9. Свойства ковалентной связи. Степень окисления атома.

Свойства

Насыщаемость обусловлена ограниченными валентными возможностями атомов , т.е. их способностью к образованию строго определенного числа связей , которое обычно лежит в пределах от 1 до 6 Напраленность ковалентной связи является результатом стремления атомов к образованию наиболее прочной связи за счет возможно большей электронной плотности между ядрами Это достигается при такой пространственной направленности перекрывания электронных облаков , которая совпадает с их собственной Исключение составляет S-электронные облака , поскольку их сферическая форма делает все направлеения равноценными

Степень окисления - условный заряд атома в хим.соединении , определяемый в предположении , что все связи в нем , кроме ковалентных неполярных , ионные

10. Геометрия структур с ковалентным типом связей.

Стериохимия - раздел изучающий пространственное строение молекул и влиянии его на химические свойства и на направление и скорость реакций Гибрид.орбитали принимают участие только в стигмосвязи Условия устойчивой гибридизации :

1.в гибридизации участвуют орбитали с близкими значениями энергии

2.гибр.орбиталь должна более перекрываться с орбиталями другого атома при образовании связей

3.в гибридизации участвуют орбитали с достаточно высокой эл.плотностью

11. Основы метода молекулярных орбиталей.

Метод молекулярных орбиталей (ММО). Метод молекулярных орбиталей исходит из того, что каждую молекулярную орбиталь представляют в виде алгебраической суммы (линейной комбинации) атомных орбиталей.

Например, в молекуле водорода в образовании МО могут участвовать только 1 s атомные орбитали двух атомов водорода, которые дают две МО, представляющие собой сумму и разность атомных орбиталей 1 s 1 и 1 s 2 – МО ± = C 11 s 1 ± C 21 s 2 (я хз что это значит).

Основные положения метода молекулярных орбиталей

1. В результате линейной комбинации две атомные орбитали (АО) формируют две молекулярные орбитали (МО) – связывающую, энергия которой ниже, чем энергия АО, и разрыхляющую, энергия которой выше энергии АО.

2. Электроны в молекуле располагаются на молекулярных орбиталях в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда.

3. Отрицательный вклад в энергию химической связи электрона, находящегося на разрыхляющей орбитали больше, чем положительный вклад в эту энергию электрона на связывающей МО.

4. Кратность связи в молекуле равна деленной на два разности числа электронов, находящихся на связывающих и разрыхляющих МО.

5. С повышением кратности связи в однотипных молекулах увеличивается ее энергия связи и уменьшается ее длина.

12. Ионная и металлическая связь. Водородная связь. Межмолекулярное взаимодействие.

Ионная связь — сильная химическая связь, возникающая в результате электростатического притяжения катионов и анионов.

Ионная связь связь, которая возникает между атомами, сильно различающимися по значениям электроотрицательности.

Ионная связь возникает, например, между атомами типичных металлов и типичных неметаллов.

Примерами веществ с ионной связью являются СаF2 К2О Na3N и др.

Металли́ческая связь — химическая связь между атомами в металлическом кристалле, возникающая за счёт перекрытия (обобществления) их валентных электронов. Металлическая связь описывается многими физическими

свойствами металлов, такими как прочность, пластичность, теплопроводность, удельное электрическое сопротивление и проводимость, непрозрачность и блеск.

У атомов всех металлических элементов на внешнем электронном слое содержатся электроны, которые имеют низкую энергию, связывающую с ядром атома. Энергетически выгодный процесс для металлов - потеря внешних электронов. Из – за достаточно слабого взаимодействия с ядром, электроны, содержащиеся в металлах, достаточно подвижны.

Водородная связь

Если атом водорода в любом химическом веществе взаимосвязан с элементом, который имеет высокую электроотрицательность, например азот, кислород или фтор, для данного вещества характерна водородная связь. Атом водорода прочно взаимосвязан с атомом, имеющим электроотрицательный характер. Поэтому общая электронная пара будет смещена от водорода к электроотрицательному элементу.

На атоме водорода образуется положительный заряд, а на атоме электроотрицательного элемента — отрицательный. Благодаря наличию данных зарядов, становится возможным электростатическое притяжение, которое происходит между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой.

Водородной связью так же объясняется достаточно высокая температура плавления воды. Прочные водородные связи образуются в следующих веществах: фтороводород, аммиак, кислородсодержащие кислоты.

Межмолекулярное взаимодействие — взаимодействие между молекулами и/или атомами, не приводящее к образованию ковалентных (химических) связей.

Межмолекулярное взаимодействие имеет электростатическую природу. Предположение о его существовании объяснения свойств реальных газов и жидкостей. В наиболее широком смысле под ним можно понимать такие взаимодействия между любыми частицами (молекулами, атомами, ионами), при которых не происходит образования химических, то есть ионных, ковалентных или металлических связей.

13. Кристаллическое, жидкое и аморфное состояние веществ.

Твердое тело — это одно из четырех агрегатных состояний вещества, отличающееся от других агрегатных состояний (жидкости, газов, плазмы) стабильностью формы и характером теплового движения атомов, совершающих малые колебания около положений равновесия.

Твердые тела могут существовать в двух существенно различных состояниях, отличающихся своим внутренним строением и, соответственно, свойствами. Это кристаллическое и аморфное состояние твердых тел.

Кристаллические твердые тела — это такие тела, атомы и молекулы которых расположены в определенном порядке, и этот порядок сохраняется на достаточно большом расстоянии. Иными словами, кристаллы характеризуются пространственной периодичностью в расположении равновесных положений атомов.

Пространственное периодическое расположение атомов или ионов в кристалле называют кристаллической решеткой. Точки кристаллической решетки, в которых расположены атомы или ионы, называют узлами кристаллической решетки. Примерами веществ в кристаллическом состоянии могут служить соль, сахарный песок, сода и др.

Кристаллические тела бывают монокристаллами и поликристаллами. Монокристалл обладает единой кристаллической решеткой во всем объеме. Монокристаллы обладают свойством анизотропии.

Аморфные твердые тела — тела, у которых отсутствует порядок расположения атомов и молекул по всему объему этого вещества.

В отличие от кристаллических веществ, аморфные вещества изотропны. Это значит, что свойства одинаковы по всем направлениям. В этом состоянии невозможно обнаружить даже малые области, в которых наблюдалась бы зависимость физических свойств от направления. Переход из аморфного состояния в жидкое происходит постепенно, отсутствует определенная температура плавления. Аморфные тела не обладают упругостью, они пластичны. В аморфном состоянии находятся различные вещества: стекла, смолы, пластмассы.

Аморфное состояние — неустойчивое состояние твердых тел. Будучи предоставленными сами себе, они стремятся со временем перейти в кристаллическую форму, хотя этот процесс может занимать годы и даже десятилетия.

Взаимодействия между частицами вещества в жидком состоянии достаточно сильны, чтобы препятствовать беспорядочному перемещению частиц, но все же недостаточны для прекращения их перемещения друг относительно друга. Поэтому, подобно твердому телу, жидкость обладает определенной структурой. По структуре жидкое состояние является промежуточным между твердым состоянием со строго определенной периодической структурой во всем кристалле и газом, в котором какая-либо структура полностью отсутствует. Для жидкости характерно наличие определенного объема и отсутствие определенной формы.

Первое обстоятельство сближает жидкости с твердыми телами, второе – с газами. У жидкости вблизи температуры замерзания упорядоченность внутренней структуры становится более четко выраженной, наоборот, по мере приближения к температуре кипения усиливается беспорядок во взаимном расположении частиц.

Структура и физические свойства жидкостей зависят от химической индивидуальности образующих её частиц и от характера и интенсивности сил, действующих между ними. Для полярных молекул большую роль играют ориентационные взаимодействия и водородные связи. У неполярных – дисперсионные взаимодействия.

Рассмотрим некоторые свойства жидкостей. Они имеют определенную форму и объем, плотность жидкости намного больше, чем плотность газа. В общем случае плотность жидкости подобна плотности твердых тел. Сжимаемость жидкости очень невелика, поскольку между частицами жидкости остается очень мало свободного пространства.

Кроме этих свойств, жидкостям ещё присущи текучесть и вязкость, поверхностное натяжение и диффузия.

14. Скорость химических реакций. Константа скорости и ее физический смысл.

Скорость химической реакции – количество вещества, вступившего

в химическую реакцию или образовавшегося в ходе реакции, за единицу

времени в единице объема системы.

Константа скорости реакции (удельная скорость реакции) — коэффициент пропорциональности k в кинетическом уравнении реакции.

Константа скорости реакции зависит от температуры (уравнение Аррениуса), от природы реагирующих веществ, от катализатора, но не зависит от их концентрации.

15. Влияние температуры на скорость химической реакции. Основные положения теории активации Аррениуса.

Скорость большинства реакций возрастает с повышением температуры.

По правилу Вант-Гоффа:

при повышении температуры на каждые 10 °С скорость большинства реакций увеличивается в 2–4 раза. 

νt2νt1=γt2−t110,

где  гамма — температурный коэффициент, который показывает, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 10 °С.

Увеличение скорости реакции при повышении температуры связано не только с возрастанием кинетической энергии и количеством столкновений частиц реагирующих веществ.

Если бы все сталкивающиеся частицы реагировали друг с другом, реакция была бы подобна взрыву!

Но часть столкновений не приводит к образованию новых веществ (а).

Рис. 1. Неактивное и активное столкновения частиц

Реакция происходит только в результате эффективных столкновений (б) частиц, имеющих избыточную энергию — энергию активации.

Этой энергии достаточно для разрыва или ослабления связей, что может привести к перестройке атомов в новые молекулы.

При повышении температуры доля активных молекул возрастает; увеличивается количество эффективных столкновений. Таким образом, скорость химической реакции растёт.

Теория Аррениуса включала следующие основные положения:

1. При растворении молекул неорганических и органических кислот, гидроксидов и солей распадаются (дисоциируют) на ионы:

HCl   Н ⁺ + Cl ^–

NaOH   Na⁺ + OH^–

K₂SO₄   2K⁺ + SO₄^2–

Ионы представляют собой заряженные частицы, которые состоят из отдельных атомов, или из группы атомов, или из группы атомов. Предполагалось, что ионы в растворе ведут себя подобно молекулам идеального газа, т.е. не взаимодействую друг с другом.

Физические причины, которые приводят к диссоциации, в теории Аррениуса не рассматривались. Не обсуждался также вопрос о том, почему заряженные частицы, на которые должны были бы распространяться законы электростатики, не взаимодействуют друг с другом в растворе.

2. Диссоциация молекул на ионы является неполной, т.е. не все молекулы электролита, а лишь некоторая их доля α, названная степенью диссоциации, распадается на ионы. Степень диссоциации связанная с коэффициентом Вант-Гоффа соотношением:

α =  (1.1)

где, n – число ионов, на которое распадается одна молекула электролита.

Все качественные изменения, наблюдающиеся в растворах электролитов при увеличении или уменьшении концентрации, теория электролитической диссоциации связывает с изменением степени диссоциации.

Степень электролитической диссоциации рассматривается этой теорией как одна из основных количественных характеристик раствора электролита.

3. Между ионами и молекулами в растворе существует равновесие. К процессу электролитической диссоциации применим закон действующих масс и второй количественной характеристикой электролита является константа диссоциации.

19. Растворимость веществ. Состав растворов.

Раствори́мость — способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы — растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц. Растворимость выражается концентрацией растворённого вещества в его насыщенном растворе либо в процентах, либо в весовых или объёмных единицах, отнесённых к 100 г или 100 см³ (мл) растворителя (г/100 г или см³/100 см³).

состав раствора: отношение массы или количества растворенного вещества к. объему всего раствора или массе растворителя.

20. Основные положения теории электролитической диссоциации.

Основные положения теории электролитической диссоциации

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные.

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные частицы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому положительно заряженные частицы называются катионами, а отрицательно заряженные – анионами.

3. Направленное движение происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами (катод заряжен отрицательно, а анод – положительно).

4. Ионизация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация).

Основываясь на теории электролитической диссоциации, можно дать следующие определения для основных классов соединений:

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода. Например,

HCl → H⁺ + Cl^-; CH₃COOH   H⁺ + CH₃COO^-.

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, HCl, HNO₃ – одноосновные кислоты, H₂SO₄, H₂CO₃ – двухосновные, H₃PO₄, H₃AsO₄ – трехосновные.

Основаниями называют электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. Например,

KOH → K⁺ + OH^-, NH₄OH   NH₄⁺ + OH^-.

Растворимые в воде основания называются щелочами.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп. Например, KOH, NaOH – однокислотные основания, Ca(OH)₂ – двухкислотное, Sn(OH)₄ – четырехкислотное и т.д.

Солями называют электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также ион NH₄⁺) и анионы кислотных остатков. Например,

CaCl₂→ Ca²⁺ + 2Cl^-, NaF → Na⁺ + F^-.

Электролиты, при диссоциации которых одновременно, в зависимости от условий, могут образовываться и катионы водорода, и анионы – гидроксид-ионы называются амфотерными. Например,

H₂O   H⁺ + OH^-, Zn(OH)₂   Zn²⁺ + 2OH^-, Zn(OH)₂   2H⁺ + ZnO₂^2- или Zn(OH)₂ + 2H₂O   [Zn(OH)₄]^2- + 2H⁺.

21. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации электролитов. Факторы, определяющие степень диссоциации.

В растворах электролитов наряду с ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации, которую обозначают греческой буквой α  («альфа»).

Степень диссоциации — это отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы, к общему количеству растворённого вещества:

α=n∂

n_P.

Степень диссоциации электролита определяют опытным путём и выражают в долях единицы или в процентах.

Электролиты имеют различную степень диссоциации, т. е. степень диссоциации зависит от природы электролита.