Контрольная работа: Химическая связь и строение вещества

При затвердевании металлических расплавов происходит массовая кристаллизация и возникает одновременно множество мелких кристалликов, они называются кристаллитами. Рост кристаллита протекает в окружении подобных мелких кристаллов; при этом исключается значительное увеличение размеров кристаллитов и поэтому они не видны визуально на изломе металла и образец металла кажется монолитным.

Смеси двух или более индивидуальных металлов называются сплавами. В сплавах могут присутствовать в небольших количествах и некоторые неметаллы (С, Si, S). Распространенным методом получения сплавов является совместное нагревание их составных частей до полного расплавления смеси. Однако, есть металлы, которые не сплавляются друг с другом в любых отношениях.

Металлические сплавы можно классифицировать так: твердые растворы внедрения; твердые растворы замещения; смеси индивидуальных кристаллов металлов; смеси кристаллов интерметаллических соединений.

В сплавах, предоставляющих собой твердые растворы внедрения, часть межузельных полостей металлической кристаллической решетки занята атомами другого элемента. Такие примеси часто упрочняют сплав; например, чугун, сталь-железо, содержащее примесные атомы углерода, значительно тверже, чем чистое железо.

В сплавах – твердых растворах замещения часть атомов основного вещества заменена на атомы примесного элемента. Сплавы, состоящие из смеси индивидуальных кристаллических компонентов, образуются при соблюдении строго определенного соотношения; такие сплавы называются так же эвтектическими смесями. Эвтектической смесью является широко известный оловянный припой – третник (64% Sn и 36% Pb) с температурой плавления 181° С.

Сплавляемые металлы могут образовываться между собой химические соединения – интерметаллиды. Например, в бронзе присутствует интерметаллическое соединение состава Си3 Sn, а в латуни – интерметаллид СиZn3. Важнейшей составной частью стали, является карбит железа Fe3 C (цементит), который так же относится к интерметаллическим соединениям. Состав интерметаллидов обычно не отвечает стехиометрической валентности элементов; интерметаллиды – это нестехометрические соединения, составляющие обширный класс неорганических веществ с нестехиометрическим составом. Многие элементы образуют несколько нестехиаметрических соединений: так железо с фосфором дает фосфиды состава Fe3 P, Fe2 P, FeP, FeP, FeP2. Формулы этих соединений указывают лишь на то, что для кристаллических решеток характерно определенное соотношение компонентов, например, в Fe3 С на каждые три атома Fe приходится один атом С.

1.6 Связь в комплексных соединениях

Химия комплексных соединений – один из обширных разделов неорганической химии. Начало изучению комплексных соединений положил швейцарский химик Вернер (1893 г), который разработал основы координационной теории. Он выделял простые соединения, или соединения первого порядка, как образованные в соответствии со стехиометрической валентностью элементов, и комплексные соединения или соединения высшего порядка, в которых атомы тех же элементов присоединяют большее число партнеров по связи. Четкой границы между комплексными и простыми соединениями нет.

Комплексное соединение состоит из разнозаряженных внешней и внутренней сферы; встречаются так же нейтральные комплексы. Формулу комплекса записывают в квадратных скобках; в комплексе различают центральный атом – лиганды, которые связаны с центральным атомом ковалентно и донорно-акцепторному механизму. Если лиганд образует одну - связь с центральным атомом, то число таких лигандов равно координационному числу центрального атома. Заряд всего комплекса определяется суммарным зарядом всех лигандов и зарядом центрального атома выраженным степенью окисления соответствующего элемента.

Центральный атом может быть атом неметалла или металла. Комплексные соединения с центральными атомами неметаллов. Такие комплексные соединения образуются из молекул простых соединений и дополнительных частиц лиганда.

1.7 Валентность и степень окисления элементов

Термин валентности был введен в химию в 1853 году английским химиком – органиком Франклендом для обоснования количественных соотношений атомов элементов в химических соединениях. Развитие учения о валентности в большой степени связано с открытием Д.И. Менделеевым Периодического закона (1869 году). Им была установлена связь между валентностью и его положением в Периодической системе, введено понятие о переменной валентности элементов в их соединениях с кислородом и водородом. Учение о строении атомов и молекул способствовало разработке электронной теории валентности.

1.8 Стеохимическая валентность

Для стеохимических расчетов, а так же для составления химических формул и уравнений необходимо знание количественных соотношений атомов различных элементов, в которых они соединяются или реагируют. Такая информация передается стехиометрической валентностью.

Стехиометрическая валентность элемента показывает, со сколькими атомами одновалентного элемента соединяется атом данного элемента.

Одновалентными считаются все элементы, атомы которых в двухэлементных соединениях всегда связаны с одним атомом другого элемента. Примером одновалентного элемента является водород Н. Поэтому считается, что стехиометрическая валентность элемента указывает на то, со сколькими атомами водорода соединен один атом рассматриваемого элемента. Так, в НСl хлор – одновалентен, в Н2О кислород – двухвалентен, NН3 азот – трехвалентен.

Водородные соединения известны не для всех элементов, но почти все стехиометричны двухвалентным и по составу кислородных соединений других элементов можно определить валентность этих элементов. Считают, что все оксиды можно получить формальным замещением атомов водорода в воде на атомы других элементов. Например, из сравнения формул Н2О и Na2O или Н2О и СаО делают заключение об одновалентности натрия и двухвалентности кальция. Таким образом, стехиометрическая валентность элемента определяется числом атомов водорода, которое может быть присоединено или замещено одним атомом данного элемента.

1.9. Заряд ионов

Электрический заряд ионов определяет, в каком соотношении эти ионы находятся в кристаллической решетке ионного соединения.

Между зарядом одноэлементных ионов и числом валентных электронов нейтральных атомов элементов имеется непосредственная связь:

Положительный заряд иона равен числу электронов, отданных одним атомом элемента; отрицательный заряд иона равен числу электронов, принятых одним атомом элемента.

Пример записи Na+, Ca2+, Al3+ означают, что атомы этих элементов потеряли соответственно 1, 2 и 3 , а записи F-, O2-, N3- означают, что атомы этих элементов приобрели соответственно 1, 2 и 3 .

II Строение вещества

2.1 Молекулы химических соединений

Химические соединения, состоящие из атомов не менее двух элементов, имеют в качестве наименьших составных частей молекулы – электрически нейтральные группы атомов, или ионы – электрически заряженные атомы или группы атомов. Из молекул составлены ковалентные соединения, обычно легколетучие.

Пример. Молекулы воды Н2О, аммиака NH3, диоксида углерода СО2 построены из атомов различных неметаллических элементов, соединенных между собой ковалентными связями. Так, молекула воды Н2О составлена из двух атомов водорода Н и одного атома кислорода О, причем атом кислорода образует отдельные ковалентные связи с каждым атомом водорода.

Молекула – это наименьшая частица химического соединения, обладающая его химическими свойствами.

Это определение молекулы действительно только при учете следующих двух ограничений. Во-первых, в форме молекул могут быть не только соединения, но и простые вещества, молекулы химического соединения, т.е. сложного вещества многоэлементны (H2O, NH3, CO2, H2SO4), молекулы простых веществ – одноэлементны (H2, O2, N2, Cl2, S8, P4 и др). Поэтому в приведенном выше определении молекулы речь идет о многоэлементных молекулах.

2.2 Размеры и масса атомов и молекул

Радиусы атомов и молекул выражаются очень малыми величинами, и в стомиллионных долях сантиметра и обычно измеряются в ангстремах, 1А равен 10-8 см.

Радиус молекулы СО2 равен 1,66 × 10-8 см, что равно 1,66 А.

Диаметр молекулы N2 равен 3,1× 10-8 см, а это равно 3,1 А. Длина молекулы натурального каучука равна 20000 А . масса молекулы кислорода равна 53,12× 10-24 г. 1 г. водорода содержит около 6,02× 1023 атомов. Чем больше масса молекул газа, тем ниже средняя скорость их движения; средние скорости молекул газообразных веществ обратно пропорциональны квадратным корням из чисел, выражающих их массы:

V1 : V2 =

Скорость движения молекул зависит от температуры: чем выше температура газа, тем больше средняя скорость движения его молекул. Эта зависимость выражается следующим уравнением:

V1 : V2 = ,

где Т – абсолютная температура

2.3 Строение многоатомных молекул

Молекула	Форма	Межъядерные расстояния (в А)
СО2	Линейная симметричная О = С = О	С = О 1,13
NO2	Изогнутая < ONO=140º N OO	N = O 1,18
H2O	Изогнутая < HOH=104-106º O H H	O – H 0,97
SO2	Изогнутая < SOS=124º S O O	S = O 1, 45
NH3	Правильная треугольная пирамида < НNH=180º	Высота пирамиды h = 0,3
C2H2	Симметричная вытянутая Н – С ≡ С –Н	« 1 2 3 4 » К-во Просмотров: 559 Бесплатно скачать Контрольная работа: Химическая связь и строение вещества >>> Скачать <<< Меню Поиск