5. Химическая связь, ее типы и методы описания.

Молекула – это некоторая совокупность атомов, обладающая рядом характерных отличительных свойств.

Химическая связь образуется, если электроны взаимодействующих атомов получают возможность двигаться одновременно вблизи положительных зарядов нескольких ядер.

Для описания этого движения используют два подхода: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО).

Метод ВС основан на предположении, что химическая связь обеспечивается двумя электронами, движущимися в ограниченном участке электростатического поля двух ядер. Это предположение получило название концепции двухэлетронных локализированных связей.

Метод МО представляет собой естественное распространение модели атома, как системы из ядра и элетронных оболочек, на случай молекулы. В атоме электроны двигаются в центральном поле единственного положительного заряженного ядра. В молекуле же электроны двигаются в многоцентовом поле положительно заряженных ядер и описываются своими функцияи, которые подобно АО, называются МО – молекулярными орбиталями. Метод МО занимает доминирующее положение в настоящее время.

Типы химической связи:

• Ковалентныая связь – связь между двумя атомами, осуществляемая общей для этих атомов парой электронов. Различают неполярную КС, если атомы одинаковы (в простых соединениях, типа H₂, Cl₂ и т.п.), полярную КС, если атомы различны, и сильнее общую электронную пару притягивает более электроотрицательный атом, и донорно-акцепторную КС, образующуюся за счет атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора (в гидроксиде аммония NH₄⁺, в ионе гидроксония Н₃O⁺).

• Ионная связь – предельнй случай ковалентной полярной связи; электронная плотность полностью сдвинута к более э/о элементу. Для оценки способности атома данного элемента оттягивать к себе электроны, осуществляющие связь, пользуются значениями относительной электроотрицательности. Чем она больше, тем сильнее атом притягивает к себе обобществленные электроны.

• Металлическая связь - химическая связь, обусловленная наличием относительно свободных электронов. Характерна как для чистых металлов, так и их сплавов и интерметаллических соединений.

• Водородная связь – связь между атомом водорода и атомом сильно электроотрицательного элемента. Межмолекулярное взаимодействие, удерживаемое силами, имеющими электрическую природу и называемыми силами Ван-дер-Ваальса. Они слабее сил в КС, но зато действуют на большие расстояния.

6. Понятие энтальпии. Энтальпия реакции. Энтальпия образования химических соединений.

Энтальпия (H) – функция состояния, определяющая удельное теплосодержание химической системы при постоянном давлении (изобарный процесс): H=U+P*ΔV, где P*ΔV – работа расширения. Как видно, энтальпия имеет ту же размерность, что и внутренняя энергия, поэтому выражается в джоулях. Если при этом больше никакой работы не совершается, то ΔH=Qp, где Qp – тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении. При экзотермических реакциях Qp<0, для эндотермических Qp>0.

Изменение внутренней энергии или энтальпии принято относить к случаю, когда все исходные вещества и все исходные продукты реакции находятся в стандартных состояниях. Стандартное состояние вещества – его состояние при данной температуре и нормальном давлении. Условия, при которых все вещества находятся в стандартном состоянии, называются стандартными и снабжаются ноликами при записи.

Стандартная энтальпия реакции образования 1 моля данного вещества из простых веществ называется стандартной энтальпией образования этого вещества. Эту величину выражают в килоджоулях на моль. Энтальпия и внутренняя энергия образования простых веществ по определению равны нулю. Если элемент образует несколько простых веществ (графит и алмаз), то стандартным считается состояние элемента в виде наиболее устойчивой при данных условиях модификации.

Химические уравнения, в которых указаны изменения энтальпии (тепловые эффекты реакций), называются термохимическими уравнениями. Например, PbO(к.)+CO(г.)=Pb(к.)+C02(г.); ΔH=-64кДж.