Природа сил взаимодействия между атомами хим.элементов.

По современным представлениям химическая связь между атомами имеет электростатическую природу. Под химической связью понимают электрические силы притяжения, удерживающие частицы друг около друга.

Частицы, которые принимают участие в образовании химических связей, могут быть атомами, молекулами или ионами.

Каждая химическая связь в структурных формулах представляется валентной чертой, например:

H−H (связь между двумя атомами водорода)

H3N−H+ (связь между атомом азота молекулы аммиака и катионом водорода)

(K+)−(I−) (связь между катионом калия и иодид-ионом)

 

15. Направленность ковалентной связи обусловлена тем, что перекрывание валентных электронных облаков возможно только при их определенной взаимной ориентации. Область перекрывания располагается в определенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам. Так, если взаимное перекрывание s - элект-ронных облаков происходит вдоль оси, на которой располагаются ядра взаимодействующих атомов, то возникающая при этом кова-лентная связь называется сигма-связью (а-связь): р-электронные облака также могут принимать участие в образовании о-связп, если только они ориентированы вдоль оси, на которой располагаются ядра взаимодействующих атомов. Так, например, при образовании молекулы фтороводорода происходит перекрывание s - электронного облака атома водорода с р-электронпым облаком атома фтора. В молекуле фтора связь, образованная р-электронными облаками двух атомов фтора, также является а-связью.

 

16. Полярность химических связей — характеристика химической связи (как правило, ковалентной), показывающая изменение распределения электронной плотности в пространстве вокруг ядер в сравнении с распределением электронной плотности в образующих данную связь нейтральных атомах. Можно количественно оценить полярность связи в молекуле. Трудность точной количественной оценки состоит в том, что полярность связи зависит от нескольких факторов: от размеров атомов и ионов соединяющихся молекул; от числа и характера связи уже имевшихся у соединяющихся атомов до их данного взаимодействия; от типа структуры и даже особенностей дефектов их кристаллических решёток. Такого рода расчёты производятся различными методами, которые в общем-то дают примерно одинаковые результаты (величины). Например, для HCl установлено, что на каждом из атомов в этой молекуле имеется заряд, равный 0,17 заряда целого электрона. На водородном атоме +0,17, а на атоме хлора −0,17.

 

17. Водородная связь — форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N, O или F. Водородные связи могут быть межмолекулярными или внутримолекулярными.

Ориентационное взаимодействие. Полярные молекулы, в которых центры тяжести положительного и отрицательного зарядов не совпадают, например HCl, H2O, NH3, ориентируются таким образом, чтобы рядом находились концы с противоположными зарядами. Между ними возникает притяжение.

Индукционное взаимодействие. Если рядом с полярная молекула окажется полярная рядом с неполярными, она начнет влиять на них. Поляризация нейтральной частицы под действием внешнего поля (наведение диполя) происходит благодаря наличию у молекул свойства поляризуемости γ. Постоянный диполь может индуцировать дипольное распределение зарядов в неполярной молекуле. Под действием заряженных концов полярной молекулы электронные облака неполярных молекул смещаются в сторону положительного заряда и подальше от отрицательного. Неполярная молекула становится полярной, и молекулы начинают притягиваться друг к другу, только намного слабее, чем две полярные молекулы.

Дисперсионное взаимодействие. Между неполярными молекулами также может возникнуть притяжение. Электроны, которые находятся в постоянном движении, на миг могут оказаться окажется сосредоточенными с одной стороны молекулы, то есть неполярная частица станет полярной. Это вызывает перераспределение зарядов в соседних молекулах, и между ними устанавливаются кратковременные связи.

 

18. Агрега́тное состоя́ние вещества — состояние одного и того же вещества в определённом интервале температур и давлений, характеризующееся определёнными, неизменными в пределах указанных интервалов, качественными свойствами:

· способностью (твёрдое тело) или неспособностью (жидкость, газ, плазма) сохранять объём и форму,

· наличием или отсутствием дальнего (твёрдое тело) и ближнего порядка (жидкость), и другими свойствами.

Изменение агрегатного состояния может сопровождаться скачкообразным изменением свободной энергии, энтропии, плотности и других физических величин.

Традиционно выделяют три агрегатных состояния: твёрдое тело, жидкость и газ. Плазма — частично или полностью ионизированный газ, чаще всего существующий при высоких температурах. Плазма является самым распространённым состоянием вещества во вселенной, поскоьку материя звёд пребывает именно в этом состоянии. Каждое вещество может пребывать в разных агрегатных состояниях. При достаточно низких температурах все вещества находятся в твёрдом состоянии. Но по мере нагрева они становятся жидкостями, затем газами. При дальнейшем нагревании они ионизируются (атомы теряют часть своих электронов) и переходят в состояние плазмы.

Газ. Газообразное состояние (от нидерл. gas, восходит к др.-греч. Χάος) характеризующееся очень слабыми связями между составляющими его частицами. Образующие газ молекулы или атомы хаотически движутся и при этом преобладающую часть времени находятся на больших (в сравнении с их размерами) растояниях друг от друга. Вследствие этого силы взаимодействия между частицами газа пренебрежимо малы. Основной особенностью газа является то, что он заполняет все доступное пространство, не образуя поверхности.

Твёрдое тело. Состояние твёрдого тела в сравнении с другими агрегатными состояниями характеризуется стабильностью формы.

Различают кристаллические и аморфные твёрдые тела.

Кристаллическое состояние вещества

Стабильность формы твёрдых тел связана с тем, что большинство, находящихся в твёрдом состоянии имеет кристалическое строение.

В кристаллическом строении многих твёрдых тел легко убедиться, расколов кусок вещества и рассмотрев полученный излом. Обычно на изломе (например, у сахара, серы, металлов и пр.) хорошо заметны расположенные под разными углами мелкие грани кристаллов, поблескивающие вследствии различного отражения ими света.

 

 

Характ. Ковалентной связи.

Важными колличественными х-ми ковалентной связи являются энергия связи, длина и дипольный момент.

· Кратность (или порядок) ковалентной связи между двумя атомами — это число электронных пар, непосредственно связывающих эти атомы. Если такая пара одна, то говорят об одинарной связи. Например, атом водорода во всех соединениях связан одинарной связью, поскольку он всегда одновалентен (его валентная оболочка вмещает лишь одну электронную пару). Но бывает, что одни и те же атомы соединены двумя СЭП, и тогда говорят, что связь между этими атомами двойная.

· Энергия ковалентной связи — это минимальная энергия, которую необходимо затратить, чтобы связь полностью разорвать. Энергия связи характеризует её прочность; поскольку разорвать одну связь очень легко, обычно приводят значения энергии в расчёте на один моль (6,02·1023) связей. Для большинства ковалентных связей величина энергии находится в диапазоне от 100 до 1000 кДж/моль:

При прочих равных энергия связи растёт с увеличением кратности, но не пропорционально (двойная связь обычно менее чем в два раза прочнее одинарной). Одной из самых прочных является тройная связь C≡O в молекуле угарного газа: её энергия составляет 1077 кДж/моль

· Длина ковалентной связи есть расстояние между ядрами связанных атомов; обычно оно находится в пределах от 0,1 до 0,3 нанометров (нм). В первом приближении длина связи равна сумме атомных радиусов, поэтому, например, связь в молекуле водорода H2 рекордно короткая (0,074 нм), а в молекуле астата At2 — очень длинная (0,283 нм). Межъядерное расстояние является компромиссом между сближением атомов связывающими электронными парами и взаимным отталкиванием атомных ядер, поэтому связь становится короче с увеличением кратности.

20. Координационные соединения — частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами. Теория комплексных соединений (координационная теория) была предложена в 1893 г. А. Вернером.Комплексные соединения, имеющие внешнюю сферу, в водном растворе полностью диссоцируют на комплексный малодиссоцирующий катион или анион. Комплексные соединения без внешней сферы в воде нерастворимы (например, карбонилы металлов).

Координационные соединения разнообразны и многочисленны.

 

21.Теория координационных соединений, предложенная А. Вернером в 1893 году. Основн положения:1. Большинство элементов проявляет два типа валентности – главную и побочную. 2. Атом элемента стремится насытить не только главные, но и побочные валентности. 3. Побочные валентности атома строго фиксированы в пространстве и определяют геометрию комплекса и его различные свойства. Ко́мплексные соединения или координационные соединения — частицы которые образуются в результате присоединения к данному иону, называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами. Типы комплексных соединений. По заряду комплекса

1) Катионные комплексы образованы в результате координации вокруг положительного иона нейтральных молекул (H2O, NH3 и др

3) Нейтральные комплексы образуются при координации молекул вокруг нейтрального атома, а также при одновременной координации вокруг положительного иона — комплексообразователя отрицательных ионов и молекул.[Ni(CO)4] — тетракарбонилникель, [Pt(NH3)2Cl2] — дихлородиамминплатина(II)

По числу мест,занимаемых лигандами в координационной сфере.

1) Монодентатные лиганды. Такие лиганды бывают нейтральными (молекулы Н2О, NH3, CO, NO и др.) и заряженными (ионы CN−, F−, Cl−, OH−, SCN−, и др.).

2) Бидентатные лиганды. Примерами служат лиганды: ион аминоуксусной кислоты H2N — CH2 — COO−, оксалатный ион −O — CO — CO — O−, карбонат-ион СО32−, сульфат-ион SO42−, тиосульфат-ион S2O32−.

3) Полидентатные лиганды. Например, комплексоны — органические лиганды, содержащие в своём составе несколько групп −С≡N или −COOH (этилендиаминтетрауксусная кислота — ЭДТА). Циклические комплексы, образуемые некоторыми полидентатными лигандами, относят к хелатным (гемоглобин и др.).

По природе лиганда

1) Аммиакаты — соединения, в которых лигандами служат молекулы аммиака. 2) Аквакомплексы — в которых лигандом выступает вода. 3) Карбонилы — комплексные соединения, в которых лигандами являются молекулы оксида углерода(II) 4) Ацидокомплексы — комплексы, в которых лигандами являются кислотные остатки.5) Гидроксокомплексы — комплексные соединения, в которых в качестве лигандов выступают гидроксид-ионы.

Номенклатура. 1) В названии комплексного соединения первым указывают отрицательно заряженную часть — анион, затем положительную часть — катион.2) Название комплексной части начинают с указания состава внутренней сферы. Например: Cl− — хлоро, CN− — циано, SCN− — тиоцианато. При этом пользуются терминами: для координированного аммиака — аммин, для воды — аква, для оксида углерода(II) — карбонил.3) Число монодентатных лигандов указывают греческими числительными: 1 — моно (часто не приводится), 2 — ди, 3 — три, 4 — тетра, 5 — пента, 6 — гекса. Для полидентатных лигандов (например, этилендиамин, оксалат) используют бис-, трис-, тетракис- и т. д.4) Затем называют комплексообразователь, используя корень его латинского названия и окончание -ат, после чего римскими цифрами указывают (в скобках) степень окисления комплексообразователя.5) После обозначения состава внутренней сферы называют внешнюю сферу.6) В названии нейтральных комплексных частиц комплексообразователь указывается в именительном падеже, а степень его не указывается.

 

 

22. устойчивость комплексных соединений в растворах. константа нестойкости комплексных ионов. Произведение констант ступенчатого комплексообразования равно полной константе образования комплекса (полной константе устойчивости) β:M+nL=MLn, β = а(MLn)/a(M)a(L)nЕсли коэффициенты активности реагентов равны единице (условие, которое бывает справедливо для сильно разбавленных растворов), то равновесные активности равны равновесным концентрациям. Тогда Константа устойчивости комплекса равна его концентрационной константе устойчивости:β= [MLn]/[M][L]nЧем больше константа устойчивости, тем прочнее комплекс в растворе, тем полнее ионы металла M связываются в комплекс.Реакция диссоциации комплекса в общем виде характеризуется полной истинной термодинамической константой равновесия Кн: Кн= а(M)a(L)n / а(MLn)Константа устойчивости есть величина, обратная константе нестойкости: β= 1/Kн Произведение всех ступенчатых констант нестойкости равно полной константе нестойкости комплекса:Кн,1Кн,2….Кн,n=КнКонстанты устойчивости комплексов часто имеют очень высокие числовые значения, берут десятичный логарифм lgβ.

Константа нестойкости комплексного иона характеризует прочность внутренней сферы комплексного соединения. Константы нестойкости комплексных ионов являются мерой их относительной устойчивости, подобно тому как константы диссоциации слабых электролитов являются мерой их относительной силы. Константа нестойкости комплексного иона характеризует прочность (устойчивость) внутренней сферы комплексного соединения. Если константа нестойкости комплексного иона значительно меньше произведения растворимости соответствующего осадка, содержащего комплексообразователь, можно предполагать, что произойдет растворение его. Наоборот, если произведение растворимости осадка, содержащего ион, входящий в состав комплекса, значительно меньше константы нестойкости комплексного иона, последний может быть разрушен, и его комплексообразователь войдет в состав осадка.

23. понятие о скорости гомогенных и гетерогенных химических реакций. Скорость химической реакции измерятся изменением количества вещества одного из реагентов или продуктов реакции в единицу времени в единицу объёма для гомогенных систем или на единицу поверхности для гетерогенных систем.

Для гомогенных систем, для которых реакция происходит во всем объёме системы, скорость химической реакции определяется следующим уравнением:

-скорость химической реакции

– изменение количества вещества

V – объём системы

– интервал времени, в котором определяют скорость реакцииОтношение ± ∆n / V – это молярная концентрация вещества. И тогда ± ∆с. Для гомогенных систем скорость реакции выражается в

Для гетерогенных систем, в которых реакция протекает на границе раздела фаз, уравнение для определения скорости химической реакции будет такое:

S – Площадь поверхности раздела фаз, на которой идет химическая реакция.

Скорость реакции – величина по­ло­жи­тель­ная, по­это­му знак ± перед фор­му­лой дает воз­мож­ность вы­бо­ра. Ста­вит­ся (+), если ско­рость ре­ак­ции опре­де­ля­ет­ся по из­ме­не­нию ко­ли­че­ства про­дук­та ре­ак­ции.

Раз­дел химии, в ко­то­ром изу­ча­ют­ся ско­ро­сти хи­ми­че­ских ре­ак­ций, на­зы­ва­ет­ся хи­ми­че­ской ки­не­ти­кой.