WWW.OS.X-PDF.RU
БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА - Научные публикации
 


Pages:   || 2 |

«Н.С.Громаков ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ Методические указания по химии для студентов 1 курса дневной, заочной и дистанционной ...»

-- [ Страница 1 ] --

Федеральное агентство по образованию

КАЗАНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АРХИТЕКТУРНО-СТРОИТЕЛЬНЫЙ

УНИВЕРСИТЕТ

Н.С.Громаков

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Методические указания по химии

для студентов 1 курса

дневной, заочной и дистанционной форм обучения

Казань

УДК 539.19: 541.5(075)

ББК 24

К 78 Громаков Н.С. Химическая связь: Методические указания по химии для студентов дневной, заочной и дистанционной форм обучения, Казань: КГАСУ, 2007. -37с.

Методические указания содержат основной информационный материал, необходимый студентам различных специальностей при изучении темы «Химическая связь». В основу положены лекции на данную тему, читаемые автором в течение ряда последних лет. Пособие составлено в соответствии с программой курса химии.

Рецензент: доктор химических наук, профессор Н.А.Улахович (Казанский государственный университет) © Казанский государственный архитектурностроительный университет, 2007 г.

Учение о химической связи является центральной проблемой современной химии.

Знание природы взаимодействия атомов в молекулах позволяет понять и объяснить многообразие форм химических соединений, их свойств и реакционную способность. В практическом плане знание теории строения молекул и химической связи позволит целенаправленно управлять скоростью химических реакций, создавать материалы с заданными свойствами и др. Кроме чисто практической ценности, подобные знания расширяют кругозор личности, помогают построить целостную и гармоничную картину химических явлений и самой природы вещей, готовят к восприятию новых идей, на которых строится и будет строиться новая технология.

При внимательном анализе окружающего нас мира можно сделать очень важный вывод, а именно: в земной природе практически нет свободных, изолированных атомов, всё вещество находится в связанном состоянии в виде твёрдых и жидких тел, даже в газообразном состоянии вещества существуют в виде молекул (за исключением лишь инертных газов).

Почему это происходит? Ответ на этот вопрос даётся в термодинамике – науке, возникшей из наблюдений за природными явлениями. И он только один. Значит так удобнее, выгоднее.

Выгоднее с энергетической точки зрения. Объединившись в более сложные образования (молекулы, кристаллы и жидкости) атомы выделяют часть своей энергии, то есть запас внутренней энергии системы объединившихся атомов становится меньше, чем у изолированных атомов. Отмеченное является одним из очевидных свойств материи: самопроизвольно протекают лишь те процессы, которые сопровождаются высвобождением энергии и, соответственно, более устойчивыми являются те состояния материи, в которых она обладает меньшим запасом энергии (принцип минимума энергии).

Чем обусловлено уменьшение запаса энергии при образовании молекул, какие физические силы обуславливают взаимодействие между атомами? Какова природа химической связи? Напомним, что современная физика рассматривает действие в окружающей нас природе только четырёх основных физических сил: электромагнитных, гравитационных, ядерных сильных и ядерных слабых.

Химическая связь – это взаимодействие, которое обуславливает устойчивость молекул и других способов организации атомов.

Сразу подчеркнём, что никаких особых сил химического взаимодействия не существует. Природа химической связи (при всём её многообразии) – единая и обусловлена действием электромагнитных сил. Главную роль играют силы электростатического притяжения противоположно заряженных электронов и ядер атомов. При образовании химической связи меняется характер движения электронов, в первую очередь внешних или валентных, и происходит перераспределение электронной плотности.

В зависимости от характера распределения электронной плотности условно различают 3 типа химической связи:

1) ковалентная;

2) ионная;

3) металлическая.

Основой современного учения о химической связи и строении молекул является квантовая механика. Напомним, что в начале ХХ в. выяснилось, что классическая физика не в состоянии правильно описать состояние атомов и молекулярных систем, состоящих из микрочастиц в виде ядер атомов и электронов. Новая физическая теория – квантовая механика возникла из квантовой теории Планка – Эйнштейна и последовавших за этим работ де Бройля, Шредингера, Гейзенберга, Дирака и др. Базовым постулатом квантовой механики является уравнение Шредингера, которое играет в квантовой механике такую же важную роль, что и уравнение Ньютона в классической механике. Оно также как и основные уравнения классической механики Ньютона не выводится из более общего уравнения, а постулируется. Правильность уравнений Ньютона, также как и правильность уравнения Шредингера подтверждается согласием с опытом выводов, полученных из этих уравнений.

В наиболее лаконичной форме уравнение Шредингера записывается в следующем виде:

Н = Е. (І) ) где Н – математический оператор (гамильтониан), Е – полная энергия электрона, а (пси) волновая функция электрона, отражающая волновой характер его движения (а также амплитуду электронной волны или амплитуду вероятности нахождения электрона в единице объёма).

Решить уравнение Шредингера – значит найти удовлетворяющую ему волновую функцию (или амплитуду вероятности), отражающую наиболее вероятное или стационарное состояние системы.

При описании химической связи задача заключается в решении уравнения Шредингера для молекул:

Н мол = Е мол. (ІІ) где мол – волновая функция электрона, которая в данном случае описывает характер движения электронов в молекуле, т.е. характеризует молекулярную орбиталь МО, как область наиболее вероятного нахождения электрона в молекуле.

Точное решение уравнения Шредингера для молекул до сих пор не разработано, поскольку не известен аналитический вид уравнения волновой функции электрона в молекуле. Поэтому используют приближённые решения, в которых вместо истинной волновой функции применяют так называемые пробные функции. Пробная функция может быть угадана, построена на основе химической интуиции или каких-либо умозаключений, затем её можно улучшать, добиваясь, как можно более низких значений Е. На практике для конструирования МО используют волновые функции атомов, которые входят в молекулу. В зависимости от того, каким образом из атомной орбитали АО конструируют молекулярную орбиталь МО, разработаны различные способы приближённого решения уравнения Шредингера.

Из них наиболее развиты и широко используются два основных способа приближённого решения уравнения Шредингера, на основе которых в химии используются два метода описания химической связи:

1) метод валентных связей (МВС);

2) метод молекулярных орбиталей (ММО).

В своих высших приближениях оба метода дают очень близкие результаты, что свидетельствует о плодотворности, взятых за основу подходов. Изначально же оба метода используют разные приёмы и правила, позволяющие понять особенности строения молекулярных систем. При этом метод ВС более приспособлен и нагляден для химиков, тогда как метод МО значительно лучше приспособлен для решения физических (спектроскопических) задач.

МЕТОД ВАЛЕНТНЫХ СВЯЗЕЙ

Впервые принципиальное решение вопроса о природе химической связи было дано на основе квантовой механики в 1927 году В.Гейтлером и Ф.Лондоном, выполнившими квантово-механический расчёт молекулы водорода. Эти учёные впервые нашли приближённое решение уравнения Шредингера для молекулы водорода Н2, подойдя к ней как к системе из двух атомов водорода. Использованная ими приближённая волновая функция для молекулы водорода мол строилась из 1s-атомных орбиталей каждого атома водорода.

В нулевом приближении она имела вид, аналогичный функции для атома гелия:

мол=1(1)2(2), (1) где 1(1) – атомная орбиталь электрона 1 в поле первого ядра; 2(2) – атомная орбиталь электрона 2 в поле второго ядра. Однако в силу тождественности и неразличимости электронов возможен обмен электронами между ядрами, приводящий к состоянию той же энергии с функцией:

мол=1(2)2(1). (2) В результате этого обобщённая функция нулевого приближения должна быть линейной комбинацией функций (1) и (2) мол=1(1)2(2) + 1(2)2(1) (3) Использование этой функции (функция Гейтлера–Лондона) позволило рассчитать потенциальную кривую молекулы водорода Н2, найти её минимум и межъядерное расстояние (рис.2). Полученные расчётные значения вполне удовлетворительно (не более чем на 10% отличались от экспериментальных), что и определило особую значимость самой работы. Оно показало, что уравнение Шредингера справедливо не только для атомов, но и для молекул, и является фундаментальным. Также было показано, что химическая связь имеет электрическую природу, т.к. в качестве потенциальной энергии рассматривалась только энергия электростатического взаимодействия ядер и электронов.

Поскольку функция (3) – симметричная, то из принципа Паули следует, что образование молекулы Н2 из двух атомов водорода возможно лишь в том случае, если спины электронов этих атомов антипараллельны.

Если же два атома имеют электроны с параллельными спинами, то система должна описываться другой волновой функцией:

мол=1(1)2(2) 1(2)2(1) (4) и химическая связь (молекула Н2) при этом не образуется.

Таковы главные результаты работы Гейтлера и Лондона, которые получили название первого приближения МВС и легли в основу дальнейших исследований в области теории строения молекул.

В методическом плане, чтобы не прибегать к довольно сложным математическим расчётам, основные представления и выводы из данной работы по образованию молекулы водорода нагляднее показать графически.

Так на рис.1. показано образование двухатомной водородоподобной молекулы на основе только электростатических сил притяжения разноимённых зарядов и отталкивания одноимённых зарядов (показано стрелками с координатами). Колебание и движение ядер, а также действие других физических сил: гравитационных, ядерных, принимается несущественным. При сближении двух удалённых атомов водорода электроны каждого них начинают притягиваться не только к собственному ядру, но и к ядру второго атома. Кроме этого возникают силы отталкивания между одноимённо заряженными ядрами и электронами, соответственно. При установлении равновесия в действии этих противоположных сил образуется химическая связь, сопровождающаяся образованием молекулы.

–  –  –

Расчёт изменения потенциальной энергии системы двух атомов при их сближении можно также продемонстрировать графически (рис.2). Как видно при сближении двух атомов с параллельными спинами (кривая 2) энергия системы монотонно возрастает, и преобладают только силы отталкивания. В этом случае выигрыша энергии не происходит и химическая связь не образуется. Для антипараллельных спинов (кривая 1) минимум на кривой свидетельствует о возникновении химической связи, которую можно характеризовать такими параметрами как прочность Е0 и длина RАВ.

–  –  –

Таким образом было установлено, что образование химической связи возможно только при противоположных спинах электронов. Более того, оба электрона с противоположными спинами оказываются не самостоятельными, а образуют неразрывную пару (общую пару). Свидетельством этому является изменение магнитных свойств молекулярного водорода по сравнению с атомарным. Напомним, что вещества делятся на парамагнитные (втягиваются в магнитное поле) и диамагнитные (выталкиваются из магнитного поля). Носителями парамагнетизма являются неспаренные электроны, поэтому атомы или молекулы, имеющие неспаренные электроны, парамагнитны. В диамагнитных же веществах все электроны спарены.

Известно, что атомы водорода парамагнитны, а молекулы водорода диамагнитны. Это означает, что при образовании молекулы водорода из атомов их электроны спариваются.

Такая химическая связь (двухэлектронная двухцентровая) получила название ковалентной, а механизм её образования обменным, т.к. изначально предполагалась возможность обмена электронами между взаимодействующими атомами водорода.

Ковалентная связь - это связь между двумя атомами посредством образования общих электронных пар.

Из проведённых расчётов, представленных на рис.1, следует, что межъядерное расстояние RАВ в молекуле оказывается меньше суммы орбитальных радиусов атомов r(А1) и r(В2). Это получило название «перекрывание электронных облаков». В результате такого взаимного перекрывания электронная плотность в области между ядрами увеличивается, что приводит к понижению энергии и образованию химической связи. Следует отметить, что к перекрыванию электронных облаков не стоит подходить как к механическому сложению. Меняется сам характер движения электронов и таким образом, что 'большую часть времени они проводят в области между ядрами. Причиной этого является стремление к выигрышу (понижению) энергии. В результате повышенная электронная плотность между ядрами, с одной стороны, экранирует их отталкивание друг от друга, а с другой удерживает, притягивает их к себе.

В дальнейшем метод валентных связей (МВС) разрабатывался Полингом, Слейтером и др. Расширялось его применение к описанию строения соединений более сложных, чем молекула водорода.

В настоящее время основные положения МВС можно сформулировать следующим образом:

• Химическая (ковалентная) связь двух электронная и двух центровая, т.е. образуется двумя электронами с антипараллельными спинами путём их спаривания и обобществления. При этом электронные облака перекрываются, а форма АО в молекуле практически не изменяется. (В дальнейшем будет показано, что форма исходных АО при образовании химической связи должна изменяться).

• Химическая связь образуется в том случае и том направлении, при котором достигается наиболее вероятная (максимальная) степень перекрывания облаков.

• Из двух химических связей, образуемых двумя АО, более прочной является та, при которой наблюдается более высокая степень перекрывания АО.

Следует отметить, что изо всех известных типов химической связи метод ВС постулирует и рассматривает только ковалентную связь. Связано это с теми упрощениями, которые изначально были приняты для приближённого решения уравнения Шредингера. К ним же относится постулирование постоянства формы исходных АО. Это позволило ввести понятие типа ковалентной связи, как различных способов перекрывания АО: (сигма), (пи) и (дельта)связи.

Связь, образованная перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, называется -связью.

Связь, образованная перекрыванием АО по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов (боковые перекрывания) называется -связью.

Связь, образованная перекрыванием d-орбиталей всеми четырьмя лепестками одновременно, называется -связью.

–  –  –

В образовании -связи способны участвовать все известные АО (см. рис.3). На этом же рисунке показаны примеры возможных неэффективных перекрываний (1,б и 2,б), т.е. не приводящих к образованию связи. Формально эти примеры не удовлетворяют данному выше определению -связи, на деле же это означает, что в подобных случаях не достигается максимум перекрывания облаков.

Кроме простых или одинарных связей в молекулах существуют также кратные (двойные и тройные) связи. При этом следует исходить из того, что между двумя атомами возможна только одна -связь. Простое объяснение основано на геометрических соображениях.

Поскольку сигма-связь образуется по прямой, проходящей через две условные точки, символизирующие центры атомов (лобовое перекрывание), то после образования одной сигмасвязи возникновение второй между этими же атомами невозможно, поскольку необходимое пространство уже занято.

Поэтому кратные связи должны образовываться в стороне от этой линии (за счёт бокового перекрывания), образуя новый тип связей:

- и -связи (см. рис. 4 и 5). Как видно из этих рисунков s-орбитали в силу своей симметрии не способны образовывать - и -связи, их образуют р- и d-АО. Образование -связей возможно только с участием d-орбиталей и более сложных f-орбиталей.

Из всех типов ковалентной связи наибольшую степень перекрывания и прочность имеют -связи, поэтому с точки зрения МВС они первичны и образуются первыми, а - и связи вторичны и характеризуются меньшей прочностью, чем -связь.

Число связей между атомами в методе ВС называется кратностью связи.

Одинарная связь изображается в структурных формулах одной чёрточкой (валентным штрихом) и символизирует единицу валентности (например, в молекуле водорода Н–Н).

Легко представить, что при наложении сигма- и пи-связей образуется двойная связь, например в молекулах кислорода, углекислого газа (диоксида углерода). Двойная связь изображается в схемах двумя чёрточками: О=О, О=С=О. При наложении двух пи-связей на сигмасвязь образуется тройная связь, например в молекулах азота и оксида углерода. Тройная связь изображается тремя чёрточками: NN, CO. С увеличением кратности связи общая прочность химической связи между атомами возрастает, а длина химической связи уменьшается.

Приёмы описания строения различных молекул и других молекулярных частиц с помощью метода валентных связей приводятся ниже, наряду с рассмотрением способов образования и свойств ковалентной связи.

Применение метода валентных связей при описании строения молекул.

Свойства ковалентной связи.

Простота и наглядность МВС нашли широкое применение в химии, это дало возможность объяснить природу валентности и классических структурных формул, причину высшей валентности, геометрическую конфигурацию или пространственную форму большого числа молекул.

Это в свою очередь расширило представления о свойствах ковалентной связи и механизмах её образования:

К свойствам ковалентной связи относят насыщаемость, направленность и поляризуемость.

Насыщаемость ковалентной связи – это способность атомов образовывать строго ограниченное число ковалентных связей.

Направленность – это способность атомов образовывать ковалентные связи только в направлении максимального перекрывания АО.

Поляризуемость – это способность ковалентной связи смещаться в сторону более электроотрицательного атома, приводя к полярности связи.

–  –  –

Напомним, что представленный выше способ получил название обменного механизма образования ковалентной связи, когда каждый атом предоставляет на связь по одному неспаренному электрону. Однако в методе ВС нет ограничений, налагаемых на «происхождение»

электронной пары в зоне между атомами. Возможен и иной, донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи, когда электронную пару предоставляет один из партнёров, а второй – только свободную орбиталь:

–  –  –

В рассмотренном примере атом В является донором электронной пары, а атом А – акцептором.

Примером вещества (атома) с НЭП является представленный на схеме 6 атом азота в молекуле аммиака. Это позволяет ему участвовать в образовании ещё одной ковалентной связи в качестве донора электронной пары.

В качестве атома-акцептора может служить, например, положительно-заряженный ион водорода Н+, вообще лишённый электронов. Его незаполненная 1s-орбиталь (свободная

АО) может быть представлена следующим образом:

–  –  –

Экспериментально установлено, что четыре связи N–Н в молекулярном ионе аммония во всех отношениях равноценны. Из этого следует, что связь, образованная по донорноакцепторному механизму, не отличается по своим свойствам от ковалентной связи, образовавшейся по обменному механизму.

Характерным примером веществ, в которых ковалентная связь образуется по донорно-акцепторному механизму, являются комплексные соединения.

В тех случаях, когда число связей образуемых атомом превышает рассмотренные выше возможности образования связей, метод ВС предусматривает переход атома из нормального в возбуждённое состояние. В нормальном состоянии атом обладает минимальной энергией, и все его электроны располагаются на соответствующих АО, не нарушая основных правил (принцип минимума энергии, принцип Паули и правило Гунда). В возбуждённом состоянии атом обладает запасом энергии более высоким по сравнению с нормальным. Это может быть вызвано различными причинами и соответствовать различным уровням энергии, но в методе ВС нас интересует только расширение валентных возможностей атома. Последнее возможно при распаривании и переходе одного или нескольких электронов на свободные АО более высоких подуровней. Как следует из сказанного, переход атома в возбуждённое состояние сопровождается поглощением энергии Е = h, что в соответствии с принципом минимума энергии невыгодно и требует затрат энергии. Кажущееся противоречие указанному принципу объясняется тем, что при распаривании электроны приобретают возможность образовывать новые химические связи, и это сопровождается выделением (общим выигрышем) энергии. Таким образом, затраты на возбуждение должны компенсироваться образованием новых связей, то есть должен быть общий выигрыш энергии. Если этого не происходит, то связи образовываться не будут. Отметим сразу же одну из наиболее типичных ошибок студентов при использовании МВС. При возбуждении электроны атомов могут переходить в принципе на любые более высокие уровни, вплоть до полного отрыва от атома. Но это требует каждый раз всё больших затрат энергии, тогда как энергии, выделяющейся при образовании связей, хватает только на то, чтобы компенсировать переход (и только) валентных электронов в пределах одного внешнего (валентного) уровня.

В качестве примера рассмотрим образование гидрида бериллия ВеН2. В нормальном состоянии атом бериллия, как показано на схеме 10, не содержит неспаренных электронов, оба валентных 2s-электрона спарены и не могут участвовать в образовании сразу двух ковалентных связей с двумя атомами водорода.

Процесс перехода атомов в возбуждённое состояние обычно отражают следующей схемой, в которой возбуждённое состояние отмечается звёздочкой у символа элемента:

–  –  –

Таким образом, используя неспаренные электроны в нормальном или возбуждённом состоянии (обменный механизм), а также НЭП и свободные АО (донорно-акцепторный механизм), можно показать образование молекул и других молекулярных частиц, в которых валентность элементов соответствует числу образуемых ковалентных связей. В любом случае число валентных орбиталей атомов (для которых образование ковалентных связей энергетически выгодно) ограничено и этим объясняется насыщаемость ковалентной связи.

б) Направленность ковалентной связи определяет взаимное пространственное расположение атомов в молекуле и её геометрическую форму или конфигурацию. Следует отметить, что первоначальные представления МВС о неизменности формы АО часто не могли предсказать геометрическую конфигурацию реальных молекул, поэтому их пришлось пересмотреть с учётом имеющихся экспериментальных данных. Опыт свидетельствовал о том, что чаще всего молекулы обладают теми или иными типами симметрии, а ковалентные связи, образовавшиеся с участием АО разного типа, становятся неразличимыми. Например, молекулы типа ВеН2, т.е. образованные с участием разных орбиталей: одной s- и одной рорбиталей центрального атома имеют линейную форму (все три атома располагаются на одной прямой) и обе связи обладают одинаковой прочностью. Это никак не следовало из первого приближения МВС о прочности и характере перекрывания соответствующих АО.

Поскольку образование ковалентной связи сопровождается изменением характера движения электронов, то это должно приводить и к изменению формы исходных электронных облаков. Для решения проблемы направленности ковалентной связи в рамках МВС американский учёный Л.Полинг выдвинул идею о гибридизации атомных орбиталей. Гибридизация предполагает преобразование разных АО в такое же число одинаковых (эквивалентных) АО. С учётом изложенного вместо двух разных АО атома бериллия (s и р, имеющих разную энергию и симметрию) образуются две равноценные орбитали, которые и располагаться должны симметрично друг относительно друга, т.е. зеркально в противоположные стороны вдоль прямой. В результате этого энергетически выгодным оказывается симметричное (линейное) расположение присоединившихся атомов. Идея о гибридизации АО оказалась чрезвычайно удачной и легла в основу теории гибридизации, как второго приближения метода ВС. С учётом накопленного опыта можно сформулировать основные положения и условия гибридизации АО.

Гибридизация – это условный математический приём, заключающийся в усреднении формы и энергии разных АО одного атома.

1) АО должны быть обязательно разного типа (s, p, и/или d), причём участие sорбиталей обязательно.

2) Из n-АО (разных по форме и энергии) образуются n-ГО (гибридных орбиталей), одинаковых по форме и энергии.

3) Гибридные орбитали обозначают символами исходных АО с указанием их числа:

sp «эс-пэ»; sp2 «эс-пэ-два»; sp3 «эс-пэ-три»; sp2d «эс-пэ-два-дэ»; sp3d «эс-пэ-тридэ»; sp3d2 «эс-пэ-три-дэ-два».

4) Гибридные орбитали, имея одинаковую форму и энергию, располагаются в пространстве строго симметрично в стремлении к минимуму энергии с сохранением элементов симметрии исходного набора. Графическое изображение ГО во всех случаях примерно одинаково и выглядит следующим образом:

5) В гибридизации могут принимать участие как электроны, образующие -связи, так и неподелённые электронные пары НЭП. Гибридные орбитали в силу своей симметрии могут образовывать только сигма связи. При наличии в молекулах связей их образуют «чистые» неподвергшиеся гибридизации р- и d-орбитали.

Типы гибридизации и геометрическая конфигурация молекул.

Представления о гибридизации АО позволяют определять пространственную конфигурацию многих молекул и других молекулярных частиц (ионов, радикалов). Для начала рассмотрим наиболее простые примеры.

На рис. 6 в качестве образца показано как из одной s- и одной р-орбиталей можно получить две sp-гибридные орбитали и их расположение в пространстве.

–  –  –

Этот случай называется sp-гибридизацией.

Возможны и другие случаи гибридизации. Так, при гибридизации одной s- и двух рорбиталей имеет место sp2-гибридизация и образуются три равноценные sp2-гибридные орбитали. Поскольку две р-орбитали всегда располагаются в одной плоскости, то данный тип симметрии определит симметричное расположение всех трёх гибридных орбиталей в одной плоскости с валентными углами 120 друг к другу (рис.8).

Н Н Н Рис.8. Взаимное расположение sp2-гибридных облаков и схема образования связей в молекуле ВН3.

Для удобства в качестве примера рассмотрим также водородсодержащее соединение в виде гидрида бора ВН3.

Поскольку в нормальном состоянии атом бора содержит только один неспаренный электрон вместо необходимых трёх, то для описания строения ВН3 с помощью метода ВС необходимо перевести атом бора в возбуждённое состояние:

–  –  –

Исходя из представленной выше схемы, делается вывод, что при образовании молекулы ВН3 имеет место sp2-гибридизация, поэтому данная молекула будет иметь форму правильного треугольника (рис.8) и все связи В–Н будут равноценны.

При sp3-гибридизации требуется участие одной s- и трёх р-орбиталей. В этом случае образуются четыре одинаковых sp3-ГО. Поскольку три р-орбитали располагаются не в плоскости, а в пространстве, то и расположение ГО будет пространственным, направленным в силу симметрии к вершинам соответствующей правильной объёмной фигуры - тетраэдра.

Такой тип гибридизации имеет место, например, в возбуждённом атоме углерода при образовании молекулы метана СН4, имеющей тетраэдрическую конфигурацию (рис.9):

Н 109°28

–  –  –

У элементов третьего и последующих периодов в гибридизации способны участвовать и d-орбитали. Наиболее типичными являются sp3d2, реже sp2d и sp3d, предполагается существование и более экзотических случаев гибридизации.

Так, четыре sp2d-ГО образуют плоский набор (квадрат), поскольку исходные р-АО и d-АО лежат в одной плоскости и направлены под 90°.

Пять sp3d-ГО и шесть sp3d2-ГО имеют уже пространственную симметрию и направлены к вершинам соответствующих бипирамид:

тригональной (треугольной) и правильной тетрагональной (октаэдра).

Ниже приводится таблица 1, позволяющая наиболее наглядно связать основные типы гибридизации и пространственное расположение гибридных орбиталей, определяющее конфигурацию молекул.

Таблица 1.

Тип гибридизации и пространственная конфигурация молекул

–  –  –

Характерной особенностью рассмотренных выше примеров является то, что в них все гибридные орбитали участвуют в образовании -связей. Вместе с тем имеется немало случаев, когда не все из гибридных электронов образуют -связи, например, молекулы типа NH3 наряду со связывающими электронами содержат неподелённые электронные пары НЭП (см.

сноску-схему 6). Принципиального значения этот факт не имеет, но следует обратить внимание на следующую методическую особенность.

Во всех случаях геометрическую конфигурацию молекул определяют атомы, входящие в их состав, независимо от наличия или отсутствия у них НЭП.

Для наглядности рассмотрим примеры, представленные на рис.10. Это молекулы меНЭП НЭП Н <

–  –  –

тана, аммиака и воды. Центральные атомы этих молекул имеют один тип гибридизации (sp3), но, сами молекулы, имея разное число атомов в своём составе, обладают разной геометрической формой. Так молекула метана СН4 является тетраэдрической (без НЭП), молекула аммиака NH3 с одной НЭП – треугольной пирамидальной, а молекула воды Н2О с двумя НЭП – угловой. Входящая в состав молекулы аммиака неподелённая электронная пара НЭП вершиной геометрической фигуры не является. Более наглядным примером является молекула воды Н2О, входящие в её состав три атома при том же тетраэдрическом расположении sp3гибридных АО центрального атома-кислорода и двух НЭП, образуют угловую молекулу.

Вместе с тем величина валентных углов в этих молекулах неодинакова. Экспериментально установлено, что валентные углы в метане составляют 109,5°, аммиаке – 107,8°, а воде – 104,3°. Объясняется это влиянием НЭП: поскольку НЭП в отличие от связывающих (поделённых) электронных пар принадлежит не двум, а одному атому, то притягиваясь только к его ядру, занимает в непосредственной близости от своего атома 'больший объём, чем связывающая электронная пара, растянутая в поле действия двух ядер. Таким образом, требуя 'большего пространства, НЭП отталкивает от себя соседние электронные облака, приводя к уменьшению валентного угла между атомами. Величина валентного угла в указанных молекулах с увеличением числа НЭП у центрального атома снижается со 109,5 до 107,8, а затем до 104,3° (рис.10).

Молекулы с -связями.

Вопрос о строении молекул и молекулярных ионов с пи-связями в учебной литературе при изучении метода ВС, как правило, не раскрывается. Даются только готовые формы. Вместе с тем этот вопрос важен для понимания основ метода и его осмысленного применения в учебном процессе. Здесь важно отметить, что электроны, участвующие в образовании писвязей, гибридизации не подвергаются. Поясним на основе следующих рассуждений. Как видно из рис.4 образование пи-связи происходит в результате бокового перекрывания р- и dорбиталей. Напомним, что -связь в МВС является вторичной по отношению к -связи и образуется в плоскости, проходящей через её ось симметрии. Это означает, что изменение валентных углов в молекуле в результате гибридизации электронных орбиталей, образующих сигма-связи, не должно отразиться на изменении прочности пи-связи. С другой стороны форма гибридных орбиталей не предназначена для образования -связи. Поэтому, если предположить участие в гибридизации электронов предназначенных к образованию пи-связи, то они этой возможности должны лишиться, что естественно энергетически невыгодно.

Приведём в качестве типичного, хотя и достаточно громоздкого, примера строение молекулярного иона SО42-:

О О

–  –  –

О О Отметим, что атом серы в сульфат-ионе находится в предельно-возбуждённом состоянии, обеспечивающим с позиций МВС максимальную валентность серы. Кислород же, входящий в состав сульфат-иона, представлен в виде двух атомов с двумя неподелёнными электронами, образующими по две связи (сигма- и пи-), а два других в виде иона О образуют только сигма-связь (на схеме 14 буквами указаны только пи-связи). Как видно из шести ковалентных связей серы четыре сигма- и две пи-связи. Для удобства образование пи-связей отдано d-электронам, как наиболее приспособленным к образованию этой связи. Таким образом, по числу электронов, образующих сигма-связи (при отсутствии НЭП), легко определить тип гибридизации атома серы как sp3. Из этого можно сделать вывод, что геометрическая конфигурация сульфат-иона должна быть в виде тетраэдра.

В представленном варианте метод ВС как бы «расшифровывает» классическую структурную формулу: каждая линия, обозначающая связь, эквивалентна одной связывающей электронной паре. Предполагается, что в некоторых случаях пары могут обмениваться местами, смещаться от атома к атому, объясняя особенности химического поведения и свойств различных молекул. Одним из проявлений подобного смещения является способность к поляризации ковалентной связи (см. ниже пункт в), кроме этого существует немало соединений, строение которых можно отразить не одной, а несколькими классическими формулами.

К их числу относятся соединения с непредельными и сопряжёнными связями. Примером таких соединений являются молекулярные ионы типа SО42-, СО32-, NО3 и др., ароматические органические соединения и др.

Ниже показаны возможные структурные формулы сульфатиона в зависимости от способа локализации двойных и одинарных связей:

О О О

О S О О S О О S О

О О О В таких случаях положение МВС о двухцентровом и двухэлектронном характере ковалентной связи встречает затруднения, поэтому допускается возможность делокализации связи, когда -электроны не локализованы между двумя конкретным атомам, а принадлежат всей молекуле (иону) в целом. Например, строение сульфат-иона, представленное выше, различает и одинарные и двойные связи между атомами серы и кислорода, тогда как в спектрах чёткой разницы между таковыми не наблюдается. Все связи практически эквивалентны, что и объясняется делокализацией -связей по всему молекулярному иону. В подобных случаях делокализованные связи в структурных формулах обозначаются пунктирными линиями типа рассмотренного выше сульфат-иона:

2О ОSО О Таковы наиболее общие представления метода ВС о направленности ковалентной связи и геометрической конфигурации молекул.

в) Поляризуемость ковалентной связи и её полярность определяют многие свойства и поведение веществ, кроме того, знание этого вопроса позволяет продемонстрировать единство природы химической связи, понять относительность деления на её типы, и логично перейти к рассмотрению ионной связи.

Ковалентная связь бывает полярной и неполярной. Полярность ковалентной связи связана с неравномерностью распределения электронной плотности между атомами в молекуле. В этом случае условные центры положительного и отрицательного зарядов вдоль связи не совпадают.

Мерой полярности является дипольный момент (µ), равный произведению эффективного заряда (q) на длину связи ():

µ = q · (15)

-10 Электрические заряды имеют величину порядка 10 эл.-ст. ед., а расстояния между ядрами соседних атомов – 10-8 см (1 – 3 ). Обычно величину дипольного момента выражают в дебаях (D): 1D=10-18 эл.-ст. ед.·см. Для связей с различной полярностью величина µ может принимать значения от 0 до 10 D.

Полярность связи обусловлена различной электроотрицательностью атомов, т.е.

способностью связанных атомов притягивать на себя электроны, осуществляющие связь. На появление или изменение полярности (поляризация) между одними и теми же атомами или молекулы в целом, могут также оказывать влияние внешние электрические поля любого происхождения. По степени поляризации химическую связь подразделяют на:

1) неполярную. Нет поляризации (µ=0), связанные атомы характеризуются одинаковой электроотрицательностью, типа Н2, О2, С2 и т.д.

2) полярную. Средняя поляризация, связанные атомы характеризуются различной электроотрицательностью и размерами, типа Н–С, Н–О и др.

3) ионную. Сильная поляризация, случай предельной поляризации ковалентной связи, когда связывающее электронное облако (практически) полностью смещено на АО более электроотрицательного атома. Имеет место ионизация ковалентной связи.

В качестве примера рассмотрим ковалентную связь в молекуле хлороводорода НС.

Связь образована атомами разных элементов, атом хлора имеет и более высокую электроотрицательность, и радиус, чем атом водорода. Это означает, что электронная пара смещена в сторону атома хлора Нq+Сq-, в результате чего атомы приобретают «эффективные заряды», меньшие единицы. В этом случае и сама молекула становится полярной. Экспериментально установлено, что молекула хлороводорода обладает дипольным моментом µэксп=1,03D при длине связи =1,275. Если бы атом хлора в молекуле НС1 целиком завладел общей электронной парой, то он должен был бы превратиться в отрицательный ион С1–, а атом водорода, полностью лишившись своего электрона, - в положительный ион Н+.

Процесс ионизации можно представить схемой:

НС1Н++С1–.

В этом случае при той же длине связи и единичном заряде электрона (4,8·10-10 эл.-ст. ед.) величина µион=q· составит 6,11D.

Отсюда можно рассчитать эффективный заряд атомов как долю (в %) от заряда электрона:

µ q 100% = эксп 100% = 17%. (16) µион l Полученная величина называется степенью ионности связи.

В общем случае ковалентная связь тем полярнее и тем выше её степень ионности, чем больше разность электроотрицательностей участвующих в ней атомов. Но как показывают расчёты, аналогичные представленному выше, чисто ионной связи с долей ионности 100% практически не существует. Из рис.11 видно, что 100%-ная ионная связь возможна только для =3,5. Это означает, что лишь во фторидах цезия и франция можно ожидать почти чисто ионных связей.

–  –  –

Условно принято считать химические связи с долей ионности выше 50% ионными, а ниже ковалентными.

Ионная связь отличается от ковалентной рядом качественных особенностей. К её свойствам относятся неспецифичность, ненасыщаемость и ненаправленность. В чисто ионном соединении каждый ион, как точечный электрический заряд, имеет равномерно распределённое во всех направлениях силовое электрическое поле и притягивает к себе независимо от направления практически неограниченное число противоионов. Энергетически наиболее выгодно, чтобы каждый ион был окружён максимальным числом противоионов. Однако изза отталкивания одноимённых ионов устойчивость системы ионов достигается лишь при определённой взаимной координации, которая может быть охарактеризована координационным числом. Координационное число иона (к.ч.) показывает: сколько ближайших соседей находится в его окружении. Величина координационного числа зависит только от соотношения размеров ионов разного заряда, не зависит от их природы, величины самих зарядов. Это и характеризует ненасыщаемость и ненаправленность ионной связи. Если отношение радиусов катиона и аниона находится в пределах 0,41 0,73, имеет место октаэдрическая координация ионов с к.ч.=6, при отношении 0,73 1,37 – кубическая с к.ч.=8.

Ещё одной особенностью соединений с ионными связями является то, что они не образуют молекул. В конденсированном состоянии (твёрдом или жидком) все ионы связаны между собой общими электростатическими силами, образуя единую фазу с очень большим числом ионов. Однако для простоты их формулы пишутся так же, как и формулы молекулярных соединений, исходя из наименьшего общего кратного. Например, в кристаллах хлорида натрия каждый ион Na+ окружён 6 ионами C–, расположенными в вершинах октаэдра, и наоборот. В целом же число тех и других ионов, образующих тот или иной кристалл хлорида натрия, практически одинаково. Это используется для записи формулы как NaC.

МЕТОД МОЛЕКУЛЯРНЫХ ОРБИТАЛЕЙ

Метод валентных связей оказался исторически первым способом приближённого решения уравнения Шредингера для химической связи. Его разработкой занимались больше химики, чем физики. В связи с этим МВС отличается относительной простотой и наглядно объясняет образование различных многоатомных частиц. Физиков-спектроскопистов же больше интересовала возможность исследования спектров молекул, их фотохимических свойств и объяснения спектроскопических данных. Поэтому практически одновременно с методом валентных связей физиками-спектроскопистами были заложены основы другого способа приближённого решения уравнения Шредингера, получившего название метод молекулярных орбиталей (ММО). Метод МО развит в 1927-29 гг. Ф.Гундом, Р.Малликеном, Р.Ленард-Джонсом и др.

Основные положения метода МО:

1. При образовании молекулы из отдельных атомов их электроны переходят с атомных орбиталей АО на молекулярные орбитали МО. (Поскольку природа электронов в атомах и молекулах одна и та же, то и взаимодействие их с ядрами и друг с другом в принципе не меняется. Принципиальное отличие в том, что при возникновении химической связи каждый электрон принадлежит всей молекуле в целом и движется в поле действия всех её ядер и электронов).

2. Молекулярные орбитали являются многоцентровыми, т.е. электрон любого из атомов, входящих в молекулу, рассматривается в поле действия всех её ядер.

3. Молекулярные орбитали также как и АО характеризуются тремя квантовыми числами: главным n, побочным, магнитным m; определяющими их энергию, число и ориентацию в пространстве.

Для обозначения МО используют буквы греческого алфавита, сходные с латинскими буквами, принятыми для обозначения АО:

АО s p d f.........

МО........

4. Заполнение МО электронами подчиняется тем же принципам, что и АО:

а) принцип минимума энергии;

б) принцип Паули;

в) правило Гунда.

Имеются различные варианты метода молекулярных орбиталей. Из них в настоящее время наиболее широко используется метод, получивший обозначение МО ЛКАО, по начальным буквам слов «молекулярная орбиталь - есть линейная комбинация атомных орбиталей». Принцип линейной комбинации в данном случае подразумевает конструирование МО путём сложения и вычитания волновых функций электронов исходных АО. Физическое обоснование этому математическому принципу можно дать, исходя из того, что две электронные волны при взаимодействии друг с другом могут интерферировать подобно световым волнам, то есть складываться и вычитаться. Сложение имеет место при одинаковом знаке амплитуд двух электронов, вычитание - при разном знаке амплитуд.

Рассмотрим для начала наиболее простой случай: применение метода МО к молекуле водорода (или молекуле из двух водородоподобных атомов А и В). В качестве исходных АО используются 1s орбитали основного состояния атомов водорода.

Линейная комбинация двух s-орбиталей даёт столько же молекулярных орбиталей

МО, которые строятся в виде:

+ = с11 + с22 – = с11 – с22, и (17) где с1 и с2 – вариационные коэффициенты, определяющие долю участия тех или иных АО в построении МО.

1 и 2 – волновые функции атомов А и В (АО атомов водорода).

+ - волновая функция, полученная сложением исходных АО и называемая связывающей МО.

–  –  –

б а Рис.12. Образование связывающей (а) и разрыхляющей (б) МО молекулы водорода из АО атомов водорода.

Из кривой 1а видно, что при сложении в пространстве между ядрами А и В величина + выше, чем было бы для изолированной АО. Увеличение значения + приводит одновременно и к росту |+|2. Напомним, что квадрат волновой функции характеризует плотность вероятности или плотность электронного облака. На кривой 2а показана диаграмма плотности связывающего электронного облака |+|2. Увеличение электронной плотности в межъядерной области А и В свидетельствует о выгодности перехода электрона с АО на МО. В нижней части рис.12 (3а) показана условная контурная диаграмма электронной плотности, напоминающая топографическую карту. Её вид свидетельствует об образовании единого электронного облака, охватывающего оба ядра молекулы (и позволяет представить форму данной МО см.

рис.13). Проводя большую часть времени в области между ядрами, отрицательно заряженный электрон притягивает к себе положительные заряды обоих ядер и в то же время экранирует их друг от друга, уменьшая их взаимное отталкивание. В результате наблюдается значительное понижение энергии электрона в поле двух ядер молекулы по сравнению с энергией электрона в атоме. Возникает химическая связь, отрезок RАВ характеризует её длину. В соответствии со связывающим действием, которое оказывает электрон, поступая на такую молекулярную орбиталь, её называют связывающей.

При вычитании видно (рис.12, 1б), что в пространстве между ядрами А и В амплитуда результирующей электронной волны – меняет свой знак. Это означает, что в той области, где – = 0, и величина электронной плотности |–|2 = 0 (см рис.12, 2б). Таким образом, образуется разделённая на две части молекулярная орбиталь (см рис.12, 3б), в которой обе части в силу одинакового заряда будут только отталкиваться друг от друга. Переход электрона на эту орбиталь связан с увеличением энергии и потому энергетически не выгоден. Наличие в молекуле электронов на таких орбиталях будет не упрочнять её, а наоборот, разупрочнять.

Отсюда следует и название МО – разрыхляющая.

Форма данных молекулярных орбиталей с учётом, изложенных выше соображений, представлена на рис.13.

По свойствам симметрии обеих молекулярных орбиталей относительно линии, связывающей ядра атомов, это -орбитали. Их обозначение может быть разным, но, как правило, указывается тип исходных АО в виде 1св и 1разр или менее строго, но и короче, соответственs s <

–  –  –

Результаты линейной комбинации исходных АО в методе МО принято демонстрировать также в виде энергетической диаграммы. Для рассмотренного выше случая энергетичеАОН АОН МО Н 2 <

–  –  –

Поскольку исходные АО были одинаковы, то при их линейной комбинации образуются МО с одинаковым по величине || выигрышем и проигрышем энергии.

Заполнение молекулярных орбиталей электронами подчиняется тем же основным принципам, что и атомных орбиталей. В соответствии с этим энергетическая диаграмма при образовании молекулы водорода будет выглядеть так, как представлено на рис.15.

–  –  –

имеют противоположные спины. Таким образом, ёмкость МО такая же, как и АО. Суммарный спин равен нулю, молекула должна быть диамагнитной, что и наблюдается в действительности.

В методе МО число связей между атомами заменяется понятием о порядке (кратности) связи. В 1928г. Г.Герцбергом было предложено определять кратность связи полуразностью числа электронов на связывающих Nсв и разрыхляющих Nразр МО:

N N разр Кратность связи = св (18) Таким образом, в молекуле водорода при двух связывающих и отсутствии разрыхляющих электронов кратность связи равна 1, что соответствует известной одновалентности водорода и совпадает с данными, полученными в методе ВС.

Но в отличие от МВС в методе МО допускается не только целочисленная, но и нецелочисленная кратность связи. Так например в разрядных трубках, наполненных водородом Н2, в низкотемпературной плазме обнаружено существование молекулярного иона водорода + Н 2, устойчивой с физической точки зрения частицы.

Её образование можно представить схемой:

Н2 + h = Н 2 + еЧастица парамагнитна, по спектрам определены её основные параметры: межъядерное расстояние равно 1,06 и энергия диссоциации – 255,74 кДж/моль. Связь между двумя ядрами водорода обусловлена обобществлением одного единственного электрона, позволяющим понижение общей энергии системы. Отсюда кратность связи равна.

В дальнейшем было установлено, что чем больше кратность связи, тем больше выигрыш энергии при её образовании и тем выше прочность. Например, в молекуле водорода при кратности связи равной 1 прочность связи выше, чем в молекулярном ионе водорода, и со

–  –  –

Таковы наиболее общие идеи, заложенные в основу метода молекулярных орбиталей, и рассмотренные на примере самых простых молекул.



Pages:   || 2 |

Похожие работы:

«МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РЕСПУБЛИКИ КАЗАХСТАН КАЗАХСКИЙ АГРОТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ им. С.СЕЙФУЛЛИНА Дисциплина «Теоретические основы и пути регулирования плодородия почв» Факультет: агрономический Кафедра почвоведения и агрохимии Специальность 5D080800 – «Почвоведение и агрохимия» СТРУКТУРА СИЛЛАБУСА ДАННЫЕ О ПРЕПОДАВАТЕЛЯХ: Рамазанова Раушан Хамзаевна – доцент ПРЕРЕКВИЗИТЫ КУРСА физика и химия почв, система оптимизации минерального питания, методика агрохимических исследований...»

«Преловский Владимир Александрович АНТРОПОГЕННАЯ ТРАНСФОРМАЦИЯ СТРУКТУРЫ НАСЕЛЕНИЯ НАЗЕМНЫХ ПОЗВОНОЧНЫХ ЖИВОТНЫХ ЮЖНО-МИНУСИНСКОЙ КОТЛОВИНЫ 25.00.23 – физическая география и биогеография, география почв и геохимия ландшафтов Автореферат диссертации на соискание ученой степени кандидата географических наук Иркутск – 2015 Работа выполнена в Федеральном государственном бюджетном учреждении науки Институте географии им. В.Б. Сочавы Сибирского отделения Российской академии наук...»

«ТЕОРИЯ И ПРАКТИКА ОБЩЕСТВЕННОГО РАЗВИТИЯ (2014, № 14) УДК 330.117 Бакай Оксана Николаевна Bakay Oksana Nikolayevna РОЛЬ УПРАВЛЕНЧЕСКИХ ROLE OF MANAGEMENT SKILLS КОМПЕТЕНЦИЙ IN DEVELOPMENT OF В РАЗВИТИИ ПРЕДПРИЯТИЙ PETROCHEMICAL НЕФТЕХИМИЧЕСКОЙ ОТРАСЛИ COMPANIES Аннотация: Summary: В статье рассматривается вопрос использоваThe article discusses the use of management skills for ния управленческих компетенций для оценки перpersonnel evaluation at the petrochemical enterprises, сонала предприятий...»

«Вестник МИТХТ, 2013, т. 8, № 2 ХИМИЯ И ТЕХНОЛОГИЯ ЛЕКАРСТВЕННЫХ ПРЕПАРАТОВ И БИОЛОГИЧЕСКИ АКТИВНЫХ СОЕДИНЕНИЙ УДК 615.456.4 ОЦЕНКА ЭФФЕКТИВНОСТИ МЕТОДА ДВОЙНОГО ЭМУЛЬГИРОВАНИЯ ПРИ ПОЛУЧЕНИИ МИКРОСФЕР НАЛТРЕКСОНА НА ОСНОВЕ СОПОЛИМЕРА МОЛОЧНОЙ И ГЛИКОЛЕВОЙ КИСЛОТ Е.А. Петрова, ведущий инженер, С.А. Кедик, заведующий кафедрой, К.В. Алексеев, профессор, Е.В. Блынская, старший научный сотрудник, А.В. Панов*, директор по науке, В.В. Суслов*, заместитель директора по производству, Н.В. Тихонова,...»

«Б3.В.ДВ.7.2. «Экологические основы функционирования живых организмов» Составитель аннотации: Кончина Т.А., к.б. н., доцент Кафедра биологии, географии и химии Цель изучения Целями освоения дисциплины являются: дисциплины ознакомление студентов с основными проблемами и направлениями современной экологии;формирование у студентов общих представлений о единстве и ценности всего живого и невозможности выживания человечества без сохранения биосферы; обучение грамотному восприятию явлений, связанных с...»

«Виноградова С. С., Кайдриков Р. А., Журавлев Б. Л.РАЗВИТИЕ ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИХ МЕТОДОВ ОЦЕНКИ КОРРОЗИОННОЙ СТОЙКОСТИ МНОГОСЛОЙНЫХ ГАЛЬВАНИЧЕСКИХ ПОКРЫТИЙ Адрес статьи: www.gramota.net/materials/1/2008/7/13.html Статья опубликована в авторской редакции и отражает точку зрения автора(ов) по рассматриваемому вопросу. Источник Альманах современной науки и образования Тамбов: Грамота, 2008. № 7 (14). C. 39-42. ISSN 1993-5552. Адрес журнала: www.gramota.net/editions/1.html Содержание данного номера...»

«МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ, МОЛОДЕЖИ И СПОРТА УКРАИНЫ ДОНБАССКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Г.И. Гайко, В.В. Заев, П.Н. Шульгин УТИЛИЗАЦИЯ ТЕПЛОВОЙ ЭНЕРГИИ ПРИ ПОДЗЕМНОЙ ТЕРМОХИМИЧЕСКОЙ ПЕРЕРАБОТКЕ УГОЛЬНЫХ ПЛАСТОВ Монография Рекомендовано ученым советом ДонГТУ Алчевск УДК 622.278.6+662.74 ББК И 310.47 Г 14 Гайко Геннадий Иванович – д.т.н., проф. каф. строительных геотехнологий Донбасского государственного технического университета; Заев Виктор Викторович – магистр, ассист....»

«Министерство образования Республики Беларусь БЕЛОРУССКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Кафедра аналитической химии Физикохимические методы анализа Программа, методические указания и контрольные задания по разделу курса «Аналитическая химия и физико-химические методы анализа» для студентов-заочников химико-технологических специальностей Минск 2002 УДК 543 Рассмотрены и рекомендованы к изданию редакционноиздательским советом университета Составители: Н. А. Коваленко, Н. Ф....»

«Восточно­Сибирская правда: 08 октября 2005 http://www.vsp.ru/social/2005/10/08/430465 Общество, Наука В загадочном мире молекул Иркутский институт химии им. А.Е.Фаворского Сибирского отделения Российской академии наук, до недавнего времени Иркутский институт органической химии, ­ один из первых академических институтов Восточной Сибири. Он основан в 1957 году по постановлению президиума АН СССР. Институт быстро выдвинулся на передовые позиции мировой химической науки в области химии...»

«1954 7 января. (из переписки председателя Президиума КФАН и ректора КГУ): «Ректору Казанского университета им. В.И.Ульянова-Ленина проф. Д.Я.Мартынову 3-го января 1954 г. мною получена копия приказа Начальника Управления университетов и юридических вузов М.Прокофьева за № 943 от 1 октября 1953 г., который гласит: «Утвердить прошедшего по конкурсу д.х.н., профессора Берга Льва Германовича в должности зав. кафедрой неорганической химии КГУ в порядке перевода из Химического института Казанского...»

«Сотрудники и студенты химического факультета поздравляют заведующего кафедрой органической химии Виктора Алексеевича Додонова с 80-летием и желают здоровья, успехов и в его активной и творческой работе на факультете! Профессор Виктор Алексеевич Додонов с 1971 года заведует кафедрой органической химии химического факультета, Заслуженный деятель науки РФ, действительный член Академии инженерных наук РФ, Заслуженный профессор ННГУ, Почетный работник ННГУ, Фулбрайт профессор, Соросовский профессор....»

«1148 раздел ПЕРСОНАЛИИ ЖИЗНЬ – СЛУЖЕНИЕ НАУКЕ Нелегко сегодня изложить биографию крупного специалиста в области математического моделирования и оптимизации сложных химических процессов и ректоров, заведующего лабораторией математической химии Института нефтехимии и катализа РАН, заведующего кафедрой математического моделирования Башкирского государственного университета Спивака Семена Израилевича. Он доктор физико-математических наук, профессор, заслуженный деятель науки РБ. Судьба Семена...»

«НА АШИ НОВЫ ПPОФЕСС ЫЕ СОPА, ДОКТ ТОPА И КАН НДИДАТЫ НА АУК OUR NEW PROF R FESSORS, DO OCTORS AND CANDIDAT OF SCIE D TES ENCES Дворецки Дмитрий Станиславович ий й Dmitry Dvo oretsky Заведующ щий кафедрой «Технологи и обой ии руудование пищщевых и химических прои изводств» Ф ФГБОУ ВПО « «ТГТУ». 21 декабр 2012 г. на з ря заседании дисссертационного совета Д212.260.02 при ФГБО ВПО а 2 ОУ «ТГТУ» защит диссертац тил цию на соиска ание учен ной степени д доктора техни ических наук на тему к...»

«Власть Чтобы получить власть над людьми, нужно предложить им проекцию будущего. В этом состоит суть Химии власти. Когда проекция будущего принимается большинством, тот, кто ее олицетворяет, получает власть. Настоящую власть, а не пустые властные регалии. Вот почему Максимилиан Робеспьер был кумиром парижской толпы вначале революции — его проекция будущего охватила массы. Смерть ненавистного короля, общество справедливости. Неясные очертания общества «свободы, равенства и братства». На...»

«ПЛАН КНИЖНЫХ ВЫСТАВОК ВГБ на 2014 г. НАЗВАНИЕ № январь 1. НАУЧНЫЕ ШКОЛЫ ГЕОЛКОМА-ВСЕГЕИ Геологокартографическая школа 2. Павел Иванович ПРЕОБРАЖЕНСКИЙ (1874 – 1944 гг.) К 140-летию со дня рождения Советский геолог. Окончил Горный ин-т в Петербурге (1900). В 1901-1912 производил геологич. съемку в Ленском золотоносном р-не, позже — в верховьях pp. Иркута и Оки. В 1921—24 был проф. Уральского горного института и Пермского университета. С 1924 работал в Геологич. комитете (ныне Всесоюзный н.-и....»







 
2016 www.os.x-pdf.ru - «Бесплатная электронная библиотека - Научные публикации»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.