Вопрос 16. Концентрация растворов. Способы выражения концентрации.

Концентрация  — величина, характеризующая количественный состав раствора.

Процентной концентрацией раствора (С) называется массовая доля растворённого вещества в растворе (W), выраженная в %

Молярную концентрацию (C_m) растворов определяют по формуле:

C_m = υ_{растворённого вещества}/ V_{раствора}

где   ν = m/M   - количество вещества

(здесь М - молярная масса вещества),   V – объём

Молярная концентрация показывает количество растворённого вещества (моль), содержащегося в 1л раствора.

Вопрос 15. Энергия ионизации. Относительная электроотрицательность атомов.

Энергией ионизации (потенциалом ионизации) I называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома с образованием катиона: X – e → X⁺

Эле́ктроотрица́тельность (χ) — фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары.

Вопрос 17. S,p,d,f элементы и их место в периодической системе.

Во всех вариантах периодической системы выделены отдельные

столбцы s-, p-, d-, f- элементов, т.е. элементов, у которых идет заполнение соответствующего энергетического подуровня. Эти блоки элементов имеют и сходные химические свойства. Во всех вариантах периодической системы действует «диагональное правило» - все элементы ниже условной диагонали являются металлами, а выше – неметаллами, причем справа налево и сверху вниз усиливаются металлические свойства.

18. Виды ковалентной связи

Химическая связь – это сила, соединяющая два или несколько взаимодействующих атомов в молекулы или другие частицы.

Причиной образования химических связей является стремление атомов металлов и неметаллов путём взаимодействия с другими атомами достичь более устойчивой электронной структуры, подобной структуре инертных газов.

Ковалентная связь – это химическая связь, осуществляемая с помощью общих электронных пар, например, при образовании молекулы водорода неспаренные электроны атомов водорода образуют одну общую электронную пару, т.е. одну химическую связь:

Н · + · Н ® Н ·· Н.

а) Ковалентная связь называется неполярной, если общая электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам. Ковалентная неполярная связь возникает между атомами, электроотрицательности которых одинаковы (между атомами одного и того же неметалла),т.е. в простых веществах. Например, в молекулах кислорода, азота, хлора, брома связь ковалентная неполярная.

Cl · + · Cl ® Cl ·· Cl

б) Ковалентная связь называется полярной, если общая электронная пара смещена к одному из элементов. Ковалентная полярная связь возникает между атомами, электроотрицательности которых отличаются, но не сильно, т.е. в сложных веществах между атомами неметаллов. Например, в молекулах воды, хлороводорода, аммиака, серной кислоты связь ковалентная полярная.

Н · + · О · + · Н ® Н ·· О ·· Н

H · + · Cl ® H ·· Cl

19. Направленность ковалентной связи. Гибридизация электронных орбиталей.

Направленность ковалентной связи обусловлена определенным пространственным расположением электронных орбиталей взаимодействующих атомов. Так, угол между связями, образованными p-орбиталями атома, должен быть равен примерно 90°. Примером может служить молекула сероводорода H2S (валентный угол составляет 92°).

Однако в большинстве молекул аналогичного с сероводородом состава AB2 (CO2, H2O, BeCl2) валентные углы значительно отличаются от прямого и составляют величину от 104,5° в молекулах H2O до 180° в молекулах CO2 и BeCl2.

Для предсказания величин валентных углов и, следовательно, геометрического строения молекул целесообразно использовать теорию гибридизации атомных орбиталей, разработанную американским ученым Лайнусом Полингом.

Гибридизация — воображаемый процесс выравнивания (усреднения) атомных орбиталей по энергии и форме. В результате гибридизации из разных исходных орбиталей («чистых») образуются гибридные орбитали, одинаковые по форме и энергии, но отличающиеся от исходных меньшей симметрией.

Благодаря наличию области с повышенной электронной плотностью гибридные орбитали полнее перекрываются с орбиталями других атомов, в результате чего образуются более прочные химические связи. При этом всегда имеет место s-перекрывание (s-связь).

В зависимости от формы исходных орбиталей различают несколько видов гибридизации, которые обусловливают валентные углы и геометрическую форму молекул. Рассмотрим важнейшие из них.

sp-гибридизация (линейная) означает, что в процессе участвуют 2 исходных орбитали: одна s и одна p. При этом образуются 2 sp-гибридные орбитали.

sp-гибридные орбитали отталкиваются друг от друга участками с повышенной электронной плотностью и в результате ориентируются в пространстве вдоль прямой. Вследствие этого валентный угол между связями, образованными двумя sp-гибридными орбиталями какого-либо атома, равен 180°.

В молекулах BeH2, BeCl2, BeF2 имеются только s-связи.

В молекуле CO2 атом углерода также находится в состоянии sp-гибридизации. Атом углерода образует с двумя атомами кислорода две s-связи за счет перекрывания sp-гибридных орбиталей, и две p-связи путем перекрывания негибридных p-орбиталей. Так образуются кратные (двойные) связи в молекуле углекислого газа.

В молекуле ацетилена (C2H2) и его гомологов между атомами углерода тройная связь. Каждый атом углерода имеет две sp-гибридные орбитали и две негибридные p-орбитали. Гибридные орбитали образуют две s-связи, перекрываясь с s-орбиталью атома водорода и sp-гибридной орбиталью соседнего атома углерода. Две негибридные p-орбитали каждого атома углерода в результате бокового перекрывания образуют 2 p-связи, расположенные во взаимно перпендикулярных плоскостях.

sp2-гибридизация (плоско-тригональная) означает, что в процессе участвуют 3 исходных орбитали: одна s и две p. При этом образуются 3 sp2-гибридные орбитали:

Оси трех sp2-гибридных (смешанных) орбиталей в атоме располагаются в одной плоскости под углом 120°, т.е. участки орбиталей с повышенной электронной плотностью направлены к вершинам равностороннего треугольника. Таким образом, молекулы (или ионы), центральный атом которых находится в состоянии sp2-гибридизации и образует 3 s-связи, плоские, причем валентные углы равны 120°.

sp2-гибридизация характерна также для углерода в кристаллической решетке графита.

Примером молекулы с sp2-гибридизацией электронных орбиталей центрального атома и кратными (двойными) связями могут служить этилен и его гомологи. Три гибридных орбитали атома углерода образуют 3 s-связи: одну — с соседним атомом углерода, а две другие — с атомами водорода. Негибридные p-орбитали атомов углерода образуют p-связь в результате бокового перекрывания над плоскостью атомных ядер и под ней.

sp3-гибридизация (тетраэдрическая) означает, что в процессе участвуют 4 исходных орбитали: одна s и три p. При этом образуются 4 sp3-гибридные орбитали, которые отталкиваются друг от друга, ориентируясь в пространстве под углом 109°28' к вершинам правильной тригональной пирамиды — тетраэдра.

Тетраэдрическая форма частиц (молекул, ионов) широко распространена в природе. Это все соединения четырехвалентного углерода, в которых нет кратных связей: метан и его гомологи, галогенпроизводные алканов (например, CCl4, CF4, CCl2F2, CHCl3 и т.д.); многие оксоанионы, т.е. анионы кислородсодержащих кислот (SO42–, PO43–, SiO44–, ClO4–, MnO4–, CrO42–); катион аммония NH4+, а также аммиачные комплексы катионов многих металлов, например, [Cu(NH3)4]2+. Условно их состав можно обозначить AB4, где A — центральный атом в состоянии sp3-гибридизации, B — окружающие его частицы.

Есть молекулы, в которых центральный атом окружен не четырьмя, а всего тремя (NH3) или даже двумя (H2O) атомами, однако валентный угол приближается к тетраэдрическому. Поэтому предполагают, что и в этом случае имеет место sp3-гибридизация, но одна из гибридных орбиталей в молекуле аммиака и две в молекуле воды не образуют химической связи, их занимают неподеленные электронные пары.

20. Способы образования ковалентной связи.

Ковалентная связь образуется парой электронов, поделённой между двумя атомами, причём эти электроны должны занимать две устойчивые орбитали, по одной от каждого атома.[4]

A· + ·В → А : В

В результате обобществления электроны образуют заполненный энергетический уровень. Связь образуется, если их суммарная энергия на этом уровне будет меньше, чем в первоначальном состоянии (а разница в энергии будет ни чем иным, как энергией связи).

Заполнение электронами атомных (по краям) и молекулярных (в центре) орбиталей в молекуле H2. Вертикальная ось соответствует энергетическому уровню, электроны обозначены стрелками, отражающими их спины.

Согласно теории молекулярных орбиталей, перекрывание двух атомных орбиталей приводит в простейшем случае к образованию двух молекулярных орбиталей (МО): связывающей МО и антисвязывающей (разрыхляющей) МО. Обобществленные электроны располагаются на более низкой по энергии связывающей МО.

Образование связи при рекомбинации атомов

Атомы и свободные радикалы склонны к рекомбинации — образованию ковалентной связи путём обобществления двух неспаренных электронов, принадлежащих разным частицами[4]

H + H → H2;

·CH3 + ·CH3 → CH3 — CH3.

Образование связи при рекомбинации сопровождается выделением энергии. Так, при взаимодействии атомов водорода выделяется энергия в количестве 436 кДж/моль. Этот эффект используют в технике при атомно-водородной сварке. Поток водорода пропускают через электрическую дугу, где генерируется поток атомов водорода. Атомы затем вновь соединяются на металлической поверхности, помещаемой на небольшое расстояние от дуги. Металл может быть таким путём нагрет выше 3500° C. Большим достоинством «пламени атомного водорода» является равномерность нагрева, позволяющая сваривать очень тонкие металлические детали.[5]

Однако, механизм межатомного взаимодействия долгое время оставался неизвестным. Лишь в 1930 г. Ф.Лондон ввёл понятие дисперсионное притяжение — взаимодействие между мгновенным и наведённым (индуцированными) диполями. В настоящее время силы притяжения, обусловленные взаимодействием между флуктуирующими электрическими диполями атомов и молекул носят название «Лондоновские силы».

Энергия такого взаимодействия прямо пропорциональна квадрату электронной поляризуемости α и обратно пропорциональна расстоянию между двумя атомами или молекулами в шестой степени.[6]

Образование связи по донорно-акцепторному механизму

Кроме изложенного в предыдущем разделе гомогенного механизма образования ковалентной связи, существует гетерогенный механизм — взаимодействие разноименно заряженных ионов — протона H+ и отрицательного иона водорода H-, называемого гидрид-ионом:

H+ + H- → H2

При сближении ионов двухэлектронное облако (электронная пара) гидрид-иона притягивается к протону и в конечном счёте становится общим для обоих ядер водорода, то есть превращается в связывающую электронную пару. Частица, поставляющая электронную пару, называется донором, а частица, принимающая эту электронную пару, называется акцептором. Такой механизм образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным.

Распределение электронной плотности между ядрами в молекуле водорода одно и то же, независимо от механизма образования, поэтому называть химическую связь, полученную по донорно-акцепторному механизму, донорно-акцепторной связью не корректно.

В качестве донора электронной пары, кроме гидрид-иона, выступают соединения элементов главных подгрупп V—VII групп периодической системы элементов в низшей степени окисления элемента. Так, ещё Йоханнес Брёнстед установил, что протон не существует в растворе в свободном виде, в воде он образует катион оксония:

H+ + H2O → H3O+

Протон атакует неподелённую электронную пару молекулы воды и образует устойчивый катион, существующий в водных растворах кислот.[8]

Аналогично происходит присоединение протона к молекуле аммиака с образованием комплексного катиона аммония:

NH3 + H+ → NH4+

Таким путём (по донорно-акцепторному механизму образования ковалентной связи) получают большой класс ониевых соединений, в состав которого входят аммониевые, оксониевые, фосфониевые, сульфониевые и другие соединения.[9]

В качестве донора электронной пары может выступать молекула водорода, которая при контакте с протоном приводит к образованию молекулярного иона водорода H3+:

H2 + H+ → H3+

Связывающая электронная пара молекулярного иона водорода H3+ принадлежит одновременно трём протонам