Молекулярные орбитали метана — в помощь студенту

Геометрия молекул как ключ к познанию свойств веществ

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!
  • Филатов Никита
  • класс 9 «м», МАОУ СОШ № 197 г. Екатеринбурга
  • Чиликова Светлана Алексеевна
  • научный руководитель, учитель 1-й квалификационной категории, преподаватель химии МАОУ СОШ № 197 г. Екатеринбурга

Геометрия молекул непосредственно связана со строением атома. Представление о пространственном строении молекул веществ важно для химии в целом как для науки, изучающей вещества, их свойства, способы получения и использования.

  1. Кроме того, представления о пространственном строении молекул развивают абстрактное и пространственное мышление, что становится особенно актуально в условиях современного развития науки и техники.
  2. К сожалению, этот материал либо выводится за рамки учебных программ, либо на его изучение отводится немного времени.
  3. Понимание взаимосвязи между строением молекулы и свойствами вещества устанавливает логику родства внешне совершенно различных явлений и помогает формировать естественнонаучное мышление.
  4. В настоящей работе нами сделана попытка проанализировать взаимосвязь между пространственным строением молекул воды и метана и их физическими и химическими свойствами.

Вода — вещество, основной структурной единицей которого является молекула H2O. Согласно современным представлениям о строении атома, на втором — внешнем — электронном слое атома кислорода находится шесть электронов, электронная конфигурация обозначается 1ss22р4.

Основываясь на теории гибридизации атомных орбиталей и метода валентных связей, пара неспаренных валентных 2p-электронов атома кислорода, находящихся в состоянии sp3-гибридизации, взаимодействует с каждым из 1s-электронов двух атомов водорода, образуя молекулу воды.

На двух других sp3-гибридных орбиталях атома кислорода расположены две электронные пары, не участвующие в образовании связи. Все четыре пары электронов занимают определенные области в пространстве вокруг центрального атома кислорода в молекуле.

Из-за взаимного электростатического отталкивания между связывающими и несвязывающими электронными парами, молекула воды принимает симметричную форму. На рис. 1 представлена схема перекрывания электронных орбиталей атомов кислорода и водорода при образовании молекулы воды.

Молекулярные орбитали метана - в помощь студенту

Рисунок 1. Схема перекрывания электронных орбиталей атомов водорода и кислорода в молекуле воды

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Учет товаров - в помощь студенту

Оценим за полчаса!

Молекула воды имеет структуру, напоминающую равнобедренный треугольник, в вершине которого расположен атом кислорода, а в основании — два атома водорода.

Угол при вершине составляет 104°27', а длина стороны — 0,096 нм. Эти параметры относятся к гипотетическому равновесному состоянию молекулы воды без ее колебаний и вращений [1].

Схематически строение молекулы воды изображено на рисунке 2.

Молекула воды представляет собой диполь с положительно и отрицательно заряженными полюсами. Если допустить, что возможно поместить в электрическое поле отдельную молекулу воды, не связанную с другими молекулами, то она повернётся отрицательными полюсами в сторону положительного электрода, а положительными полюсами — в сторону отрицательного.

Молекулярные орбитали метана - в помощь студенту

Рисунок 2. Схема молекулы воды

Если соединить прямыми линиями эпицентры положительных и отрицательных зарядов молекулы воды, получится объемная геометрическая фигура — правильный тетраэдр.

Так как молекула воды асимметрична, то центры тяжести положительных и отрицательных зарядов не совпадают. Молекулы воды имеют два полюса — положительный и отрицательный. Они, как магнит, создают молекулярные силовые поля. Такие молекулы называют полярными, или диполями (рис. 3) [2].

Молекулярные орбитали метана - в помощь студенту

Рисунок3. Объёмная схема расположения гибридных орбиталей в молекуле воды

Водородные связи, как форма ассоциации между электроотрицательным атомом кислорода одной молекулы и атомами водорода других молекул, ответственны за многие уникальные свойства воды. Энергия водородной связи значительно меньше энергии обычной ковалентной связи (не превышает 40 кДж/моль).

Однако этой энергии достаточно, чтобы вызывать ассоциацию молекул, то есть их объединение в димеры или полимеры [2].

Поскольку одна молекула воды может образовать до четырёх классических водородных связей с соседними молекулами, именно такое количество водородных связей объясняет аномально высокую теплоёмкость воды, её относительно высокую температуру кипения, высокие значения вязкости и поверхностного натяжения.

Из всего многообразия структур в природе базовой является гексагональная (шестигранная) структура, когда шесть молекул воды (тетраэдров) объединяются в кольцо (рис. 4 б) [5].

Попытаемся проанализировать взаимосвязь между свойствами воды и особенностями строения ее молекул. В таблице 1 представлены результаты сопоставления. Как видно из таблицы, вода обладает аномальными значениями физических характеристик, что является, вероятно, следствием особенностей строения этого вещества.

Молекулярные орбитали метана - в помощь студенту

  • Рисунок 4. Кластеры воды
  • Таблица 1.
  • Физические свойства воды [4].
Свойства вещества Причина
Вода — хороший растворитель солей, кислот, оснований, т. е. веществ, при растворении диссоциирующих на ионы 1.Полярность молекулы воды является причиной многих её признаков, в том числе позволяет образовывать до 4 водородных связей, что в свою очередь является причиной большинства свойств воды.
2.Водородные связи, которые являются причиной образования кластеров, обеспечивают все эти свойства воды
Показатель диссоциации: pKa = 15,7 (20 оC, вода)
Диэлектрическая проницаемость 78,3 Ф/м. при 25 °C
Дипольный момент молекулы 1,84 ЭДМ при 20 °C
Температура плавления 0 °C
Температура кипения 100 °C
Удельная теплоемкость 4,2174 Дж/(г•К)
Плотность: 1 г/см3 (при 4 °C)
Поверхностное натяжение 75,62 мН/м при 0 °C

Рассмотрим строение другого вещества. Метан — простейший углеводород, химическая формула которого CH4. Как и молекула воды, это вещество состоит из элемента, связанного с несколькими атомами водорода. Но при сходстве состава молекул метана и воды, свойства у этих веществ различны.

Попытаемся найти объяснение этому факту в особенностях строения молекулы метана [3].

Атом углерода на внешнем электронном слое имеет 4 электрона, электронная формула 1ssp2.

Казалось бы, что здесь мы сталкиваемся с противоречием — неспаренными являются только 2 р-электрона, а s-электроны спарены, но при этом все химические связи С-Н в молекуле метана совершенно одинаковы по длине и энергии.

Поскольку химические связи, как правило, устанавливаются за счет неспаренных электронов, молекула метана должна иметь формулу CH2, что не соответствует действительности. Это противоречие устраняется трактовкой образования химических связей за счет гибридизованных электронных орбиталей.

Когда атом углерода вступает во взаимодействие с атомами водорода, спаренные s-электроны его наружного слоя разделяются, один из них занимает свободное место на р-орбитали и при движении образует облако в виде объемной восьмерки, перпендикулярное по отношению к облакам двух других p-электронов. Атом переходит в возбужденное состояние, и электронная формула его может быть записана как 1ss12p3.

Теперь все четыре валентных электрона являются неспаренными и могут образовывать четыре химические связи.

При этом возникает новое противоречие. Теоретически, три p-электрона должны образовать три химические связи с атомами водорода во взаимно перпендикулярных направлениях, т. е. под углом 90 °, а четвертый атом водорода мог бы присоединяться в произвольном направлении, так как облако s-электрона имеет сферическую форму.

Такие связи, очевидно, отличались бы по свойствам. Между тем известно, что все связи C—H в молекуле метана одинаковы и расположены под углом 109°28'. Объяснить это противоречие помогает понятие о гибридизации электронных орбиталей атома углерода — смешивании и выравнивании орбиталей по форме и энергии (рис. 5).

Молекулярные орбитали метана - в помощь студенту

Рисунок 5. Гибридизация электронных орбиталей атома углерода в молекуле метана

Итак, у метана четыре гибридные орбитали атома углерода в пространстве образуют геометрическую фигуру тетраэдр, углы между осями связей С—Н равны 109°28'. Такое валентное состояние атома углерода называется sp3-гибpидизaция.

Пространственное расположение атомов в молекуле метана можно показать с помощью тетраэдрических и шаростержневых моделей. На рис.6 изображены шаростержневые модели молекулы метана.

Как видно из рисунка, модель молекулы метана вписывается в тетраэдр [7].

Молекулярные орбитали метана - в помощь студенту

Рисунок 6. Шаростержневые модели молекулы метана

В таблице 2 представлены физические свойства метана. Как видно из представленных данных, неполярность молекулы метана является причиной слабых межмолекулярных связей, как следствие — низких температур кипения и плавления. 

Таблица 2.

Физические свойства метана.

Свойства вещества Причина
Плотность: 0,436, г/см3 при — 170 °C Гибридизация атомных орбиталей атома углерода обеспечивает равнозначность всех четырех ковалентных связей между атомом углерода и атомами водорода, и как следствие – неполярность молекулы метана.
Удельная теплоемкость при постоянном давлении 2,22 Дж/г K
Температура плавления — 182,48 °C
Температура кипения — 161,49 °C
Диэлектрическая проницаемость: 1,7 ф/м — при 173 °C
Дипольный момент молекулы (в дебаях): 0 при 20 °C
  1. В таблице 3 нами проведено сравнение молекул воды и метана и особенностей межмолекулярного взаимодействия.
  2. Таблица 3.
  3. Сравнение особенностей молекул и межмолекулярного взаимодействия метана и воды
Свойство молекул(ы) вода метан
Состав молекулы Н2О СН4
Молекулярная масса (относительная в а. е. м.) 18 16
Полярность молекулы Диполь Молекула неполярна
Межмолекулярная (водородная) связь Сильная, требуется большая энергия , чтобы её разрушить Слабая, молекулы метана почти не взаимодействуют друг с другом
Экранирование ядра Отсутствует Полное экранирование ядра
Схемы образования химических связей в молекулах и пространственное расположение орбиталей Молекулярные орбитали метана - в помощь студенту Молекулярные орбитали метана - в помощь студенту

Сравнивая строение молекул воды и метана и их свойства, можно сделать некоторые выводы.

Молекула метана так же, как и молекула воды, в пространстве образует тетраэдр. Однако, в отличие от молекулы воды, молекула метана не имеет полярности. Гибридные орбитали внешнего электронного слоя атома углерода перекрыты s- орбиталями атомов водорода и все четыре химические связи равноценны [6].

Полярность молекул воды определяет возможность образования водородных связей между молекулами воды, что обуславливает специфические физические и химические свойства воды. Каждая молекула воды подобно маленькому магниту притягивает к себе за счет образования водородных мостиков еще четыре молекулы.

Читайте также:  Константы - в помощь студенту

При испарении воды разрушение этих многочисленных водородных связей требует больших затрат энергии, и как следствие — высокое значение поверхностного натяжения.

Высокая точка кипения воды является следствием высокой теплоемкости испарения, что в свою очередь обусловлено неравномерным распределением электронной плотности в молекуле воды.

Молекулы метана неполярны и относительно слабо взаимодействуют друг с другом. Вследствие этого жидкий метан испаряется при очень низких температурах. Молекулы метана не могут собирать устойчивые структуры и метан газообразен. Неполярность молекул метана объясняет также тот факт, что метан плохой растворитель.

Таким образом, мы делаем вывод о том, что именно строение молекул метана и воды обуславливает различие в их свойствах, и, следовательно, можно предположить, что свойства любых веществ напрямую зависят от строения молекул. Понимание теоретических основ строения веществ является ключом к пониманию свойств, разработке способов получения и использования веществ современными учеными.

Список литературы

1.Геометрия молекул / [Электронный ресурс] — Режим доступа — URL: http://images.yandex.ru (дата обращения октябрь 2012 г.).

2.Гиллеспи Р. Геометрия молекул. Москва, Изд. «Мир», 1975, 282 с.

3.Метан и его свойства / [Электронный ресурс] — Режим доступа — URL: www.rabbit.narod.ru/chem/metan.htm (дата обращения октябрь 2012 г.).

4.О воде // [Электронный ресурс] — Режим доступа — URL: http://www.o8ode.ru/article/water/ (дата обращения октябрь 2012 г.).

5.Строение молекулы воды // [Электронный ресурс] — Режим доступа — URL: http://www.meanders.ru/meiers2.shtml (дата обращения октябрь 2012 г.).

6.Химия // [Электронный ресурс] — Режим доступа — URL: http://himiy.ucoz.ru/index/0-9 (дата обращения октябрь 2012 г.).

7.Цветков Л.А. Эксперименты по органической химии в средней школе. Москва, Изд. «Школьная Пресса», 2000, 193 с.

Источник: https://sibac.info/shcoolconf/natur/i/29610

Многоцентровые молекулярные орбитали

В многоцентровых молекулах молекулярные орбитали являются многоцентровыми, так они представляют собой линейную комбинацию орбиталей всех атомов, участвующих в образовании связей.

В общем случае молекулярные орбитали не локализованы, то есть электронная плотность, отвечающая каждой орбитали, более или менее равномерно распределена по всему объему молекулы.

Однако с помощью математических преобразований можно получить локализованные молекулярные орбитали определенной формы, соответствующие отдельным двух- или трехцентровым связям или неподеленным электронам.

Простейшим примером трехцентровой связи служит молекулярный ион Н3+. Из трех s-орбиталей атомов водорода образуются три молекулярные орбитали: связывающая, несвязывающая и разрыхляющая . Пара электронов заселяет связывающую орбиталь. Образующаяся связь является двухэлектронной трехцентровой; порядок связи равен 0,5.

Химические частицы, содержащие неспаренные электроны, обладают парамагнитными свойствами (в отличие от диамагнитных свойств химических частиц, все электроны в которых спарены).

Парамагнетиками являются все вещества, состоящие из химических частицы с нечетным числом электроном, например NO.

Метод молекулярных орбиталей позволяет выявить парамагнетики среди веществ, состоящих из химических частиц с четным числом электронов, например О2, в молекуле которого два неспаренных электрона находятся на двух разрыхляющих π*-орбиталях.

Химические частицы с неспаренными электронами на внешних орбиталях называют свободными радикалами. Они обладают парамагнетизмом и высокой реакционной способностью. Неорганические радикалы с локализованными неспаренными электронами, например .

Н, . NН2, обычно являются короткоживущими. Они образуются при фотолизе, радиолизе, пиролизе, электролизе. Для их стабилизации используют низкие температуры. Короткоживущие радикалы — промежуточные частицы во многих реакциях.

  • Тепловой эффект
  • Закон Гесса — основной закон термохимии, который формулируется следующим образом:
  • § Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.

Иными словами, количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при каком-либо процессе, всегда одно и то же, независимо от того, протекает ли данное химическое превращение в одну или в несколько стадий (при условии, что температура, давление и агрегатные состояния веществ одинаковы). Например, окисление глюкозы в организме осуществляется по очень сложному многостадийному механизму, однако суммарный тепловой эффект всех стадий данного процесса равен теплоте сгорания глюкозы.

Молекулярные орбитали метана - в помощь студенту

На рисунке приведено схематическое изображение некоторого обобщенного химического процесса превращения исходных веществ А1, А2… в продукты реакции В1, В2…, который может быть осуществлен различными путями в одну, две или три стадии, каждая из которых сопровождается тепловым эффектом ΔHi. Согласно закону Гесса, тепловые эффекты всех этих реакций связаны следующим соотношением:

ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 = ΔH4 + ΔH5 + ΔH6

Закон открыт русским химиком Г.И. Гессом в 1840 г.; он является частным случаем первого начала термодинамики применительно к химическим реакциям. Практическое значение закона Гесса состоит в том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты самых разнообразных химических процессов; для этого обычно используют ряд следствий из него.

  1. Следствия из закона Гесса
  2. § Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (закон Лавуазье — Лапласа).
  3. § Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования (ΔHf) продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):

Молекулярные орбитали метана - в помощь студенту

§ Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания (ΔHc) исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):

Молекулярные орбитали метана - в помощь студенту

Таким образом, пользуясь табличными значениями теплот образования или сгорания веществ, можно рассчитать теплоту реакции, не прибегая к эксперименту. Табличные величины теплот образования и сгорания веществ обычно относятся к т.н.

стандартным условиям. Для расчёта теплоты процесса, протекающего при иных условиях, необходимо использовать и другие законы термохимии, например, закон Кирхгофа, описывающий зависимость теплового эффекта реакции от температуры.

  • § Если начальное и конечное состояния химической реакции (реакций) совпадают, то ее (их) тепловой эффект равен нулю.
  • Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции — отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.
  • Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:
  • § Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Qv(изохорный процесс), либо при постоянном давлении Qp(изобарный процесс).
  • § В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

Если реакцию проводят при стандартных условиях при Т = 298,15 К = 25 ˚С и Р = 1 атм = 101325 Па, тепловой эффект называют стандартным тепловым эффектом реакции или стандартной энтальпией реакции ΔHrO. В термохимии стандартный тепловой эффект реакции рассчитывают с помощью стандартных энтальпий образования.

  1. Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования)
  2. Под стандартной теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях.
  3. Например, стандартная энтальпия образования 1 моль метана из углерода и водорода равна тепловому эффекту реакции:
  4. С(тв) + 2H2(г) = CH4(г) + 76 кДж/моль.

Стандартная энтальпия образования обозначается ΔHfO. Здесь индекс f означает formation (образование), а перечеркнутый кружок, напоминающий диск Плимсоля[1] — то, что величина относится к стандартному состояниювещества.

В литературе часто встречается другое обозначение стандартной энтальпии — ΔH298,150, где 0 указывает на равенство давления одной атмосфере[2] (или, несколько более точно, на стандартные условия[3]), а 298,15 — температура.

Иногда индекс 0 используют для величин, относящихся к чистому веществу, оговаривая, что обозначать им стандартные термодинамические величины можно только тогда, когда в качестве стандартного состояния выбрано именно чистое вещество[4].

Стандартным также может быть принято, например, состояние вещества в предельно разбавленном растворе. «Диск Плимсоля» в таком случае означает собственно стандартное состояние вещества, независимо от его выбора.

Энтальпия образования простых веществ принимается равной нулю, причем нулевое значение энтальпии образования относится к агрегатному состоянию, устойчивому при T = 298 K.

Например, для йода в кристаллическом состоянии ΔHI2(тв)0 = 0 кДж/моль, а для жидкого йода ΔHI2(ж)0 = 22 кДж/моль.

Энтальпии образования простых веществ при стандартных условиях являются их основными энергетическими характеристиками.

Тепловой эффект любой реакции находится как разность между суммой теплот образования всех продуктов и суммой теплот образования всех реагентов в данной реакции (следствие закона Гесса):

ΔHреакцииO = ΣΔHfO (продукты) — ΣΔHfO (реагенты)

Термохимические эффекты можно включать в химические реакции. Химические уравнения в которых указано количество выделившейся или поглощенной теплоты, называются термохимическими уравнениями.

Реакции, сопровождающиеcя выделением тепла в окружающую среду имеют отрицательный тепловой эффект и называются экзотермическими. Реакции, сопровождающиеся поглощением тепла имеют положительный тепловой эффект и называются эндотермическими.

Тепловой эффект обычно относится к одному молю прореагировавшего исходного вещества, стехиометрический коэффициент которого максимален.

Источник: https://cyberpedia.su/14xf73.html

ПОИСК

    Теперь мы знаем, что, если центральный атом имеет наполовину заполненные одну 5- и три р-орбитали, образуются четыре связи с тетраэдрическими углами между ними. Согласно простому методу молекулярных орбиталей, такие углы должны появляться всегда, независимо от атома, с которым связан центральный атом.

На примере многих галогензамещенных метанов, для которых хорошо известны все углы между связями, видно, что это правило выполняется с поразительной точностью. Некоторые из этих соединений приведены в табл. 6.1. В каждом случае углы между связями с точностью до одного или двух градусов совпадают с тетраэдрическим углом 109° 28.  [c.

173]     Если предлагаемые молекулярные комплексы соответствуют лимитирующей стадии каталитической реакции, то следует ожидать корреляции между каталитической активностью и степенью незавершенности заполнения -орбиталей (или степень -характера) в атомах переходных металлов. Пример такой корреляции дан на рис.

19 для системы гидрогенолиз этана в метан на металлических катализаторах [21 ] кроме того, этот пример иллюстрирует влияние периодичности на каталитические свойства металлов в пределах одной переходной серии. [c.101]

    Связи между неодинаковыми атомами образуются аналогично.

Связывающие электроны связи С — Н в насыщенном углеводороде находятся на молекулярной орбитали, состоящей из 15-орбитали атома водорода и гибридной 5р -орбитали атома углерода. Так, на четырех сг-орбиталях этого типа расположены связывающие электроны в молекуле метана СН4.

Как и в молекуле Н2, разрыхляющие а-орбитали связи С — Н отвечают более высоким энергиям, причем первое одноэлектронное возбуждение а а в метане наблюдается при длине волны около 120 ммк.

Последующие углеводороды содержат орбитали связи С — С, а также С — Н, но и в этом случае энергия возбуждения лежит еще достаточно высоко, и поглощение наблюдается в дальней ультрафиолетовой области. Поэтому чистые насыщенные углеводороды прозрачны для длин волн ближней ультрафиолетовой области. [c.54]

    Если перекрывание двух атомных орбиталей происходит вдоль их главных осей, то возникающую при этом связываю-ш,ую молекулярную орбиталь называют а-орбиталью, а обра зующуюся связь — соответственно о-связью а-Молекуля,риая орбиталь и находящиеся на ней электроны локализованы симметрично относительно линии, соединяющей ядра атомов, участвующих в образовании связи. Так, например, при образовании связей с атомами водорода в метане четыре гибридных 5р -атомных орбиталей атома углерода перекрываются с 15-атомными орбиталями четырех атомов водорода, образуя четыре идентичных прочных а-связи под углами 109°28 (тетраэдрический угол). Сходная, строго симметричная тетраэдрическая структура возникает также при образовании ССЦ. В случае же СН2С12 структура будет уже несколько отличаться от полностью симметричной, хотя в целом она останется тетраэдрической два объемистых атома хлора будут занимать несколько большую часть пространства, чем атомы водорода, и углы между связями Н—С—Н и С1—С—С будут несколько отличаться от величины 109″ 28 и один от другого. .  [c.22]

    Качественное рассмотрение симметрии я геометрических свойств атомных орбиталей, входящих в более сложные молекулы, может пояснеть, как описывают молекулы с помощью молекулярных орбиталей. В качестпе примера можно использовать метан. Расчет молекулярных орбиталей ма уроане ССП приводит к энергиям, которые показаны на рис. 1.10 (26j. [c.28]

    При такой ориентации молекулы обнаруживается, что метан обладает тремя осями симметрий второго порядка, по одной вдоль каждой КЗ осей X, у и г.

Вследствие такой симметрии молекулы соотдетстпую-щие молекулярные орбитали метана должны обладать симметрией по отношению к тем же осям.

Существует две возможности орбиталь может оставаться неизменной при вращении иа 180° вокруг оси (она симметрична) или она может превращаться в орбиталь идентичной формы, но противоположного знака при выполнении операции симметрии (она антисимметрична).

Эя-Орбиталь углерода симметрична по отношению к каждой оси, но каждая из трех 2р-орбиталей антисимметрична к двум из осей и симметрична по отношению к одной оси. Комбинации, которые приводят к молекулярным орбиталям, удовлетворяющим этим требованиям симметрии, показаны ниже. [c.29]

    Согласно теории электронных пар (точечные структуры Льюиса), в метане четыре атома водорода связаны четырьмя электронными парами с центральным атомом углерода. Лежащие глубоко внутри 18-электроны атома углерода можно рассматривать как несвязывающие, и в большинстве случаев ими можно пренебречь.

Четыре валентные орбитали метана не идентичны одна орбиталь не имеет узловых плоскостей, а три другие представляют собой вырожденные орбитали (т. е. равной энергии) и имеют по одной узловой плоскости. Формы этих орбиталей изображены на рис. 2.1.

Необходимо ясно понимать, что существование связывающих орбиталей разной энергии никоим образом не противоречит картине электронных пар, в которой все углерод-водо-родные связи идентичны. Тетраэдрическое расположение атомов водорода четко видно при комбинации этих четырех орбиталей.

Наличие различающихся между собой молекулярных орбиталей удается продемонстрировать только методом фотоэлектронной спектроскопии, позволяющим непосредственно измерять энергетические уровни электронов. Фотоэлектронный спектр подтверждает, что в валентной [c.15]

Читайте также:  Определение конституции, ее содержание и виды - в помощь студенту

    В гл. 2 уже говорилось о том, что метан содержит два типа связывающих молекулярных орбиталей тотально симметричную 1/1 и три вырожденные орбитали 1/2, и /4, каждая из которых имеет узловую плоскость. Это не означает, что существует какое-то различие в связывании четырех атомов водорода.

Водородные атомы размещены те-траэдрически вокруг центрального атома углерода, и связи имеют равную энергию.

Чтобы рассчитать энергию диссоциации связи и другие физические характеристики связей углерод — водород, удобно скомбинировать 2в- и три 2р-орбитали атома углерода, и тогда получатся гибридные орбитали 8р (символ 8р указывает, что гибрид получен из одной 28- и трех 2р-орбиталей).

Эти гибридные орбитали углерода перекрываются с Ь-орбиталями четырех атомов водорода, образуя четыре тетраэдрические связи. Гибридизация-это математический прием, позволяющий рассчитать энергию и пространственную ориентацию атомов в молекуле.

Если исследовать энергетические уровни в метане, например, методом фотоэлектронной спектроскопии, то в действительности мы обнаружим два энергетических уровня, о чем говорилось в гл. 2. Кроме того, величину константы спин-спинового взаимодействия Н—в спектре ЯМР можно интерпретировать через 5-характер центрального атома углерода. [c.35]

    Суть реакции между радикалом и алканом состоит в том, что в ней участвует однократно (одноэлектронно) занятая молекулярная орбиталь (ОЗМО) радикала. Простейшей радикальной реакцией является взаимодействие метильного радикала с метаном (рис. 4.1).

ОЗМО может или отдавать, или принимать один электрон, так что в реакцию могут вовлекаться как ВЗМО, так и НСМО метана. Энергетические уровни ОЗМО радикала и ВЗМО метана близки, и взаимодействие между ними будет главным. ОЗМО этиль- [c.

41]

    Остается упомянуть о критериях, используемых для определения матрицы преобразования 1). В случае симметричных молекул, таких, как метан, можно воспользоваться тем, что в молекуле имеются эквивалентные атомы или связи.

Скажем, если нас интересуют какие-либо свойства связи С—Н (например, ее дипольный момент) в молекуле СН4, следует провести такое преобразование исходной системы молекулярных орбиталей, которое позволит найти четыре физически эквивалентные орбитали, описывающие четыре связи С—Н в метане.

Оказывается, что, если молекулярные орбитали найдены методом МО ЛКАО в минимальном базисе атомных орбиталей (см. обсуждение молекулы С2Н4 в разд. 6.6), симметрия системы позволяет определить все параметры соответствующей матрицы преобразования. [c.304]

    Беспорядочные синтетические процессы, в которых принимали участие метан, аммиак и вода (наиболее древние молекулы Земли), по-видимому, явились причиной образования органических соединений на ранних стадиях существования Земли.

Из массы разнообразных органических соединений в результате отбора , оиреде-лявнлегося их термодинамической стабильностью и другими важными свойствами (например, энергией молекулярных орбиталей, основностью атомов азота гетероциклических ядер и аминогрупп), накапливались биомолекулы (аминокислоты, пурины, пирамиди-ны, порфирины), затем биополимеры (белки, нуклеиновые кислоты), взаимодействие которых создало на Земле в течение первых полутора миллиардов лет ее существования уникальное свойство материи — жизнь. [c.6]

    В 1963 г. Питцер и Липскомб [117] применили метод ЛКАО ССП для расчета полных энергий заслоненной и шахматной конформаций этана и определили вращательный барьер, как разность их энергий.

Хотя рассчитанные значения полных энергий очень сильно отличались от экспериментально определенных величин, полученная величина вращательного барьера (3,3 ккал-моль ) оказалась величиной правильного порядка.

Для построения молекулярных орбиталей Питцер и Липскомб пользовались минимальным набором слэтеровских атомных орбиталей. Позднее авторы выполнили аналогичные расчеты с гауссовскими основными наборами и получили для барьера сходные значения [23, 44, 111].

Питцер пересчитал вращательный барьер с набором экспоненциальных атомных орбиталей, удовлетворяющих минимуму энергии в метане, и обсудил довольно эффективное погашение ошибок при расчетах полной энергии [116]. [c.81]

    При построении молекуля5ноорбитальных волновых функций для органических молекул возникают два новых осложнения молекулярные орбитали являются многоцентровыми , и, как почти во всех нелинейных молекулах, углы между связями не соответствуют очевидной ориентации базисных атомных орбиталей. Прежде чем перейти к этим проблемам, рассмотрим две двухатомные молекулы — одну гомоядерную и одну гетероядерную. Такими молекулами являются и НР рассматривая их, можно попутно выяснить некоторые квантовомеханические особенности ковалентной связи, объяснение которых было бы необоснованно сложным, если обратиться непосредственно к алкенам или другим органическим молекулам. После предварительного рассмотрения Рз и НР будет меньше затруднений при описании связей в ацеталене, этилене и метане. [c.57]

    Если две атомные орбитали перекрываются вдоль их главных осей, то возникающую при этом связывающую орбиталь называют о-орбиталью , а образующуюся связь — о-связью.

Молекулярная ст-орбиталь и находящиеся на ней электроны локализованы симметрично относительно линии, соединяющей ядра атомов, участвующих в образовании связи.

Так, при образовании связей с атомами водорода в метане четыре гибридные 5у0 -орбитали атома углерода перекрываются с Ь-орбиталями четырех атомов водорода, образуя четыре идентичные прочные ст-связи, располагающиеся под углом 109°28 друг к другу (стандартный тетраэдрический угол).

Сходная строго симметричная тетраэдрическая структура возникает также, например, при образовании ССЦ если же атомы, образующие связи с углеродом, неодинаковы, например в случае СНгСЬ, пространственная структура будет несколько отличаться от полностью симметричной, хотя по существу она остается тетраэдрической (ср. разд. 1.2). [c.15]

    Таким же образом можно считать, что атом углерода имеет валентную конфигурацию 15 2з2рх2ру2р2 , получающуюся из конфигурации основного состояния при переходе одного из двух электронов, находящихся первоначально на 25-орбитали атома, на первоначально вакантную 2рг-орбиталь.

В этой возбужденной конфигурации имеется четыре неспаренных электрона с одинаковыми спинами и их взаимодействие минимально, если они находятся на максимально возможном расстоянии друг от друга, т, е. в углах правильного тетраэдра с ядром в центре.

Система лучше всего описывается четырьмя гибридными зр -орбиталями, аналогичными гибридным орбиталям в атоме неона [разд. 1,13, уравнение (1.48)].

Поэтому такую молекулу, как метан СН4, можно описать при помощи четырех локализованных связывающих молекулярных а-орбиталей, образованных комбинацией (перекрыванием) этих гибридных орбиталей с 15-орбиталями атомов водорода. В результате молекула метана имеет тетраэдрическое строение. [c.46]

Источник: https://www.chem21.info/info/1298820/

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Cтраница 2

Углерод имеет РІРѕ внешней электронной оболочке четыре электрона ( РѕРЅРё обозначаются точками), Р° РІРѕРґРѕСЂРѕРґ — РѕРґРёРЅ.

При образовании молекулы метана все электроны углерода обобщаются с электронами четырех атомов водорода.

 [16]

РџСЂРё образовании молекул РёР· атомов атомные орбитали, перекры-ваясь РІ той или РёРЅРѕР№ степени, дают общие молекулярные орбитали. РќР° СЂРёСЃ. 12 показано образование молекулы метана.  [18]

Однако эта энергия восстанавливается РїСЂРё образовании связей СЃ РІРѕРґРѕСЂРѕРґРѕРј теперь уже РёР· четырех некомпенсированных РїРѕ спинам валентных электронов. Расчет показывает, что РїСЂРё образовании молекулы метана РЎРќ4 РјС‹ даже получаем дополнительно 24 5 ккал / моль.  [19]

Таким образом, молекула ВН3 должна иметь плоское тригональное строение.

Последний тип гибридизации СЃ использованием только s — Рё СЂ-орбиталей можно показать, рассмотрев, как атом углерода соединяется СЃ четырьмя атомами РІРѕРґРѕСЂРѕРґР° РїСЂРё образовании молекулы метана. Затем четыре орбитали комбинируются Рё образуют набор РёР· четырех эквивалентных орбиталей, которые называют 8СЂ3 — гибридными. Это показано РЅР° СЂРёСЃ, 3.22. Эти орбитали направлены Рє вершинам тетраэдра Рё, таким образом, РЎРќ4 имеет тетраэдрическую конфигурацию.  [21]

До сих пор рассматривалось такое положение, когда изолированный атом в возбужденном состоянии имеет два, три или четыре неспаренных электрона.

К сожалению, нельзя проверить наши предсказания радиального или углового распределения электронов для изолированных атомов, но можно изучить молекулы, образованные этими атомами.

Предполагают, что РІ ковалентных молекулах, РІ которых неспаренные электроны РѕРґРЅРѕРіРѕ атома становятся спаренными СЃ электронами окружащих атомов, электроны СЃ параллельными спинами находятся как можно дальше РґСЂСѓРі РѕС‚ РґСЂСѓРіР° РІ соответствии СЃ принципом Паули Рё принципом неразличимости. Р’ качестве примера рассмотрим атом неона, Сѓ которого есть четыре пары электронов РІРѕ внешней оболочке. Леннард — Джонс21 РЅР° РѕСЃРЅРѕРІРµ принципа Паули предсказал, что наиболее вероятной конфигурацией каждой четверки электронов СЃ параллельными спинами является тетраэдр. Далее, если пренебречь кулоновским отталкиванием, то РЅРµ будет корреляции между РґРІСѓРјСЏ конфигурациями электронов СЃ противоположными спинами, Рё РёС… можно будет равновероятно найти РІ любой ориентации РґСЂСѓРі относительно РґСЂСѓРіР°. Теперь рассмотрим метан, РІ котором углерод может быть гипотетически представлен как РЎ4 — СЃ электронной конфигурацией неона. РљРѕРіРґР° четыре протона присоединяются Рє РЎ4, образуя РЎРќ4, притяжение протонов Рє электронам РїСЂРёРІРѕРґРёС‚ Рє совмещению РґРІСѓС… независимых четверок электронов, расположенных РІ вершинах тетраэдров. Так как молекула метана действительно тетраэдрическая, то это предсказание оправдывается, хотя механизм образования молекулы метана проверить нельзя.  [22]

До сих пор рассматривалось такое положение, когда изолированный атом в возбужденном состоянии имеет два, три или четыре неспаренных электрона.

К сожаление, нельзя проверить наши предсказания радиального или углового распределения электронов для изолированных атомов, но можно изучить молекулы, образованные этими атомами.

Предполагают, что РІ ковалентных молекулах, РІ которых неспаренные электроны РѕРґРЅРѕРіРѕ атома становятся спаренными СЃ электронами окружащих атомов, электроны СЃ параллельными спинами находятся как можно дальше РґСЂСѓРі РѕС‚ РґСЂСѓРіР° РІ соответствии СЃ принципом Паули Рё принципом неразличимости. Р’ качестве примера рассмотрим атом неона, Сѓ которого есть четыре пары электронов РІРѕ внешней оболочке. Леннард — Джонс21 РЅР° РѕСЃРЅРѕРІРµ принципа Паули предсказал, что наиболее вероятной конфигурацией каждой четверки электронов СЃ параллельными спинами является тетраэдр. Далее, если пренебречь кулоновским отталкиванием, то РЅРµ будет корреляции между РґРІСѓРјСЏ конфигурациями электронов СЃ противоположными спинами, Рё РёС… можно будет равновероятно найти РІ любой ориентации РґСЂСѓРі относительно РґСЂСѓРіР°. Теперь рассмотрим метан, РІ котором углерод может быть гипотетически представлен как РЎ — СЃ электронной конфигурацией неона. РљРѕРіРґР° четыре протона присоединяются Рє РЎ4 -, образуя РЎРќ4, притяжение протонов Рє электронам РїСЂРёРІРѕРґРёС‚ Рє совмещению РґРІСѓС… независимых четверок электронов, расположенных РІ вершинах тетраэдров. Так как молекула метана действительно тетраэдрическая, то это предсказание оправдывается, хотя механизм образования молекулы метана проверить нельзя.  [23]

До сих пор рассматривалось такое положение, когда изолированный атом в возбужденном состоянии имеет два, три или четыре веспаренных электрона.

К сожалению, нельзя проверить наши предсказания радиального или углового распределения электронов для изолированных атомов, но можно изучить молекулы, образованные этими атомами.

Предполагают, что РІ ковалентных молекулах, РІ которых неспаренные электроны РѕРґРЅРѕРіРѕ атома становятся спаренными СЃ электронами окружащих атомов, электроны СЃ параллельными спинами находятся как можно дальше РґСЂСѓРі РѕС‚ РґСЂСѓРіР° РІ соответствии СЃ принципом Паули Рё принципом неразличимости. Р’ качестве примера рассмотрим атом неона, Сѓ которого есть четыре пары электронов РІРѕ внешней оболочке. Леннард — Джонс21 РЅР° РѕСЃРЅРѕРІРµ принципа Паули предсказал, что наиболее вероятной конфигурацией каждой четверки электронов СЃ параллельными спинами является тетраэдр. Далее, если пренебречь кулоновским отталкиванием, то РЅРµ будет корреляции между РґРІСѓРјСЏ конфигурациями электронов СЃ противоположными спинами, Рё РёС… можно будет равновероятно найти РІ любой ориентации РґСЂСѓРі относительно РґСЂСѓРіР°. Теперь рассмотрим метан, РІ котором углерод может быть гипотетически представлен как РЎ4 — СЃ электронной конфигурацией неона. РљРѕРіРґР° четыре протона присоединяются Рє РЎ4, образуя РЎРќ4, притяжение протонов Рє электронам РїСЂРёРІРѕРґРёС‚ Рє совмещению РґРІСѓС… независимых четверок электронов, расположенных РІ вершинах тетраэдров. Так как молекула метана действительно тетраэдрическая, то это предсказание оправдывается, хотя механизм образования молекулы метана проверить нельзя.  [24]

Страницы:      1    2

Источник: https://www.ngpedia.ru/id199038p2.html

Шпаргалка по неорганической химии

2 Вещества и их изменение. Предмет неорганической химии

Вещества – виды материи, дискретные частицы которых имеют конечную массу покоя (сера, кислород, известь и т. д.). Из веществ состоят физические тела.

Каждое вещество имеет определенные физические свойства: агрегатное состояние (жидкое, твердое, газообразное), температуру плавления, кипения, замерзания, плотность, растворимость. Агрегатное состояние может переходить из одного в другое.

Величины, количественно отражающие свойства веществ называются физическими константами. Различают чистые вещества (сера, железо, дистиллированная вода) и смеси (природная вода, содержащая соли, сплавы).

Смеси называют по веществу, преобладающему в их составе. В природе абсолютно чистых веществ не встречается. Если количество примесей ничтожно мало, то вещество считается условно чистым. Чистое вещество однородно, смеси бывают однородные и неоднородные.

Однородные смеси – смесь двух или нескольких веществ, которые не обнаруживаются при помощи аппаратуры (смеси газов, многие жидкости, например, кровь, сплавы).

Различают простые и сложные вещества. Вещества, состоящие из атомов одного вида, называются простыми (S – сера, C – графит, O2 – кислород, H2 – водород, все металлы). Вещества, состоящие из атомов разного вида, называются сложными (Н2О – вода, СО2 – углекислый газ, Н2SO4 – серная кислота).

Вещества подвержены различным изменениям. Явления, сопровождающиеся коренными изменениями вещества, при которых из одних веществ образуются другие, называются химическими (Fе (железо) + S (сера) = FеS (сульфид железа)), что является предметом изучения неорганической химии.

Предметом неорганической химии является изучение химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ (кроме соединений углерода, составляющих предмет органической химии), превращений веществ, сопровождающихся изменениями его состава, свойств и (или) строения.

Неорганические вещества, или минеральные – вещества, встречающиеся в неживой природе (песок, сера, минералы, графит).

Неорганическая химия связана с другими разделами химии – аналитической, коллоидной, кристаллохимией, физической, термодинамикой, электрохимией, радиохимией, химической физикой; на стыке неорганической и органической химии лежит химия металло-органических соединений и элементооргани-ческих соединений. Неорганическая химия соприкасается с геолого-минералогическими науками: геохимией и минералогией, а также с техническими науками – химической технологией (ее неорганической частью), металлургией и агрохимией.

Источник: http://booksonline.com.ua/view.php?book=38544&page=4

Ссылка на основную публикацию