Презентация на тему "Химия наука о веществах"

Содержание

• 
  Слайд 1

  ХИМИЯ - это наука о веществах и их превращениях

  • все вещества состоят из мельчайших, далее неделимых частиц - атомов (греч. атомос означает «неделимый») – (, Эпикур, Демокрит, V - III вв. до н. э.).
  • -1911г. Планетарная модель Э. Резерфорда
  • 1913 г. ее развил Н.Бор :
  • 1) электрон в атоме может находиться только в стационарных состояниях с дискретными значениями энергии En, в которых атом не излучает.
  • 2) при переходе из одного стационарного состояния в другое атом испускает или поглощает квант электромагнитного излучения с частотой  = (En-Em)/h.
  • 1920-е годы квантово-механическая модель- Л. де Бройль, В. Гейзенберг, Э. Шредингер и П. Дирак.
  • Современная теория :
  • Атом – наименьшая химически неделимая частица , представляющая собой сложную электромагнитную систему, состоящую из ядра и электронов.
  • Ядро состоит из нейтронов и протонов По таблице Менделеева:19 К Аr=39
  • Число нейтронов = 39-19-20, протонов – 19. электронов -19.
  • Электрону - присущи как свойства волны (дифракция и интерференция), так и свойства частицы (масса, заряд)
  • Уравнение Л. де Бройля
  • λ= h/mV
  • Часть атомного пространства, где вероятность пребывания электрона составляет свыше 90 %, называется атомной орбиталью.
  • Электрон в атоме движется: а) вокруг ядра. Б) вокруг своей оси
• 
  Слайд 2
  

  • Для полного описания его движения используются 4 квантового числа:
  • n = 1,2,3,... главное квантовое число и определяет общую энергию электрона.
  • L - орбитальное квантовое число, принимающее значения 0, 1, 2, ... , (n-1), характеризует форму орбитали,
  • ml - магнитное квантовое число описывает направление орбитали в пространстве и принимает значения 0, 1, 2,...,L.
  • спиновое число, которое описывает собственный момент иможет принимать лишь два значения: 1/2
• 
  Слайд 3
  

  • Распределение электронов по орбиталям по 3 законам:
  • 1) Принцип наименьшей энергии - в первую очередь электроны заполняют орбитали, имеющие наименьшую потенциальную энергию.
  • Порядок следования орбиталей по энергии определяется по правилам Клечковского :
  • 1 правило Клечковского - меньшую энергию имеет та орбиталь, для которой меньше сумма (n+L);
  • 2 правило Клечковского - если у двух орбиталей сумма (n+L) одинакова, то меньшую энергию имеет орбиталь с меньшим значением главного квантового числа) и составляет следующую последовательность
  • 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f и т.д.
  • 2) Принцип Паули - два электрона в одном атоме не могут иметь одинаковый набор из четырех квантовых чисел.
  • 3) Правило Хунда – в пределах одного подуровня электроны распределяются по орбиталям таким образом, чтобы их суммарный спин был максимален.
  • Электронное строение атома записывается:
  • 1. в электронной формуле указывается количество электронов на подуровнях атома: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6(Cl)
  • 2) на энергетической диаграмме
• 
  Слайд 4
  

  • Периодический закон (ПЗ) :
  • свойства элементов и их однотипных соединений находятся в периодической зависимости от заряда атомных ядер элементов
  • ПЗ был создан Д. И. Менделеевым на основе разработанной им в 1867 г. период. Системы (таблицы).
  • ПС позволяет определить электронное строение внешних уровней атомов элементов и тем самым сразу выявить особенности, определяющие их химические свойства, т. е. способность отдавать или присоединять электроны.
  • Способность атома отдавать и присоединять электроны также зависит от
  • его радиуса и характеризуется величинами энергии ионизации, энергии сродства к электрону,
  • а в составе молекулы — относительной электроотрицательностью атома.
  • Энергия сродства к электрону(Еcр) - это энергия присоединения электрона атомом элемента с образова­нием аниона: Э + е- Э- (Еср, кДж/моль).
• 
  Слайд 5

  Основные характеристики атомов элементов

  • Радиус атома. - в пикометр (пм): 1 пм == 10-12 м. В каждом периоде наибольшим радиусом обладает атом элемента, стоящий в начале периода, в периоде - уменьшаются вследствие увеличения сил взаимодействия электронов с ядром.
  • Относительной электроотрицательностью (ОЭО)атома элемента называют величину, характеризующую относительную способность атома элемента притягивать к себе общие электроны в молекуле.
  • Энергия ионизации (Еи)- это энергия отрыва электрона от атома элемента с образованием катиона:
  • Э - е- Э+ (Еи, кДж/моль).
  • Еи, достигающее максимума для атомов благородных газов, обладающих энергетически выгодной конфигурацией ns2np6.
• 
  Слайд 6
  

  • Химическая связь - это совокупность сил, связывающих атомы или молекулы друг с другом в новые устойчивые структуры.
  • . Энергия связи - энергия, выделяющаяся в процессе образования связи и характеризующая прочность этой связи (Есв, кДж/моль).
  • Химическая связь, осуществляемая за счет одной или нескольких электронных пар, сильно взаимодействующих с ядрами обоих соединяемых атомов, называется ковалентной связью (КС).
  • Для ковалентной связи характерно:
  • 1) взаимодействие между двумя атомами, несильно отличающихся по электроотрицательности;
  • 2) атомы обобществляют свои валентные электроны, путем образования общих электронных пар;
  • 3) одна общая электронная пара между двумя атомами соответствует одной ковалентной связи;
  • 4) при взаимодействии атомов, одинаковых по электроотрицательности, образуется неполярная ковалентная связь;
  • 5) при взаимодействии атомов, различающихся по электроотрицательности, образуется полярная ковалентная связь;
• 
  Слайд 7
  

  • К.с. может образоваться
  • по обменному механизму (каждый из атомов на одну связь предоставляет по одному электрону)
  • или
  • по донорно-акцепторному механизму (донор предоставляет электронную пару, а акцептор - пустую валентную орбиталь).
  • Для к.с. Характерны:
  • : кратность, насыщаемость, направленность, сопряжение, полярность и поляризуемость.
  • Кратностьковалентной связи характеризуется числом общих электронных пар между соединяемыми атомами.
  • Насыщаемость- каждый атом в соединении способен обра­зовывать определенное число ковалентных связей.
  • Направленностьобусловлена тем, что атомные орбитали, участвующие в образо­вании молекулярных орбиталей, имеют различную форму и раз­ную ориентацию в пространстве и стремятся к максимальному перекрыванию.
  • Молекулярная орбиталъ, в которой максимальная электрон­ная плотность сосредоточена на прямой, соединяющей ядра атомов, называется δ-молекулярной орбиталью.
  • Молекулярная орбиталь, возникающая в результате бокового перекрывания р-орбиталей взаимодействующих атомов,, называется π -молекулярной орбиталью.
  • Л. Полинг предложил идею о гибридизации атомных орбиталей.
  • Гибридизациейназывается гипотетический процесс смешения различного типа, но близких по энергии атомных орбиталей данного атома с возникновением того же числа новых (гибридных) орбиталей, одинаковых по энергии и форме.
• 
  Слайд 8
  

  • Химическая связь, для которой характерно сильное взаимодействие общей электронной пары с ядром только одного из соединяемых атомов, что приводит к образованию противоположно заряженных ионов, электростатически притягивающихся друг к другу, называется ионной связью.
  • И. с. не обладает насыщаемостью, т.к. один катион может притягивать все соседние анионы.
  • И с. ненаправленна, электрическое поле зарядов имеет сферическую симметрию.
• 
  Слайд 9
  

  • Металлическая связь.
  • Металлы имеют особую кристаллическую решетку, в узлах которой находятся как атомы, так и катионы металла, а между ними свободно перемещаются обобществленные электроны ("электронный газ"). Металлический тип взаимодействия является случаем предельной делокализации химической связи.
  • Особые свойства металлической связи (ненаправленность,
  • ненасыщаемость,
  • многоэлектронность
  • и многоцентровость) определяют ряд специфических физических свойств металлов и их сплавов: очень высокие значения тепло- и элекропроводности, большую пластичность, особые оптические свойства и т.д.
• 
  Слайд 10
  

  • Водородная связь
  • может возникать между положительно поляризованным атомом водорода и отрицательно поляризованным атомом очень сильного неметалла (фтор, кислород, азот).
  • То, что подобное взаимодействие не обнаруживается у других атомов, обусловлено уникальными свойствами поляризованного атома водорода (малый размер, отсутствие внутренних электронных слоев).
  • Водородная связь (обозначена точками) может быть: а) межмолекулярной
  • Н  ОН  О , H — F ...... H — F
  • Н Н
  • б) внутримолекулярной (между отдельными фрагментами молекулярной структуры).
  • Ряд важных физико-химических свойств молекулярных веществ определяется наличием в них водородных связей (температуры плавления и кипения, вязкость, плотность, растворимость).
• 
  Слайд 11
  

  • Квантово-механическое описание химической связи.
  • Наибольшее распространение получили два способа - метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).
  • Основные положения метода валентных связей (МВС):
  • 1) в ходе химического взаимодействия атомы сохраняют свою физическую и химическую индивидуальность;
  • 2) химическая связь рассматривается как возмущение, приводящее к понижению общей энергии взаимодействующих атомов при их сближении;
  • 3) связь возникает при попарном перекрывании атомных орбиталей двух атомов;
  • 4) связь обеспечивается наличием на перекрывшихся орбиталях пары электронов с антипараллельными спинами
  • 5) атом может образовывать химические связи как в основном, так и в возбужденном валентном состоянии;
  • 6) в возбужденное валентное состояние атом может перейти путем промотирования (переброса) валентных электронов с одних орбиталей на другие, если при этом:
  • а) увеличивается количество неспаренных электронов в атоме,
  • б) энергия, выделившаяся при образовании дополнительных связей
  • компенсирует энергию, затраченную на промотирование;
  • 7) валентные орбитали при перекрывании могут подвергаться гибридизации,
• 
  Слайд 12
  

  • Метод молекулярных орбиталей (ММО)предполагает, что при образовании химической связи:
  • а) атомы полностью утрачивают свою химическую индивидуальность.
  • б) электроны распределены по молекулярным орбиталям. Число МО на диаграмме равно числу исходных АО. МО могут быть 2 типов:
  • 1) связывающие МО (СМО) характеризуются тем, что удаление с них электронов приводит к ослаблению химической связи в частице;
  • 2) разрыхляющие МО (РМО) - удаление с них электронов приводит к увеличению энергии химической связи;
  • Электроны заполняют МО по тем же законам, что и АО в атомах:
  • а) принцип наименьшей энергии,
  • б) принцип Паули,
  • в) правило Хунда.
  • Критерием возможности существования химической частицы является порядок связи (ПС):
  • ПС = (Nсв - Nразр)/n ,
  • Если ПС > 0, то данная частица может существовать. Если ПС = 0 или ПС < 0, то такая частица существовать не может
• 
  Слайд 13
  

  • Диаграмма для молекулы Н2
  • 1s
  • 1s
  • РМО
  • СМО
  • АО(H)
  • АО(H)
  • МО(H2)
  • Е
• 
  Слайд 14
  

  • По энергиирост:σ2S < σ2S * < σpx <π pz= π pу < π pу * = π pу * < σpx *
  • E
  • 2p3
  • 2s2
  • 2s2
  • 2p3
  • σ
  • σ*
  • σ
  • σ*
  • π
  • π
  • π*
  • π*
  • N 1s22s22p3
• 
  Слайд 15
  

  • E
  • 2p3
  • 2s2
  • 2s2
  • 2p3
  • σ
  • σ*
  • σ
  • σ*
  • π
  • π
  • π*
  • π*
  • O 1s22s22p4
• 
  Слайд 16

  Активные формы кислорода

  • O2 обладает парамагнитными свойствами (из-за неспаренных эл-ов)
  • ПС = (Nсв - Nразр)/n=8-4/2=2
  • 1. Синглетный кислород – происходит спаривание 2 е на разрыхляющей МО у одного атома
  • 2. Супероксидный кислород - О2 +е→О2.
  • Неустойчив, активен ,активирует ПОЛ – разрушает клеточные мембраны
  • ПС = (Nсв - Nразр)/n=8-5/2=1,5