10. Ионная связь и ее свойства.

Ионная связь - электростатическое взаимодействие положительно и отрицательно заряженных ионов, возникает между атомами с большой разницей ЭО.

Ионная связь необладает насыщаемостью

11. Водородная связь и межмолекулярные взаимодействия (индукционное, дисперсное, ориентационное).

Водородная связь. возникает между положительно поляризован­ным атомом водорода и отрицательно поляризованным атомом с большой электроотрицательностью.

Положительно поляризованный атом водорода обладает уникальными свойствами: очень малым размером и отсутствием внутренних электронных слоев, поэтому он может проникать в электронную оболочку отрицательно поляризован­ного атома соседней молекулы. Между двумя молекулами возни­кает взаимодействие, которое имеет электростатический и частич­но донорно-акцепторный характер. Водородную связь условно записывают как X—H---Y, где X и Y — атомы F, N, О или S (точ­ками обозначается собственно водородная связь).

Энергия и длина водородной связи в значительной мере опре­деляются электрическим моментом диполя связи и размерами атома. Длина связи уменьшается, а энергия водородной связи возрастает с увеличением разности ЭО у атомов X и Y и соответ­ственно электрического момента диполя связи X—Н и с умень­шением размера атома Y. Самая прочная связь образуется между HF.

Обычно же энергия водородной связи лежит в пределах 5— 25 кДж/моль, т. е. она больше энергии межмолекулярного взаи­модействия, но значительно меньше энергии ковалентной связи. Водородная связь имеет весьма широкое распространение. Она встречается в неорганических и органических соединениях. Водо­родная связь иногда определяет структуру вещества и заметно влияет на физико-химические свойства. Важную роль играет водородная связь в процессах кристаллизации и растворения веществ, образования кристаллогидратов, ассоциации молекул.

12. Комплексные соединения: строение, характер связи, диссоциация. Классификация комплексных соединений.

Комплексные соединения состоят из внешней и внутренней сферы связь между внешними и внутренними ионная, связь внутри между комплексообразователем и лиготами донорно–акцепторная.

Комплексообразователь- d металл, является акцептором.

Лиганд - ионны и молекулы с не поделенными электронными парами, является донором.

«K₄[Fe(CN)₆] «

K-внешняя

(CN)-лигота

6-коорд.число

[Fe(CN)₆]-внутренняя сфера

Комплексные соединения:

1. Анионные - K₄[Fe(CN)₆]

2. Катионный – [Cu(NH₃)₄]SO₄

3. Нейтральные – [Pt(NH₃)₂Cl₂

13. Химическая термодинамика. Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики.

Теплота – Q[кДж][кКал] – мера энергии передаваемой из одной системы в другую.

Работа – А,W – мера направленного движения частиц, мера энергии.

Внутренняя энергия – энергия системы, к-я зависит от внутреннего состояния(энергия взаимодействия и движения молекул, атомов) ∆U=U₂-U₁ – изменение внутренней энергии.

Первый закон термодинамики: Q=A+∆U

14. Энтальпия образования вещества. Закон Гесса и его применения.

Тепловой эффект р-и, или энтальпия реакции – изменение энергии системы при протекании хим-го процесса при условии, что система не совершает никаких видов работ, кроме расширения и при постоянном давлении.

- стандартная энтальпия

Энтольпия образования – тепловой эффект образования одного моля в-ва из простых в-в устойчивых при нормальных условиях.

Закон Гесса: тепловой эффект р-и зависит от природы и состояния продуктов р-ии и не зависит от пути протекания процессов.

Закон Гесса позволяет рассчитать энтальпию химических реакций. Согласно следствию из закона Гесса, энтальпия химической реакции равна сумме энтальпии образования продуктов реакций за вычетом суммы энтальпий образова­ния веществ исходных с учетом стехиометрических коэффициентов Стандартный тепловой эффект реакции получения водорода из природного газа:

СН4 + 2Н₂О(г) = СО₂ + 4Н₂ определяется по уравнению:

∆H⁰₂₉₈ =∆H_co2 298 +4∆H_H2 - ∆H_CH4 -2∆H_H2O

Подставляя значения величин энтальпий образования из приложения 2 (в кДж/моль), получаем

dH°298 = -1-393,51+4-0-1(-74,85)-2(241,82) = +164,98 кДж/моль. Как видно, данная реакция является эндотермической.

∆H<0 – р-я экзотермическая

∆H>0 – р-я эндотермическая