внешнем энергетическом уровне есть по 2 неспаренных электрона: O=O.

 В молекуле азота N₂ кратность связи равна 3, т.к. между у каждого атома по 3 неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне, и атомы образуют 3 общие электронные пары N≡N.

Длина ковалентной связи

Длина химической связи – это расстояние между центрами ядер атомов, образующих связь. Ее определяют экспериментальными физическими методами. Оценить величину длины связи можно примерно, по правилу аддитивности, согласно которому длина связи в молекуле АВ приблизительно равна полусумме длин связей в молекулах А₂ и В₂:

Длину химической связи можно примерно оценить по радиусам атомов, образующих связь, или по кратности связи, если радиусы атомов не сильно отличаются.

При увеличении радиусов атомов, образующих связь, длина связи увеличится.

Например.  В ряду: C–C, C=C, C≡C  длина связи уменьшается.

Связь	Длина связи, нм
H-F	0,092
H-Cl	0,128
H-Br	0,142
H-I	0,162

При увеличении кратности связи между атомами (атомные радиусы которых не отличаются, либо отличаются незначительно) длина связи уменьшится.

Например.  В ряду: C–C, C=C, C≡C  длина связи уменьшается.

Связь	Длина связи, нм
С–С	0,154
С=С	0,133
С≡С	0,120

Энергия связи

Мерой прочности химической  связи является энергия связи. Энергия связи определяется энергией, необходимой для разрыва связи и удаления атомов, образующих эту связь, на бесконечно большое расстояние друг от друга.

Ковалентная связь является очень прочной. Ее энергия составляет от нескольких десятков до нескольких сотен кДж/моль. Чем больше энергия связи, тем больше прочность связи, и наоборот.

Прочность химической связи зависит от длины связи, полярности связи и кратности связи. Чем длиннее химическая связь, тем легче ее разорвать, и тем меньше энергия связи, тем ниже ее  прочность. Чем короче химическая связь, тем она прочнее, и тем больше энергия связи.

Например, в ряду соединений HF, HCl, HBr слева направо прочность химической связи уменьшается, т.к. увеличивается длина связи.

Ионная химическая связь

Ионная связь — это химическая связь, основанная на электростатическом притяжении ионов.

Ионы образуются в процессе принятия или отдачи электронов атомами. Например, атомы всех металлов слабо удерживают электроны внешнего энергетического уровня. Поэтому для атомов металлов характерны восстановительные свойства — способность отдавать электроны.

Пример. Атом натрия содержит на 3 энергетическом уровне 1 электрон. Легко отдавая его, атом натрия образует гораздо более устойчивый ион Na⁺, с электронной конфигурацией благородного газа неона Ne. В ионе натрия содержится 11 протонов и только 10 электронов, поэтому суммарный заряд иона -10+11 = +1:

+11Na )₂)₈)₁ — 1e = +11Na⁺ )₂)₈

Пример. Атом хлора на внешнем энергетическом уровне содержит 7 электронов. Чтобы приобрести конфигурацию стабильного инертного атома аргона Ar, хлору необходимо присоединить 1 электрон. После присоединения электрона образуется стабильный ион хлора, состоящий из электронов. Суммарный заряд иона равен -1:

+17Cl )₂ )₈ )₇ + 1e = +17Cl^— )₂ )₈ )₈

Обратите внимание:

• Свойства ионов отличаются от свойств атомов!
• Устойчивые ионы могут образовывать не только атомы, но и группы атомов. Например: ион аммония NH₄⁺, сульфат-ион SO₄^2- и др. Химические связи, образованные такими ионами, также считаются ионными;
• Ионную связь, как правило, образуют между собой металлы и неметаллы (группы неметаллов);

Образовавшиеся ионы притягиваются за счет электрического притяжения: Na⁺Cl^—, Na₂⁺ SO₄^2-.

Наглядно обобщим различие между ковалентными и ионным типами связи:

Металлическая химическая связь

Металлическая связь — это связь, которую образуют относительно свободные электроны между ионами металлов, образующих кристаллическую решетку.

У атомов металлов на внешнем энергетическом уровне обычно расположены от одного до трех электронов. Радиусы у атомов металлов, как правило, большие — следовательно, атомы металлов, в отличие от неметаллов, достаточно легко отдают наружные электроны, т.е. являются сильными восстановителями.

Отдавая электроны, атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионы. Оторвавшиеся электроны относительно свободно перемещаются между положительно заряженными ионами металлов. Между этими частицами возникает связь, т.к. общие электроны удерживают катионы металлов, расположенные слоями,  вместе, создавая таким образом достаточно прочную  металлическую  кристаллическую решетку. При этом электроны непрерывно хаотично двигаются, т.е. постоянно возникают новые нейтральные атомы и новые катионы.

 Межмолекулярные взаимодействия

Отдельно стоит рассмотреть взаимодействия, возникающие между отдельными молекулами в веществе — межмолекулярные взаимодействия. Межмолекулярные взаимодействия — это такой вид взаимодействия между нейтральными атомами, при котором не появляются новые ковалентные связи. Силы взаимодействия между молекулами обнаружены Ван-дер Ваальсом в 1869 году, и названы в честь него Ван-дар-Ваальсовыми силами. Силы Ван-дер-Ваальса делятся на ориентационные, индукционные и дисперсионные. Энергия межмолекулярных взаимодействий намного меньше энергии химической связи.

Ориентационные силы притяжения возникают между полярными молекулами (диполь-диполь взаимодействие). Эти силы возникают между полярными молекулами. Индукционные взаимодействия — это взаимодействие между полярной молекулой и неполярной. Неполярная молекула поляризуется из-за действия полярной, что и порождает дополнительное электростатическое притяжение.

Особый вид межмолекулярного взаимодействия — водородные связи. Водородные связи — это межмолекулярные (или внутримолекулярные) химические связи, возникающие между молекулами, в которых есть сильно полярные ковалентные связи — H-F, H-O или H-N. Если в молекуле есть такие связи, то между молекулами будут возникать дополнительные силы притяжения.

Механизм образования водородной связи частично электростатический, а частично — донорно–акцепторный. При этом донором электронной пары выступают атом сильно электроотрицательного элемента (F, O, N), а акцептором — атомы водорода, соединенные с этими атомами. Для водородной связи характерны направленность в пространстве и насыщаемость.

Водородную связь можно обозначать точками: Н ··· O. Чем больше электроотрицательность атома, соединенного с водородом, и чем меньше его размеры, тем крепче водородная связь. Она характерна прежде всего для соединений фтора с водородом, а также кислорода с водородом, в меньшей степени азота с водородом.

Водородные связи возникают между следующими веществами:

— фтороводород HF (газ, раствор фтороводорода в воде — плавиковая кислота), вода H₂O (пар, лед, жидкая вода):

— раствор аммиака и органических аминов — между молекулами аммиака и воды;

— органические соединения, в которых связи O-H или N-H: спирты, карбоновые кислоты, амины, аминокислоты, фенолы, анилин и его производные, белки, растворы углеводов — моносахаридов и дисахаридов.

Водородная связь оказывает влияние на физические и химические свойства веществ. Так, дополнительное притяжение между молекулами затрудняет кипение веществ. У веществ с водородными связями наблюдается аномальное повышение температуры кипения.

Например, как правило, при повышении молекулярной массы наблюдается повышение температуры кипения веществ. Однако в ряду веществ H₂O-H₂S-H₂Se-H₂Te мы не наблюдаем линейное изменение температур кипения.

А именно, у воды температура кипения аномально высокая — не меньше -61^оС, как показывает нам прямая линия, а намного больше, +100 ^оС. Эта аномалия объясняется наличием водородных связей между молекулами воды. Следовательно, при обычных условиях (0-20^оС) вода является жидкостью по фазовому состоянию.

Тренировочный тест по теме «Химические связи» — 10 вопросов, при каждом прохождении новые.

Узнаем сегодня, как определить полярность связи и зачем это нужно. Раскроем физический смысл рассматриваемой величины.

Химия и физика

Когда-то все дисциплины, посвященные изучению окружающего мира, объединялись одним определением. И астрономы, и алхимики, и биологи были философами. Но сейчас существует строгое распределение по разделам науки, а большие университеты точно знают, что нужно знать математикам, а что – лингвистам. Впрочем, в случае химии и физики четкой границы нет. Часто они взаимно проникают друг в друга, а бывает, что идут параллельными курсами. В частности, спорным объектом является полярность связи. Как определить, относится эта область знания к физике или химии? По формальному признаку – ко второй науке: сейчас школьники изучают это понятие как часть химии, но без знаний по физике им не обойтись.

Строение атома

Для того чтобы понять, как определить полярность связи, сначала надо вспомнить, как устроен атом. В конце девятнадцатого века было известно, что любой атом нейтрален в целом, но содержит в разных обстоятельствах разные заряды. Резерфод установил, что в центре любого атома располагается тяжелое и положительно заряженное ядро. Заряд атомного ядра всегда целочисленный, то есть он составляет +1, +2 и так далее. Вокруг ядра располагается соответствующее количество легких отрицательно заряженных электронов, число которых строго соответствует заряду ядра. То есть если заряд ядра +32, то вокруг него должны располагаться тридцать два электрона. Они занимают определенные позиции вокруг ядра. Каждый электрон как бы «размазан» вокруг ядра на своей орбитали. Ее форма, позиция и расстояние до ядра определяются четырьмя квантовыми числами.

Почему возникает полярность

В нейтральном атоме, расположенном вдалеке от других частиц (например, в глубоком космосе, вне галактики), все орбитали симметричны относительно центра. Несмотря на довольно сложную форму некоторых из них, орбитали любых двух электронов не пересекаются в одном атоме. Но если наш отдельно взятый атом в вакууме встретит на своем пути другой (например, войдет в облако газа), то он захочет взаимодействовать с ним: орбитали валентных внешних электронов вытянутся в сторону соседнего атома, сольются с ним. Возникнет общее электронное облако, новое химическое соединение и, следовательно, полярность связи. Как определить, какой атом возьмет себе большую часть общего электронного облака, расскажем далее.

Какими бывают химические связи

В зависимости от типа взаимодействующих молекул, разности в зарядах их ядер и силы возникающего притяжения, существуют следующие типы химических связей:

• одноэлектронная;
• металлическая;
• ковалентная;
• ионная;
• ван-дер-ваальсова;
• водородная;
• двухэлектронная трёхцентровая.

Для того чтобы задаваться вопросом о том, как определить полярность связи в соединении, она должна быть ковалентной или ионной (как, например, у соли NaCl). В целом эти два типа связи различаются только тем, насколько сильно смещается электронное облако в сторону одного из атомов. Если ковалентная связь не образована двумя одинаковыми атомами (например, О₂), то она всегда слегка поляризована. В ионной связи смещение сильнее. Считается, что ионная связь приводит к образованию ионов, так как один из атомов «забирает» электроны другого.

Но на самом деле полностью полярных соединений не существует: просто один ион очень сильно притягивает к себе общее электронное облако. Настолько сильно, что оставшимся кусочком равновесия можно пренебречь. Итак, надеемся, стало понятно, что определить полярность ковалентной связи можно, а полярность ионной связи не имеет смысла определять. Хотя в данном случае различие между этими двумя типами связи – это приближение, модель, а не истинное физическое явление.

Определение полярности связи

Надеемся, читатель уже понял, что полярность химической связи – это отклонение распределения в пространстве общего электронного облака от равновесного. А равновесное распределение существует в изолированном атоме.

Способы измерения полярности

Как определить полярность связи? Вопрос этот далеко не однозначный. Для начала надо сказать, что раз симметрия электронного облака поляризованного атома отличается от аналогичной нейтрального, то и рентгеновский спектр изменится. Таким образом, смещение линий в спектре даст представление о том, какова полярность связи. А если требуется понять, как определить полярность связи в молекуле более точно, то надо знать не только спектр испускания или поглощения. Требуется выяснить:

• размеры участвующих в связи атомов;
• заряды их ядер;
• какие связи были созданы у атома до возникновения этой;
• какова структура всего вещества;
• если структура кристаллическая, какие в ней существуют дефекты и как они влияют на все вещество.

Полярность связи обозначается как верхний знак следующего вида: 0,17+ или 0,3-. Стоит также помнить, что один и тот же вид атомов будет иметь непохожую полярность связи в соединении с различными веществами. Например, в оксиде BeO у кислорода полярность 0,35-, а в MgO – 0,42-.

Полярность атома

Читатель может задать и такой вопрос: “Как определить полярность химической связи, если факторов так много?” Ответ одновременно и прост, и сложен. Количественные меры полярности определяются как эффективные заряды атома. Эта величина является разностью между зарядом находящегося в определенной области электрона и соответствующей области ядра. В целом эта величина достаточно хорошо показывает некую асимметричность электронного облака, которая возникает при образовании химической связи. Сложность состоит в том, что определить, какая именно область нахождения электрона принадлежит именно этой связи (особенно в сложных молекулах) почти что невозможно. Так что, как и в случае разделения химических связей на ионные и ковалентные, ученые прибегают к упрощениям и моделям. При этом отбрасываются те факторы и значения, которые влияют на результат незначительно.

Физический смысл полярности соединения

Каков же физический смысл значения полярности связи? Рассмотрим один пример. Атом водорода H входит как во фтороводородную кислоту (HF), так и в соляную (HCl). Его полярность в HF равна 0,40+, в HCl – 0,18+. Это значит, что общее электронное облако гораздо сильнее отклоняется в сторону фтора, чем в сторону хлора. И значит, что электроотрицательность атома фтора намного сильнее электроотрицательности атома хлора.

Полярность атома в молекуле

Но вдумчивый читатель вспомнит, что, помимо простых соединений, в которых присутствуют два атома, существуют и более сложные. Например, чтобы образовать одну молекулу серной кислоты (H₂SO₄), требуется два атома водорода, один – серы, и целых четыре кислорода. Тогда возникает другой вопрос: как определить наибольшую полярность связи в молекуле? Для начала надо помнить, что любое соединение имеет некоторую структуру. То есть серная кислота – это не нагромождение всех атомов в одну большую кучу, а некая структура. К центральному атому серы присоединяются четыре атома кислорода, образуя подобие креста. С двух противоположных сторон атомы кислорода присоединяются к сере двойными связями. С двух остальных сторон атомы кислорода присоединяются к сере одинарными связями и «держат» с другой стороны по водороду. Таким образом, в молекуле серной кислоты существуют следующие связи:

• O-H;
• S-O;
• S=O.

Определив по справочнику полярность каждой из этих связей, можно найти наибольшую. Однако стоит помнить, что если в конце длинной цепочки атомов стоит сильно электроотрицательный элемент, то он может «перетягивать» на себя электронные облака соседних связей, повышая их полярность. В более сложной, чем цепочка, структуре вполне возможны иные эффекты.

Чем полярность молекулы отличается от полярности связи

Как определить полярность связи, мы рассказали. В чем состоит физический смысл понятия, мы раскрыли. Но эти слова встречаются и в других словосочетаниях, которые относятся к данному разделу химии. Наверняка читателей интересует, каким образом взаимодействуют химические связи и полярность молекул. Отвечаем: эти понятия взаимно дополняют друг друга и невозможны по отдельности. Это мы продемонстрируем на классическом примере воды.

В молекуле H₂O две одинаковые связи H-O. Между ними угол в 104,45 градуса. Так что структура молекулы воды представляет собой нечто вроде двузубой вилки с водородами на концах. Кислород – это более электроотрицательный атом, он оттягивает на себя электронные облака двух водородов. Таким образом, при общей электронейтральности, зубчики вилки получаются немного более положительными, а основание – немного более отрицательным. Упрощение приводит к тому, что молекула воды имеет полюса. Это и называется полярностью молекулы. Поэтому вода – такой хороший растворитель, эта разница в зарядах позволяет молекулам чуть-чуть оттягивать на себя электронные облака других веществ, разъединяя кристаллы на молекулы, а молекулы – на атомы.

Чтобы понять, почему у молекул при отсутствии заряда существует полярность, надо помнить: важна не только химическая формула вещества, но и строение молекулы, виды и типы связей, которые в ней возникают, разница в электроотрицательности входящих в нее атомов.

Наведенная или вынужденная полярность

Помимо собственной полярности, существует еще и наведенная или вызванная факторами извне. Если на молекулу действует внешнее электромагнитное поле, которое значительнее существующих внутри молекулы сил, то оно способно изменить конфигурацию электронных облаков. То есть если молекула кислорода тянет на себя облака водорода в H₂O, и внешнее поле сонаправлено с этим действием, то поляризация усиливается. Если поле как бы мешает кислороду, то полярность связи немного уменьшается. Надо отметить, что требуется приложить достаточно большое усилие, чтобы как-то повлиять на полярность молекул, и еще большее – чтобы повлиять на полярность химической связи. Достигается этот эффект только в лабораториях и космических процессах. Обычная микроволновка лишь усиливает амплитуду колебаний атомов воды и жиров. Но это никак не влияет на полярность связи.

В каком случае имеет смысл направление полярности

В связи с термином, который рассматривается нами, нельзя не упомянуть, что такое прямая и обратная полярность. Если речь идет о молекулах, то полярность имеет знак «плюс» или «минус». Это значит, что атом либо отдает свое электронное облако и таким образом становится чуть более положительным, либо, наоборот, тянет облако на себя и приобретает отрицательный заряд. А направление полярности имеет смысл только тогда, когда заряд движется, то есть когда по проводнику идет ток. Как известно, электроны движутся от их источника (отрицательно заряженного) к месту притяжения (положительно заряженного). Стоит напомнить, что существует теория, согласно которой электроны на самом деле движутся в обратную сторону: от положительного источника к отрицательному. Но в целом это не имеет значения, важен лишь факт их движения. Так вот, в некоторых процессах, например при сварке металлических частей, важно, куда именно присоединены какие полюса. Следовательно, важно знать, как подключена полярность: напрямую или в обратную сторону. В некоторых приборах, даже бытовых, это тоже имеет значение.

Полярность
химических связей —
характеристика химической
связи,
показывающая изменение распределения
электронной
плотности
в пространстве вокруг ядер в сравнении
с распределением электронной плотности
в образующих данную связь нейтральных
атомах.
В качестве количественной меры полярности
связи используются так называемые
эффективные заряды на атомах. Эффективный
заряд определяется как разность между
зарядом электронов, находящимся в
некоторой области пространства вблизи
ядра, и зарядом ядра. Однако эта мера
имеет лишь условный и приблизительный
смысл, поскольку невозможно однозначно
выделить в молекуле область, относящуюся
исключительно к отдельному атому, а
при нескольких связях — к конкретной
связи. Наличие эффективного заряда
может быть указано символами зарядов
у атомов (например, Н^+δ —
Cl^−δ,
где δ — некоторая доля элементарного
заряда). Практически все химические
связи, за исключениям связей в двухатомных
гомоядерных молекулах — в той или
иной степени полярны. Ковалентные
связи
обычно слабо полярны. Ионные
связи —
сильно полярны. Полярность
молекулы
определяется разностью электроотрицательностей
атомов, образующих двухцентровую связь,
геометрией молекулы, а так же наличием
неподеленных электронных пар, так как
часть электронной плотности в молекуле
может быть локализована не в направлении
связей. Полярность связи выражается
через ее ионную составляющую, то есть
через смещение электронной пары к более
электроотрицательному атому. Полярность
связи может быть выражена через ее
дипольный
момент μ,
равный произведению элементарного
заряда на длину диполя μ = e ∙ l.
Полярность молекулы выражается через
ее дипольный момент, который равен
векторной сумме всех дипольных моментов
связей молекулы. Диполь – система из
двух равных, но противоположных по
знаку зарядов, находящихся на единичном
расстоянии друг от друга. Дипольный
момент измеряется в кулон-метрах (Кл∙м)
или в дебаях (D); 1D = 0,333∙10^–29
Кл∙м.

12. Донорно-акцепторный механизм ков.Св.. Комплексные соединения.

Донорно-акцепторный
механизм
(иначе координационный
механизм)
— способ образования ковалентной
химической связи
между двумя атомами
или группой атомов, осуществляемый за
счет неподеленной пары электронов
атома-донора и свободной орбитали
атома-акцептора. Если одна из двух
молекул имеет атом со свободными
орбиталями, а другая атом с прой
неопределенных электронов, то мнежду
ними возникает Д-А взаимодействие.

Комплексное
соединение
– сложные соединения, у которых имеются
ковалентные связи, образованные по ДАМ
. Рассмотрим пример [Cu(NH3)4]SO4.
Cu-комплексообразователь, 4-координационное
число. ( )- внутренняя сфера, [ ]-внешняя
сфера, NH3-лиганды.

Координационное
число для комплексного соединения
имеет тот же смысл, что валентность в
обычных соединениях. Принимает значения
от 1-12 (кроме 10 и 11).

13.
Межмолекулярное взаимодействие.
Водородная связь.

Водородная
связь
— вид химической
связи
между электроотрицательным
атомом и атомом водорода H,
связанным ковалентно
с другим электроотрицательным
атомом (в составе той же молекулы или
в другой молекуле). Обычно изображается
точками или пунктиром на структурных
схемах. Водородная связь по прочности
превосходит вандерваальсово
взаимодействие,
и ее энергия составляет 8—40 кДж/моль.
Однако она обычно на порядок слабее
ковалентной связи. Водородная связь
характерна для соединений водорода с
наиболее электроотрицательными
элементами: фтора,
кислорода,
азота,
хлора
и серы.
Водородная связь весьма распространена
и играет важную роль при ассоциации
молекул, в процессах кристаллизации,
растворения, образования кристаллогидратов,
электролитической диссоциации и других
важных физико-химических процессах.
Молекула воды
образует четыре водородные связи, чем
объясняются особенности строения воды
и льда, а также многие аномальные
свойства воды: 1) макс. плотность при
температуре +4
2)
вода обладает наибольшей теплоемкостью
из известных жидкостей. При нагреве
воды значительная часть энергии
затрачивается на разрыв связей, отсюда
и повышенная теплоемкость. Межмолекулярное
взаимодействие
– взаимодействие молекул между собой,
не приводящее к разрыву или образованию
новых химических связей. В их основе,
как и в основе химической связи, лежат
электрические взаимодействия. Различают
ориентационное, индукционное и
дисперсионное взаимодействия.
Ориентационные
силы,
диполь-дипольное
притяжение. Осуществляется между
молекулами, являющимися постоянными
диполями. В результате беспорядочного
теплового движения молекул при их
сближении друг с другом одноименно
заряженные концы диполей взаимно
отталкиваются, а противоположно
заряженные притягиваются. Чем более
полярны молекулы, тем сильнее они
притягиваются и тем самым больше
ориентационное взаимодействие.Энергиятакого взаимодействия обратно
пропорциональна кубу расстояния между
диполями.Дисперсионное
притяжение (лондоновские силы).
Взаимодействие между мгновенным и
наведенным диполем. При сближении
молекул ориентация микродиполей
перестает быть независимой и их появление
и исчезновение в разных молекулах
происходит в такт друг другу. Синхронное
появление и исчезновение микродиполей
разных молекул сопровождается их
притяжением. Энергия такого взаимодействия
обратно пропорциональна шестой степени
расстояния между диполями. Индукционное
притяжение.
Взаимодействие между постоянным диполем
и наведенным (индуцированным). Встречаются
полярная и неполярная молекулы. Под
действием полярной молекулы неполярная
молекула деформируется и в ней возникает
(индуцируется) диполь. Индуцированный
диполь притягивается к постоянному
диполю полярной молекулы и в свою
очередь усиливает электрический момент
диполя полярной молекулы. Энергия
такого взаимодействия обратно
пропорциональна шестой степени
расстояния между диполями.

14.
Система. Фаза. Компонент. Параметры.
Функции состояния: внутренняя энергия
и энтальпия. Стандартные условия.

Система
– это тело или группа тел, находящиеся
во взаимодействии, которые мысленно
выделены из окружающей среды. Бывают
гомогенными (однородные) и гетерогенными
(неоднородные).Изолированная
система не имеет обмена веществ и
энергий с окружающей средой.
Закрытая
– не имеет только массообмена (необратимый
перенос массы компонента смеси в
пределах одной или неск. фаз).
Открытая
– имеет и энерго- и массообмен.Фаза
– совокупность всех гомогенных частей
системы, одинаковых по составу и всем
физ. и хим. свойствам, не зависящим от
количества вещества. Фазы отделены
друг от друга поверхностями раздела,
на которых все свойства фазы резко
скачком меняются.
Компоненты
– составные части системы, химически
индивидуальные вещества, составляющие
данную систему и способные к
самостоятельному существованию, будучи
изолированными от других частей системы.
Состояние
системы определяется набором переменных
величин – параметров.
Различают параметры интенсивные и
экстенсивные. Интенсивные – не зависят
от массы или числа частиц в-ва. (P,T), а
экстенсивные – зависят (V, E).
Функции
состояния – это термодинамические
функции, значения которых зависят
только от состояния системы и не зависят
от пути, по которому система пришла в
данное состояние. Изменение функции
состояния

Наиболее
важными функциями являются внутренняя
энергия
системы U и энтальпия
H
(теплосодержание)

Внутр. энергия
– общий запас энергии: энергия
поступательного и вращательного
движения, энергия колебаний, внутриядерная
энергия, за исключением кинетической
энергии системы в целом и потенциальной
энергии положения системы.
Энтальпия
— это свойство вещества, указывающее
количество энергии, которую можно
преобразовать в теплоту.
Энтальпия
— это термодинамическое свойство
вещества, которое указывает уровень
энергии, сохраненной в его молекулярной
структуре. Это значит, что, хотя вещество
может обладать энергией на основании
температуры и давления, не всю ее можно
преобразовать в теплоту. Часть внутренней
энергии всегда остается в веществе и
поддерживает его молекулярную структуру.
стандартное
давление
для газов, жидкостей, и твёрдых тел,
равное 10⁵
Па(750мм
рт. ст.);
стандартная
температура
для газов, равная 273,15 К(0° С);
стандартная
молярность
для растворов, равная 1 моль•л⁻¹.
При
этих условиях константа
диссоциациидистиллированнойводысоставляет 1,0×10⁻¹⁴.

15.
Первое начало термодинамики. Закон
Гесса как следствие первого начала
термодинамики. Термохимические расчеты.

Существует
множество формулировок первого закона:
В изолированной
системе общий запас энергии сохраняется
постоянным. Поскольку работа является
одной из форм перехода энергии, то,
следовательно, невозможно создание
вечного двигателя первого рода (машины,
совершающей работу без затраты энергии).
Математическая формулировка:
При
протеканииизобарического
процесса:
При
протекании изохорического
процесса:
При
протекании изотермического
процесса:
При
протекании кругового
процесса:

Термохимия
– область физ. химии, занимающаяся
изучением энергет. эффектов реакций.
Если в уравнении указан ее энергетический
эффект – это термохимическое
ур-е.
V=const,
p=const,

Русский
ученый Гесс (1840) дал формулировку
основному
закону термохимии:
тепловой эффект реакции, протекающей
при постоянном объеме или при постоянном
давлении, не зависит от пути реакции
(от ее промежуточных стадий), а определяется
только природой и состоянием исходных
веществ и продуктов реакции.
Этот
закон – прямое следствие первого закона
термодинамики.
С
помощью закона Гесса можно вычислять
теплоты различных реакций, не проводя
самих реакций.

Например:

Вывод:
теплота испарения одного моля воды
равна 44 Дж.

16.
Стандартная энтальпия образования.
Следствия из закона Гесса.

Под
стандартной
теплотой (энтальпией) образования
понимают тепловой эффект реакции
образования одного моля вещества из
простых веществ, его составляющих,
находящихся в устойчивых стандартных
состояниях. Стандартная энтальпия
образования обозначается ΔH_f^O.

Русский
ученый Гесс (1840) дал формулировку
основному
закону термохимии:
тепловой эффект реакции, протекающей
при постоянном объеме или при постоянном
давлении, не зависит от пути реакции
(от ее промежуточных стадий), а определяется
только природой и состоянием исходных
веществ и продуктов реакции. Следствия
из закона Гесса:

1.
Тепловой эффект реакции равен разности
между суммой теплот горения исходных
веществ и суммой теплот горения продуктов
реакции. Теплота горения – тепловой
эффект реакции окисления данного
соединения кислородом с образованием
высших оксидов. Теплота образования –
тепловой эффект реакции образования
данного соединения из простых веществ,
отвечающих наиболее устойчивому
состоянию элементов при данных
температуре и давлении.

2.
Тепловой эффект реакции равен разности
между теплотами образования всех
веществ, указанных в правой части
уравнения, и теплотами образования
веществ в левой части уравнения, взятых
с коэффициентами перед формулами этих
веществ в уравнении самой реакции. В
настоящее время известны теплоты
образования свыше 6000 веществ. Стандартные
теплоты образования – величины теплот
образования к температуре 298К и давлению
1атм.

17.
Зависимость теплового эффекта химической
реакции от температуры (закон Кирхгофа).
Продифференцируем
уравнения
ипо Т, причем в первом случае возьмем
постоянный V, а во втором – Р.

Температурный
коэффициент теплового эффекта процесса
равен изменению теплоемкости системы,
происходящему в результате процесса
(правило Кирхгоффа). Интегрируя полученные
выше дифф уравнения, получаем:

В небольшом
диапазоне температур можно ограничиться
первым членом степенного ряда для С, и
тогда она будет постоянной.

18.
Второе начало термодинамики. Понятие
об энтропии. Термодинамическая
вероятность. Приведённое тепло.
Неравенство и тождество Клаузиуса.

Невозможен
самопроизвольный переход тепла от
менее нагретого тела более нагретому.
Невозможно создание вечного двигателя
2го рода(машины, которая периодически
превращает тепло среды при пост.
температуре в работу. Термодинамический
КПД:
Для
изолированных систем критерием,
позволяющим судить о направлении
процессов и об условиях равновесия,
является функция-S-энтропия.
Процессы протекают в сторону увеличения
энтропии. При равновесии энтропия
достигает максимума. Обратное протекание
процессов не может быть самопроизвольным
– требуется затрата работы извне. Физ.
смысл функции состояния энтропии легче
всего проиллюстрировать на примере
кипения жидкости. При нагреве: Т и U
увеличиваются до тех пор, пока жидкость
не закипит. При этом поглощается теплота
испарения, затрачиваемая на увеличение
беспорядка в системе. Таким образом,
энтропия – мера упорядоченности
состояния системы.
-2е
начало термодинамики
для обратимых процессов. В изолированной
системе процессы самопроизвольные,
протекают в сторону увеличения энтропииВнеизолированных–возможно
Термодинамическая
вероятность (или статический вес)
— число способов, которыми может быть
реализовано состояние физической
системы.Неравенство
Клаузиуса
(1854): Количество теплоты, полученное
системой при любом круговом процессе,
делённое на абсолютную температуру,
при которой оно было получено (приведённое
количество теплоты),
неположительно.

19.Тепловая
теорема Нернста. Постулат Планка. Расчёт
абсолютного значения энтропии. Понятие
вырождения идеального газа. Теорема
Нернста
утверждает, что изменение энтропии в
обратимой хим. р-ции между в-вами в
конденсир. состоянии, стремится к нулю
при T0:Основываясь на этом, Планк в 1911 году
постулировал: “При абсолютном нуле
температуры энтропия не только имеет
наименьшее значение, но просто равна
нулю”.Постулат
Планка
формулируется следующим образом:
«Энтропия  правильно сформированного
кристалла  чистого  вещества 
при абсолютном  нуле температуры
равна нулю» Абсолютное
значение энтропии
позволяет
установить третье
начало термодинамики,
или Нернста теорему: при стремлении
абсолютной температуры
к нулю разность DS для любого вещества
стремится к нулю независимо от внешних
параметров. Поэтому: энтропию
всех веществ
при абсолютном нуле температуры
можно принять равной нулю (эту формулировку
теоремы Нернста предложил в 1911 М. Планк).
Основываясь на ней, за начальную точку
отсчёта энтропии
принимают S_o
= 0 при Т = 0.
Вырожденный
газ
– газ, свойства которого существенно
отличаются от свойств классического
идеального газа вследствие
квантовомеханического влияния одинаковых
частиц друг на друга. Это взаимное
влияние частиц обусловлено не силовыми
взаимодействиями, отсутствующими у
идеального газа, а тождественностью
(неразличимостью) одинаковых частиц в
квантовой механике. В результате такого
влияния заполнение частицами возможных
уровней энергии даже в идеальном газе
зависит от наличия на данном уровне
других частиц. Поэтому теплоёмкость и
давление такого газа иначе зависят от
температуры, чем у идеального классического
газа; по-другому выражается Энтропия,Свободная
энергияи т. д. Вырождение газа
наступает при понижении его температуры
до некоторого значения, называемого
температурой вырождения. Полное
вырождение соответствует абсолютному
нулю температуры. Влияние тождественности
частиц сказывается тем существеннее,
чем меньше среднее расстояние между
частицамиr
по сравнению с длиной Волны
де Бройлячастиц λ =h/mv
(m
— масса частицы, v
— её скорость, h
— Планка
постоянная)

20.Объединенная
формула первого и второго начала
термодинамики. Свободная энергия Гиббса
и Гельмгольца. Условия самопроизвольного
протекания химических реакций. Первый
закон. Теплота,
подведенная к системе, расходуется на
приращение внутренней энергии системы
и на работу системы над окружающей
средой.
Второй закон. (Несколько
формулировок): в изолированных системах
самопроизвольно идут процессы, которые
сопровождаются возрастанием энтропии:
Энтропия
– термодинамическая функция,
характеризующая меру неупорядоченности
состояния системы. Она используется
для суждения о направлении самопроизвольно
протекающих процессах. Обобщенный
закон. Для каждой изолированной
термодинамической системы существует
состояние термодинамического равновесия,
которого она при фиксированных внешних
условиях с течением времени самопроизвольно
достигает. TdS>dU+pd Энергия
Гельмгольца. Максимальная
работа, которую может совершить система
при равновесном проведении процесса,
равна изменению энергии Гельмгольца
реакции
Энергия
Гельмгольца равнаназываютсвязанной
энергией.
Она характеризует предел самопроизвольного
течения реакции, которое возможно при
Энергия
Гиббса. Энтальпийный
и энтропийный факторы, характеризующие
процессы, объединены функцией – энергия
Гиббса.Поскольку энергию Гиббса можно превратить
в работу, то ее называютсвободной
энергией.
Химическая
реакция возможна, если энергия Гиббса
уменьшается (<0).Энергия Гиббса
образования вещества – изменение
энергии Гиббса системы при образовании
1 моль вещества из простых веществ,
устойчивых при 298 К.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

  09.02.2015138.12 Кб21.pdf