7) Химическая связь

Химическая связь — это взаимодействие, которое связывает отдельные атомы в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы.Основным условием образования химической связи является понижение полной энергии Е многоатомной си­стемы по сравнению с энергией изолированных атомов, т. е. в случае образования вещества АВ из атомов А и В.Природа химической связи, согласно современным представлениям, объясняется взаимодействием электрических полей, образуемых электронами и ядрами ато­мов, которые участвуют в образовании химического соединения. Поэтому более точно химическую связь можно определить как взаимодействие атомов, обуслов­ленное перекрыванием их электронных облаков и сопро­вождающееся уменьшением полной энергии системы.В зависимости от характера распределения электрон­ной плотности между взаимодействующими атомами раз­личают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую.

Основными параметрами химической связи являются ее длина, прочность и валентные углы, характеризующие строение веществ, которые образованы из отдельных атомов.Длина связи — это межъядерное расстояние между химически связанными атомами.

Угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов, называется углом связи или валентным углом.Важнейшей характеристикой химической связи, опре­деляющей ее прочность, является энергия связи. Коли­чественно она обычно оценивается с помощью энергии, затрачиваемой на разрыв такой связи.В случае молекулы водыдлина связи Н—О равна 0,096 нм, угол связи НОН — 104,5°, а энергия связиЕон = 464 кДж/моль.Ковалентная связь—тип химической связи между двумя атомами, возникающей при обобществлении элект­ронов, которые принадлежат этим атомам.

1. Образование молекулы водорода Нг из отдельных атомов — один из наиболее простых примеров возникно­вения ковалентной связи. Изолированные атомы, имею­щие электроны с противоположно направленными спи­нами, при сближении притягиваются друг к другу, в результате чего их электронные облака (атомные орби­тали— АО) перекрываются с образованием общего мо­лекулярного облака (молекулярной орбитали — МО). ковалентная связь образуется двумя атомами за счет двух электронов с антипараллельными спинами, т. е. химическая связь локализована между двумя ато­мами;

2. связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания электронных облаков наи­большая;

3. ковалентная связь является тем более прочной, чем более полно перекрываются электронные облака.

Способы образования ковалентной связи. Валент­ность. Так как нахождение двух электронов в поле действия двух ядер энергетически выгоднее, чем пре­бывание каждого электрона в поле своего ядра, то в образовании ковалентной связи принимают участие все одноэлектронные орбитали внешнего энергетическо­го уровня.

8) Окислительно восстановительные реакции.

Химические реакции можно подразделить на два ти­па: реакции, протекающие без изменения степени окисле­ния атомов, входящих в состав реагентов, и реакции, при которых изменяется степень окисления одного или не­скольких элементов.К первому типу относятся реакции обмена, происходя­щие в растворах, некоторые процессы соединения и раз­ложения, например.Реакции, относящиеся ко второму типу, т. е. протекаю­щие с изменением степени окисления элементов, называ­ютсяокислительно-восстановительными.Окислительно-восстановительными являются боль­шинство лабораторных, промышленных и природных про­цессов. Один из примеров — синтез воды из кислорода и водорода:

Степень окисления изменяется либо в результате пол­ного перехода электронов от одного участника процесса к другому, либо за счет перераспределения электронной плотности между атомами реагентов. В дальнейшем» для простоты, во всех случаях изменение степени окисления элементов мы будем рассматривать как результат пере­хода электронов.Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями а сам процесс отдачи электронов — окислением. Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями, а процесс присоединения электронов — восстановлением. Таким образом, окислитель, принимая электроны, восста­навливается, а восстановитель окисляется. В реакциях эти два процесса происходят одновременно. При этом окислители и восстановители всегда взаимодействуют в таких соотношениях, чтобы числа принимаемых и отда­ваемых электронов были одинаковы.Процесс окисления сопровождается увеличением сте­пени окисления соответствующих элементов, а восста­новления — наоборот, понижением степени окисления элементов, входящих в состав окислителя:

—4 —3—2—1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8

------------------------ окисление

------------------ восстановление

Металлы в свободном состоянии могут быть только восстановителями, а в своих соединениях проявляют то­лько положительные степени окисления. Неметаллы (исключая фтор) в свободном виде спо­собны проявлять как восстановительные, так и окисли­тельные свойства.Соединения, в состав которых входят атомы элементов в своей максимальной положительной степени окисления, могут только восстанавливаться, выступая в качестве

окислителей, например HN0₃, К₂Сг₂0₇, РЬ0₂, КМп0₄.Соединения, содержащие элементы в их минимальной степени окисления, выступают в рассматриваемых про­цессах только в качестве восстановителей, напримерh₂s,nh₃.Вещества, содержащие элементы в промежуточной степени окисления, способны проявлять как окислитель­ные свойства (при взаимодействии с более сильными восстановителями), так и восстановительные (при взаи­модействии с более сильными окислителями), напримерHNO,Н3РО3, соединения Fe²⁺, Сг³⁺, Мп⁴⁺, S, нитриты, сульфиты и др. Классификация окислительно-восстановительных ре­акций. Различают три типа окислительно-восстанови­тельных реакций:

межмолекулярные—реакции, в ходе которых окислитель и восстановитель находятся в разных веще­ствах:

МпO₂ + 4НСl ->MnCl₂ + Cl₂+2H20;

внутримолекулярные — реакции, в ходе которых и окислитель и восстановитель (атомы разных элементов) находятся в составе одного вещества:

2КС1O₃-> 2КС1 +3O₂;

реакции диспропорционирования (самоокисления- самовосстановления) — реакции, в ходе которых атомы одного и того же элемента, находящиеся в составе одного вещества, являются и окислителем (понижают степень окисления) и восстановителем (повышают степень окис­ления):

Сl₂+2КОН ->КСl +КСlO + Н₂0.

При условиях, отличающихся от стандартных, числен­ное значение равновесного электродного потенциала для окислительно-восстановительной системы, записанной в форме Ox+ne->Red, определяется по уравнению Нернста:

E =E0 - RT/nF*ln c(Red)/c(Ox)

Ox/RedOx/Red

где EOx/Red— соответственно электродный истандартный потенциалы системы;R— универсальная газовая постоянная; Т—абсолютная температура;F— постоянная Фарадея; n — число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе; с(Red) и с (Ох) — молярные концентрации соответственно вос­становленной и окисленной форм соединения.

Правила вычисления:

1. Атомы в простых веществах имеют степень окисления, равную нулю.

2. Степени окисления катионов металлов равны: для щелочных металлов +1, для щелочно- земельных +2, для алюминия +3.

3. Водород во всех своих соединениях, кроме гибридов щелочных и щелочно- земельных металлов, имеет степень окисления +1. В гидридах щелочных металлов степень окисления водорода -1.

4. Кислород почти всегда имеет степень окисления -2. Исключения составляют пероксиды, надпероксиды, озониды, фториды кислорода.

5. Фтор во всех соединениях имеет степень окисления -1.

6. Сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав электронейтрального соединения или молекулы, равна нулю.

7. Сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав многоатомного или комплексного иона, равна заряду этого иона.