![](/user_photo/2706_HbeT2.jpg)
- •Материя, вещество, поле. Предмет изучения химии.
- •С троение атома.
- •П отенциал ионизации, атомный радиус, относительная электроотрицательность элементов.
- •6 . Химическая связь.
- •8. Взаимодействие между молекулами: водородная связь (ионная и ковалентная составляющие); межмолекулярное взаимодействие за счет сил Ван-Дер-Ваальса (ориентационное, индукционное, дисперсионное).
- •10)А)Химическая термодинамика, термодинамические параметры. Первый закон термодинамики.
- •12) 12) Энтропия как мера беспорядка в системе . Термодиномическая вероятность состояния системы(w).
- •13) Химическая кинетика. Понятие о скорости химической реакции.
- •20.Понятие об идеальных растворах. Закон Рауля. Осмос. Физический смысл эбулиоскопической и криоскопической константы.
- •22. Произведение растворимости труднорастворимых в воде веществ, являющихся сильными электролитами (вывод правила, определение, применение на практике).
- •23. Ионное произведение воды (вывод правила, определение, применение на практике). Вывод понятия о рН растворов.
- •1. Взаимодействие металлов с простыми веществами:
- •2.Взаимодействие металлов со сложными веществами:
- •36. Взаимодействие металлов с разбавленной и концентрированной серной кислотой.
- •37. Взаимодействие с разбавленной и концентрированной азотной кислотой
- •38. Кислоты
- •39. Коррозия
- •40. Газовая коррозия
- •41. Электрохимическая коррозия
- •42.Cпособы защиты от коррозии,использование благородных металлов,сплавов,введение в поверхность металлических деталей дополнительных элементов.
- •44.Применение ингибиторов.Примеры ингибиторов,механизм их действия.
- •43.Электрохимическая защита ,протекторная иэлектрозащита(привести схемы ,реакции на аноде,катоде,дать сравнительную характеристику)
- •45.Защитные покрытия.Классификация.Методы нанесения защитных покрытий.
- •46.Полимеры.Определение.Строение макромолекул.Степень(коэффициент) полимеризации.Олигомеры,полимеры-сравнительная характеристика.
- •53) Термодинамическая совместимость армирующей фазы и матрицы. Понятие о химическом потенциале.
- •54) Типы связей между армирующей фазой и матрицей.
- •55) Операции при подготовке армирующей фазы и матрицы и При получении композита.
- •56) Шликерное формование композита (матрица - Cu, армирующая фаза – Al2o3), реакции на аноде и катоде, расчет % состава композита ( лаб. Работа).
6 . Химическая связь.
Объяснение механизма образования связи в молекуле Н2 (модель Гейтлера-Лондона).
Метод валентных связей впервые был использован в 1927 г. Немецкими учеными В. Гейтлером и Ф. Лондоном, которые провели квантово-механический расчет молекулы водорода. Гейтлер и Лондон показали, что при сближении двух атомов водорода с антипараллельными спинами происходит уменьшение энергии системы (кривая 1), что обусловлено увеличением электронной плотности в пространстве между ядрами взаимодействующих атомов. Рассчитанная ими энергия связи отличалась от экспериментальной не более чем на 10%. При сближении атомов с параллельными спинами энергия системы возрастает (кривая 2), и молекула в этом случае не образуется. Позднее метод ВС получил дальнейшее развитие и был распространен на другие молекулы.
Метод валентных связей.
Обычно используют приближенные методы расчета двух- и многоатомных систем с ковалентной связью: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО). В методе ВС предполагается, что атомы в молекуле сохраняют свою индивидуальность. Электронная пара заселяет орбиталь то одного, то другого атома. Метод ВС базируется на следующих основных положениях:
Химическая связь между двумя атомами возникает как результат перекрывания АО с образованием электронных пар (обобществление двух электронов);
Атомы, вступающие в химическую связь, обмениваются между собой электронами, которые образуют связывающие пары. Энергия обмена электронами между атомами (энергия притяжения атомов) вносит основной вклад в энергию химической связи. Дополнительный вклад в энергию связи дают кулоновские силы взаимодействия частиц;
в соответствии с принципом Паули химическая связь образуется лишь при взаимодействии электронов с антипараллельными спинами;
характеристики химической связи (энергия, длина, полярность и др.) определяется типом перекрывания АО.
С
войства
ковалентной связи:
прочность связи, полярность связи,
насыщенность связи, направленность.
П
рочность
определяется энергией, которая выделяется
при образовании связи (кДж/моль), а также
длинной связи.
Длина
связи
это расстояние между ядрами отдельных
атомов в устойчивом состоянии. При таком
состоянии выделяется энергия, называемая
энергией связи Есв.
Чем больше длина связи, тем прочность
связи меньше, выражается в «А0»,нм.
Ковалентные связи очень прочные, т. к.
происходит взаимодействие вплоть до
отталкивания ядер (близкодействие), она
определяется также кратностью связи,
т. е. числом электронных пар, участвующих
в связи. Н-Н, О=О, N≡N.
Полярность связи. Если два атома обладают одинаковой электроотрицательностью, то область перекрывания находится посередине между ядрами. Такая связь неполярная
Если
один из атомов обладает большей
электроотрицательностью, то область
перекрывания смещается в сторону более
электроотрицательного элемента.
Возникают два полюся «+» и «-», то есть
диполь.
-
диполь.
– диполь
Т
аким
образом, полярность в молекуле связи
связана со смещением области перекрывания
в сторону более электроотрицательного
элемента. Полярность выражается величиной
дипольного момента связи: P=l*ē.
Измеряется в Кл/м
или Дебай.
l – расстояние между центрами тяжести положительных и отрицательных зарядов.
ē - заряд электрона
Р – дипольный момент связи.
1 Дебай = 3,3*10-30 Кл/м.
Если в молекуле несколько связей, то в целом молекула может быть, как полярной, так и не полярной.
Н
асыщаемость
– определенный предел способности
атома, присоединять к себе другие атомы.
Ковалентная связь насыщаема, так как в
связи участвуют валентные электроны,
а их число строк ограничено.
Направленность связи. Ковалентная связь в молекуле направлена. Она осуществляется за счет перекрывания валентных орбиталей, а области «х» - это заряженное поле. Согласно модели Гиллеспи: один атом является центральным, а остальные боковым, чтобы образовалась устойчивая молекула.
О
бменный
и донорно-акцепторный механизм образования
ковалентной связи.
Согласно обменному механизму, каждый атом отдает на образование общей электронной пары по одному неспаренному электрону.
С
ледует
учитывать, что общая электронная пара
образуется не только по обменному
варианту, но и по донорно-акцепторному
варианту.
Каждый атом водорода отдает на связь
по одному неспаренному электрону. Донор
отдает на связь оба электрона, акцептор
дает свободную орбиталь и оба электрона
становятся общими.
Понятие о возбуждении и гибридизации электронов.
Гибридизация – процесс перераспределения валентных орбиталей центрального атома и выравнивания их по форме и энергии с целью образования устойчивой молекулы.
Рассмотрим расположение областей перекрывания относительно осей связей. Ось перекрывания – это воображаемая линия, проходящая через ядра атомов в молекуле.
Е
сли область перекрывания находится на оси связи, такая связь называется сигма (ᵹ) связью.
Если область перекрывания не находится на оси связи, а находится по обе стороны от нее, то это π связь.
Е
сли перекрываются d-орбитали, это (Δ)дельта связь
Алгоритм построения молекул с учетом гибридизации электронов на примере молекул: H2S, MgCl2, AsH3, CCl4.
Алгоритм построения молекулы:
Выбираем центральный атом и выписываем из него валентные электроны.
перевести в возбужденное состояние.
подписываем клеточки.
Складываем их в строчку.
рисуем оси.
наносим на них гибридные облака
Проводим соседние атомы.
Указываем тип гибридизации, валентный угол, форму молекулы, полярность связи и полярность молекулы в целом.
Комплексные
соединения: строение, характер химических
связей между составными частями,
диссоциация.
Координационным или комплексным называют соединение, содержащее в своем составе положительно или отрицательно заряженный сложный ион, способный к существованию как в кристалле так и в растворе.
Схема комплексной молекулы.
Число показывающее, сколько лигандов присоединено (скоординировано) к центральному атому – комплексообразователю, называется координационным числом комплексообразователя. Комплексное соединение, растворяясь в воде и других полярных растворителях, подвергается электролитической диссоциации с образованием устойчивых комплексных ионов, образующих врутреннюю сферу молекулы. [Cu(NH3)4]SO4=[Cu(NH3)4]2++SO42-
Ионы внешней сферы комплексной молекулы связаны с центральным атомом ионной связью. Благодаря электростатической связи ионы внешней сферы подвергаются электролитической диссоциации под действием полярных молекул растворителя, например воды. Лиганды же не разрывают связь с атомом комплексообразователя в полярном растворителе, что свидетельствует о ковалентном характере связи лигандов с центральным атомом. Эта связь объясняется донорно-акцепторной схемой теории валентной связи, центральный атом служит акцептором, а Лиганды доноры электронной пары.
Таким образом, химическая связь в координационном соединении представляет совокупность ковалентной и ионной связи. Получают комплексные соединения обычными методами химического синтеза: реакцией ионного обмена, присоединения, вытеснения и т.п. Основным условием является обеспечение прочной связи лигандов с центральным атомом.
Отличие от двойных солей.
Двойные соли имеют сложный состав, как и комплексные соединения. Например, кристаллический сульфат железа (II) аммония, называемый солью Мора. (NH4)2Fe(SO4)26H2O. В отличие от комплексного соединения, двойная соль диссоциирует на все «простые» ионы, входящие в ее 7. Ионная связь и ее свойства: насыщаемость, направленность, полярность.
И
онная
связь образуется между атомами, которые
максимально отличаются по
электроотрицательности. Это элементы
1а и 7а групп. Ионная связь обусловлена
электростатическим кулоновским
взаимодействием полей разноименно
заряженных ионов. Ионная связь не очень
прочная так как ионы действую на большом
расстоянии. Так как поле иона Na+
имеет сферическую симметрию, то ион Cl
- может
подойти с любой стороны то есть ионная
связь не направлена.
Несмотря на то, что Na
имеет один валентный электрон к ионному
Na+
могут подойти много ионов Cl
-,
то ее ионная связь не насыщенна. Ионная
связь является, в крайнем случае, полярной
связью. Она полярна уже по своей сути,
нет четкого разделения между ионной и
ковалентной связью.
Сопоставление с ковалентной связью. Ионная связь по сравнению с ковалентной менее прочная, т.к. ионы действую на большом расстоянии. Ионная связь в отличие ковалентной характеризуется ненаправленностью. В отличие от ковалентной ионная связь характеризуется также не насыщаемостью.