Молекулы и реакционная способность веществ
Строение атомных орбиталей. Понятие атомной орбитали как состояния электрона в атоме без учета спина. Типы химических связей. Кристаллическое строение вещества. Ковалентные, ионные, металлические и молекулярные кристаллы. Энергия химической связи.
| Рубрика | Биология и естествознание |
| Вид | реферат |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 06.09.2013 |
| Размер файла | 342,7 K |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
Размещено на http://www.allbest.ru/
Реферат
Молекулы и реакционная способность веществ
Образованием, взаимодействием, взаимопревращениями и строением молекул занимается отдельная наука - химия.
До появления квантовой механики у химии не было теории химической связи, но за длительный период своего существования химия накопила огромный объем эмпирических знаний по взаимодействию и взаимопревращению веществ.
Своими корнями химия уходит в средневековую алхимию - поиск философского камня, превращающего все в золото, и элексира вечной молодости.
17-й век - пневматическая химия - поведение и взаимодействие газов - Бойль, Кавендиш, Пристли.
18-й век - медик Георг Шталь - теория флогистона. Все горючие тела содержат флогистон. Уголь - почти чистый флогистон. Уголь отдает окиси металла флогистон, и металл восстанавливается. Дыхание - тоже процесс передачи флогистона. Но возникает противоречие: окислы металлов тяжелее самого металла: вес флогистона отрицательный.
Конец 18-го века - антифлогистонная школа Лавуазье - он открыл кислород и показал, что он нужен для горения и дыхания. Показал, что окислы металла тяжелее на величину связанного кислорода, что привело к концу теории флогистона.
Первая половина 19-го века - период количественных законов в химии: Закон кратных отношений Дальтона, соединения газов Гей-Люссака, закон молекулярных весов Авогадро, закон электролиза Фарадея и многие другие количественные законы. Основные направления исследований в это время - молярные соотношения и определение молекулярных весов элементов.
Конец 19 века - создание теории валентности - Кекуле, Вюрц, Бутлеров и многие другие.
В это же время - многочисленные попытки создать периодическую систему элементов. Менделеев, 1869г. - первое издание периодической системы. До начала 20 века - многочисленные уточнения и видоизменения таблицы Менделеева многими химиками.
1888г. - принцип подвижного равновесия Ле-Шателье с отрицательной обратной связью. Понятие равновесности систем.
Начало 20-го века - появление квантовой физики, создание Нильсом Бором теории электронных оболочек, и в дальнейшем - возникновении теории химической связи. Вот такова вкратце история химии как науки.
Строение Атомных Орбиталей
Свойства микрочастиц, к которым принадлежат и электроны, таковы, что иногда они ведут себя как мельчайшие частицы, а иногда - как волна, которая может при движении огибать препятствия, интерферировать и т.п. Для того чтобы наглядно представить такое абстрактное понятие, как электронное строение атома, используют два предельных подхода.
В первом считают электрон частицей с очень малым размером (менее 10-13 м, сравнимым с размером атомного ядра), однако движущимся вокруг ядра так, что его точное положение в данный момент времени определить нельзя - можно говорить только о вероятности нахождения электрона в данной точке W (x, y, z), с координатами (x, y, z). Если представить, что его траектория светится некоторое время, то окажется, что некоторые области пространства вокруг ядра светятся сильнее - там электрон бывает чаще.
Удобнее для химии второй подход. Электроны в атоме рассматриваются как почти ограниченные в пространстве атома "стоячие волны" или не имеющие точно очерченных границ облака, в которых распределена (делокализована) электронная плотность, т.е. масса и заряд электрона. В этой трактовке оказывается, что наблюдаются сгущения электронного облака (плотности электрона) в тех же областях пространства вокруг ядра, где электрон чаще наблюдается по первой трактовке. Нельзя говорить, что какой-то из этих подходов "правильнее", это средство наглядно, почти без математики, излагать абстрактные понятия.
Распределение электронной плотности в атоме можно количественно найти из решения уравнения австрийского физика Э. Шрёдингера (1926). Состояние электрона в атоме описывается некоторой математической функцией, названной волновой или пси_функцией. Квадрат этой функции, 2, пропорционален вероятности обнаружения электрона в точке (x, y, z) (или электронной плотности - по второму подходу).
Самое замечательное и поразительное, что все свойства электронов в атоме полностью определяются набором из четырех чисел, называемых квантовыми числами. Три числа - целые, четвертое - полуцелое. Электрону в атоме можно приписать набор четверки чисел, который однозначно задает конкретное выражение для _функции, которая, в свою очередь, определяет энергию, импульс и прочие физические параметры, т.е. состояние электрона в атоме. Таким образом, набор этих возможных состояний электрона в атоме дискретен, их можно пересчитать!
Возможные значения и взаимосвязь квантовых чисел друг с другом следуют из математического описания свойств электрона в атоме.
Главное квантовое число n - целое, положительное, изменяется от 1 до бесконечности, определяет энергию электрона в атоме.
Орбитальное (побочное, азимутальное) квантовое число ? - целое, неотрицательное, задаёт момент импульса электрона в атоме и, что особенно важно для химии, форму электронного облака. Разрешенные значения 0 ? n 1.
Магнитное квантовое число m (ml) - целое, определяет ориентацию момента импульса электрона, связано с вращением электрона вокруг ядра и магнитными свойствами электрона. Разрешённые значения ? m ?;
Наличие трех квантовых чисел связано с трехмерностью пространства, но электрон обладает свойством, не имеющим аналога для макрочастиц - спином. Спин связывают с вращением электрона вокруг своей оси, он не связан с его движением в трехмерном пространстве, принимает значения (1/2) ћ, где ћ = h/2р, h - постоянная Планка; спиновое квантовое число ms равно 1/2 или +1/2. Спин не может быть уничтожен, не бывает электрона без спина.
Итак, состояния электрона в атоме являются дискретными (счетными), каждое описывается своей волновой функцией, определяемой набором четырех квантовых чисел (n, ?, m, ms). В химии обычно используют не понятие волновой функции, а атомной орбитали (АО).
Состояние электрона в атоме без учета спина получило название атомная орбиталь (АО), т.е. АО однозначно задается значениями трех квантовых чисел (n, ?, m). Важно усвоить, что электрон обязательно находится в некотором состоянии, иначе - занимает некоторую атомную орбиталь и не может быть в каких-либо иных состояниях, кроме описываемых наборами (n, ?, m). Образно говоря, электрон в атоме обязательно "живет" на АО, он может в принципе переходить с одной АО на другую, но никогда не может оказаться "между" орбиталями! Атомная орбиталь, т.е. конкретные значения (n, ?, m), задает значения энергии, импульса и других свойств электрона. Для АО с разными ? в химии приняты обозначения s,p,d,f,g и т.д.
Из соотношений между n, ? и m следует, что значению n = 1 соответствует одна АО или 1s; для n = 2 существуют четыре АО: одна 2s-орбиталь и три 2р-орбитали. Для n = 3 имеется 9 различных АО и т.д. Таким образом, существует n2 орбиталей для соответствующего n.
Атомные орбитали с различными значениями ? отличаются симметрией (формой) распределения электронной плотности, или, как говорят для большей наглядности, пространственной формой электронных облаков, что имеет важнейшее значение для понимания геометрии молекул.
Все s_орбитали сферические, их электронная плотность при постоянном расстоянии от ядра r не зависит от направления.
Все р-облака вытянуты вдоль осей x, y, z, их электронная плотность (а также d-, f - и остальных) зависит не только от r, но и от направления.
Форма 3d-орбиталей еще сложнее, их количество равно пяти, они различны по симметрии: Ещё сложнее семь f_орбиталей и т.д.
Типы химических связей
Молекула - наименьшая структурная единица химического соединения, обладающая его главными химическими свойствами. Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, сложных - из разных атомов. Инертные газы (гелий, неон, аргон, криптон, ксенон, радон) находятся в одноатомной состоянии. Существует большое количество соединений, молекулы которых состоят из многих тысяч атомов (искусственные полимеры, белки, целлюлоза). Такие молекулы называются макромолекулами.
Как известно, химия изучает процессы превращения молекул при взаимодействиях и при воздействии на них внешних факторов (теплоты, света, электрического тока, магнитного поля), во время которых образуются новые химические связи. Под химической связью понимается результат взаимодействия между атомами, выражающийся в создании определенной конфигурации атомов, отличающих один тип молекулы от другого.
В молекуле выделяют два основных типа связей: ионную и ковалентную, а также водородную. Большую роль играют также Вандервальсовы взаимодействия - в основном, между гидрофобными молекулами - углеводороды и гидрофобными частями макромолекул в белках и других биологических полимерах.
При ионной связи один атом отдает другому один или несколько электронов, и так каждый атом становится обладателем стабильного числа электронов.
Например, у атома хлора для стабильности (для завершенности оболочки нужно 8 электронов, как у инертных газов) недостает одного электрона, а у атома натрия во внешней оболочке - только один электрон. Его принимает атом хлора, и тогда у натрия протонов становится больше, чем электронов. Атомы натрия и хлора, превратившись в положительно и отрицательно заряженные ионы, притягиваются друг к другу и образуют поваренную соль. В кристалле соли каждый ион хлора взаимодействует с несколькими ионами натрия, каждый ион натрия - с несколькими ионами хлора. В растворе существуют отдельные ионы натрия и хлора. Так где же классическое химическое соединение NaCl?
При ковалентной связи двух атомов возникает обобществленная пара электронов, по одному от каждого атома (пример - молекула водорода). Оба атома притягивают эту пару электронов с одинаковой силой, и электроны (или электронное облако) находятся большее время между ними. Если ковалентная связь образуется между атомами разных элементов, то электронное облако оказывается смещенным, т.е. большее время находится ближе к более притягивающему атому. Такую связь называют полярной, или электрически несимметричной (в последнем случае одна приближается к ионной).
Водородная связь названа так из-за атома водорода, который соединен ковалентной связью с другим атомом (например, кислорода или азота) так, что положительной оказывается водородная часть молекулы. Этот частично положительный водородный "край" притягивается третьим, отрицательно заряженным атомом (опять же кислорода или азота). Эта связь слабее, чем две предыдущие, но широко распространена в живой материи. Практически, можно сказать, что на ней держится мир живого.
Кристаллическое строение вещества. Ковалентные кристаллы
Правильное чередование атомов или молекулярных фрагментов в двух или трех направлениях приводит к образованию ковалентных (другое название - атомных) кристаллов. Это построенные из атомов углерода алмаз и из кремния и кислорода диоксид кремния SiО2 (прежде всего кварц).
Так, алмаз представляет собой гигантскую молекулу, которую можно увидеть невооружённым глазом (алмаз в 60 карат - это единая молекула в 1 моль углерода, 6·1023 атомов С). Каждый атом образует ковалентные связи с четырьмя такими же атомами, валентные углы - тетраэдрические, и это строго периодически повторяется во всём объёме кристалла, так что можно формально рассматривать алмаз как трёхмерный полимер, где мономер - атом С.
В кварце нет молекул SiО2 с двойными связями, подобных молекулам СО2, которые должны были бы быть линейными Кварц - это трёхмерная полимерная макромолекула (-OSiO-) n, в которой каждый кислород мостиковый, связывает одновременно два соседних атома Si. Повторяющимся в пространстве фрагментом (структурным мотивом) являются кремнекислородные тетраэдры, образующие пересекающуюся во всех трёх измерениях структуру.
Природа связи определяет свойства ковалентных кристаллов - физические и химические. Большамя энергия ковалентной связи обуславливает прочность таких кристаллов в широком смысле - как к термическим, так и к механическим воздействиям. Поэтому они имеют высокие температуры плавления (не менее 1000є С, например для SiО2 1728є С), ещё бомльшие температуры кипения и большумю твердость. Направленность ковалентной связи затрудняет механическую деформацию, такие кристаллы отличаются низкой пластичностью и высокой хрупкостью.
Ионные кристаллы
При объединении разноименных ионов образуются ионные кристаллы. Типичные примеры - галогениды щелочных металлов, например NaCl и NaF. Структурные единицы здесь - ионы, объединяемые ионной (кулоновской) связью.
Водные растворы таких веществ содержат ионы, в них нет молекул, что является одним из важнейших доказательств их ионной природы. Энергия ионной связи сопоставима с энергией связи ковалентной - несколько эВ, поэтому кристаллы ионных соединений тоже прочные во всех смыслах: температуры их плавления высокие, 1000 С, температуры кипения - ещё выше.
В отличие от ковалентных кристаллов, число ближайших соседей иона в кристалле в принципе может быть любым и определяется прежде всего размещением ионов в пространстве. Так, у иона Cl - оно может быть равным и 6 (в NaCl), и 8 (в CsCl).
Ионные кристаллы состоят из заряженных частиц, поэтому во внешнем электрическом поле ионы могут перемещаться. Однако ионная связь прочная, её энергия на много порядков превышает дополнительную энергию, приобретаемую ионом в поле. Поэтому реально ионная проводимость проявляется обычно в расплавах и лишь для некоторых ионных кристаллов при повышенных температурах.
Ионные кристаллы всегда нестехиометрические, но степень этой нестехиометричности очень разная и зависит от конкретного соединения.
Металлические кристаллы
У металлов очень низка энергия отрыва внешних электронов. Поэтому металлический кристалл представляет из себя скопище максимально близко упакованных ионов - как шарики в банке, сцементированных, как клеем, единым электронным облаком. Упаковка ионов в таких кристаллах максимальна - число соседей достигает 12, поэтому металлы тяжелы.
Молекулярные кристаллы
Близко расположенные молекулы притягиваются друг к другу вследствие диполь-дипольных (вандерваальсовых) взаимодействий, что может привести к переходу газа в конденсированное состояние (при понижении температуры или повышении давления). Кристаллы с такими связями называют молекулярными (ван-дер-ваальсовыми). Простейший пример - кристаллы сахарозы - обычного сахара. При переходе в кристаллическое (или жидкое) состояние характеристики ковалентных связей (длины, энергии, валентные углы) изменяются незначительно, так как величина межмолекулярного диполь-дипольного взаимодействия на 2-3 порядка меньше ковалентного, соединяющего атомы внутри молекул.
Поэтому молекулярные кристаллы непрочны термически и механически, температуры их плавления и кипения лежат в диапазоне ~ от 10 до 500 К. При бульших температурах энергия тепловых движений частиц превышает энергию слабых межмолекулярных связей, кристаллы плавятся и испаряются, многие такие соединения представляют собой при н. у. газы или жидкости - углеводороды, многие органические молекулы. Из неорганических соединений - J2 и Cl2.
Молекулярные кристаллы - совокупность слабо связанных молекул, сохраняющих свою химическую индивидуальность. Естественно, что молекулярные кристаллы всегда стехиометричны.
Вандерваальсовые взаимодействия существуют в любых кристаллах, но в ковалентных и ионных их энергия пренебрежимо мала по сравнению с энергией других химических связей.
Энергия химических связей
Химические связи можно рассматривать с точки зрения превращения энергии: если при создании молекулы ее энергия меньше, чем сумма энергий составляющих ее атомов, то она может существовать, т.е. ее связь устойчива. Устойчивым считается состояние, в котором потенциальная энергия минимальна, поэтому при образовании молекулы атомы находятся в потенциальной яме, совершая небольшие тепловые колебания около положения равновесия.
Валентность элемента, т.е. способность присоединять другие атомы, определяет постоянный состав молекул данного вещества. Величина валентности определяется строением внешней электронной оболочки атома.
Химические реакции и их направленность. Химические реакции - это основа химии. Одни реакции идут в обе стороны (тогда и стрелки в уравнении реакции рисуют в обе стороны), т.е. являются обратимыми, другие только в одну, третьи - вообще не идут. Здесь важно представлять, от чего зависит возможность осуществления реакции, т.е. перестройки химических связей. Ответ на этот вопрос дает термодинамика. Рассмотрим условия самопроизвольного развития химической реакции и условия ее возникновения. Допустим, разложение перекиси водорода (неустойчивое соединение): 2Н2О2 2Н2О + О2, но обратной реакции не будет. Термодинамика объясняет это так: реакция пойдет только при уменьшении энергии веществ и увеличении энтропии. В самом деле, энтропия растет, так как в малой молекуле воды (она меньше, чем молекула перекиси водорода) расположение атомов менее упорядочено, чем в большой. Реакция возможна, если она сопровождается уменьшением величины свободной энергии. В химических реакциях обязателен и учет изменения энтропии, так как возможность реакции еще не означает, что она самопроизвольно пойдет.
Развитие квантовой химии позволило рассмотреть на микроуровне протекание реакций, отдельные молекулы и их электронные структуры. Использование термодинамического подхода, описывающего не отдельные объекты, а систему в целом, позволяет глубже понять тенденции протекания реакций.
Химическое равновесие и принцип Ле-Шателье
В общем случае, в химической системе имеют место как прямые, так и обратные реакции, причем большинство химических реакций не идут до конца. Здесь становится важным понятие равновесия между прямой и обратной реакциями. В какой-то момент их скорости сравняются, и в данной системе при данных условиях установится динамическое равновесие. Вывести систему из равновесия можно, только изменив условия согласно принципу, предложенному в 1884 г. Анри Луи Ле Шателье (1850-1936): "если в системе, находящейся в равновесии, изменить один из факторов равновесия, например, увеличить давление, то произойдет реакция, сопровождающаяся уменьшением объема, и наоборот. Если же такие реакции происходят без изменения объема, то изменение давления не будет влиять на равновесие". Другая, современная формулировка этого принципа следующая: Внешнее воздействие, которое выводит систему из термодинамического равновесия, вызывает в ней процессы, направленные на ослабление результатов такого воздействия.
Ле Шателье применял этот закон в промышленных условиях для оптимизации синтеза аммиака, производства стекла и цемента, выплавки металлов, получения взрывчатых веществ. Как оказалось, катализаторы не влияют на положение равновесия: они одинаково влияют на прямую и обратную реакции, ускоряют достижение равновесия, но не сдвигают его.
В настоящее время принцип Ле Шателье рассматривается как общий принцип стабильности, согласующий взаимосвязи между элементами Вселенной (Универсума), в своей расширенной трактовке он может быть распространен на живые системы, на социальные системы. Так, с появлением жизни возникает принцип отбора, основанный на стремлении живого сохранить свой гомеостаз, т.е. целостность и равновесие, как самого организма, так и популяции. Принцип Ле Шателье, таким образом, связан с глубокими основами мироздания.
молекула кристалл химическая связь
Литература
1. Горбачев В.В. Концепции современного естествознания: Учеб. пособие для студентов вузов. - М.: ООО "Издательский дом "ОНИКС 21 век": ООО "Издательство "Мир и образование", 2009. - 592с.
2. Грушевицкая Т.Г., Садохин А.П. Концепции современного естествознания: Учеб. пособие для вузов. - М.: ЮНИТИ-ДАНА, 2009. - 670с.
3. Дубнищева Т.Я. Концепции современного естествознания. - Основной курс в вопросах и ответах: Учебное пособие.2-е изд. испр. и доп. - Новосибирск: Сиб-е ун-е изд-во, 2006. - 592с.
4. Рузавин Г.И. Концепции современного естествознания: Учебник для вузов. - М.: ЮНИТИ, 2000, 2007. - 287с.
Размещено на Allbest.ru
Подобные документы
Основные этапы и тенденции развития алхимии. Ведущие задачи неорганической и органической химии. Реакционная способность веществ, анализ и синтез. Важнейшие химические связи. Условия существования живого вещества. Строение и свойства белковых молекул.
контрольная работа [1,2 M], добавлен 21.05.2009Механизм преобразования химической энергии АТФ непосредственно в механическую энергию сокращения и движения. Типы мыщц, их химическое строение. Роль миоцита, цитоплазмы, миофибриллов, рибосомов, лизосомов. Гликоген как основной углевод мышечной ткани.
реферат [255,1 K], добавлен 06.09.2009Признаки и уровни организации живых организмов. Химическая организация клетки. Неорганические, органические вещества и витамины. Строение и функции липидов, углеводов и белков. Нуклеиновые кислоты и их типы. Молекулы ДНК и РНК, их строение и функции.
реферат [13,5 K], добавлен 06.07.2010Клеточные структуры, строение, состав и свойства основных компонентов растительной клетки. Поглощение и выделение веществ и энергии клеткой. Хлоропласты, их строение, химический состав и функции. Строение молекулы хлорофилла, флавоноидные пигменты.
контрольная работа [1,0 M], добавлен 05.09.2011Белки (протеины) – высоко молекулярные, азотосодержащие природные органические вещества, молекулы которых построены из аминокислот. Строение белков. Классификация белков. Физико-химические свойства белков. Биологические функции белков. Фермент.
реферат [4,0 M], добавлен 15.05.2007Анализ механизмов прохождения веществ через клеточную мембрану. Основные процессы, с помощью которых вещества проникают через мембрану. Свойства простой и облегченной диффузии. Типы активного транспорта. Ионные каналы, их отличие от поры, градиент.
презентация [282,3 K], добавлен 06.11.2014Возможность развития отдельного признака клетки или организма. Основное свойство гена. Строение и химическая организация гена. Строение и виды азотистых оснований нуклеотидов. Структура молекулы ДНК. Спирализация и суперспирализация молекулы ДНК.
презентация [3,3 M], добавлен 17.06.2013Характеристика световой и химической видов энергии. Хемосинтез как способ автотрофного питания, процесс фотосинтеза. Понятие живого вещества, введённое В. Вернадским. Признаки живого вещества вне зависимости от геологической эпохи его существования.
презентация [5,5 M], добавлен 07.02.2016Понятие о мембране клетки, ее строение и функция. Строение хлоропластов и митохондрий. Типы листьев по форме листовой пластинки, края и основания. Ветвление и кущение побегов. Строение сложных и простых соцветий, цветков ячменя, ржи, пшеницы, кукурузы.
контрольная работа [24,2 K], добавлен 27.11.2011Влияние импульсной активности на строение коры. Изучение синхронизованной спонтанной активности при отсутствии стимуляции во время развития. Роль трофических веществ в поддержании нейронных связей. Слуховой и зрительный опыт у новорожденных амбарных сов.
научная работа [1,1 M], добавлен 06.11.2009
