Теория отталкивания электронных пар

Теория отталкивания электронных пар валентных орбиталей (ОЭПВО) — один из подходов в химии, необходимый для объяснения и предсказания геометрии молекул. Согласно этой теории молекула всегда будет принимать форму, при которой отталкивание внешних электронных пар минимально (принцип минимума энергии).

1. Неподеленная электронная пара занимает больший объем, чем пара электронов на орбитали, участвующей в образовании ординарной связи. Сила отталкивания электронных пар в данной валентной оболочке понижается в следующем порядке: неподеленная пара — неподеленная пара > неподеленная пара — связывающая пара > связывающая пара — связывающая пара.

2. Объем электронной пары, участвующей в образовании связи, уменьшается с увеличением электроотрицательности лиганда.

3. Две электронные пары двойной связи или три электронные пары тройной связи занимают больший объем, чем электронная пара ординарной связи.

2.

Окислитенельно-восстановительные реакции

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (р-ции окисления-восстановления) происходят с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих в-в. При окислении в-в степень окисления элементов возрастает, при восстановлении - понижается.

Типичные окислители и восстановители

Вещества, являющиеся окислителями во многих реакциях, представляют собой типичные (сильные) окислители. К ним относятся F₂, Cl₂, O₂, KClO₃, H₂SO₄, HNO₃, KMnO₄, MnO₂, K₂Cr₂O₇, PbO₂ и др.

Типичными (сильными) восстановителями являются H₂, C (графит), Zn, Al, Ca, KI, HCl (конц.), H₂S, CO и др.

Соединения с двойственной функцией

Многие вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. К таким веществам принадлежат KNO₂, H₂O₂, SO₂, Nа₂SO₃ и др.

3.

K2Cr2O4+NaNO2+H2SO4= ??

CuCO3 + 2 HCl = CuCl2 + H2O + CO2

№11

1.

Магнитные свойства молекул и ионов. Диа- и парамагнитные молекулы и их свойства. Все вещества делят на парамагнитные и диамагнитные. Вещество называют парамагнитным, если его атомы( или молекулы) обладают магнитным моментом, и диамагнитным, если его атомы не обладают постоянным магнитным моментом.

Парамагнитные вещества обладают свойством втягиваться в магнитное поле, а диамагнитные вещества выталкиваются им. Магнитные моменты атомов определяются главным образом суммарным моментом электронов в атоме.

2.

Влияние температуры на скорость химической реакции.

С ростом температуры увеличивается частота столкновений молекул реагирующих веществ, а следовательно, скорость реакций. При понижении – скорость уменьшается.

Константа скорости реакции.

Константа скорости реакции — коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении.

Константа скорости реакции имеет физический смысл скорости реакции, когда произведение концентраций реагирующих веществ равно единице.

Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации.

Связь энергии активации с константой скорости реакции. Уравнение Аррениуса.

Энергия активации в химии и биологии — минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе (в химии выражается в джоулях на моль), чтобы произошла реакция.

Уравнение Аррениуса:

k = A e^–Ea/RT

k — константа скорости реакции, R – универсальная газовая постоянная, T – температура в кельвинах, Е_а -энергия активации, A – Предэкспоненциальный коэффициент, связанный с вероятностью и числом столкновений, е – основание натуральных логарифмов.

Из этого уравнения видно, что чем больше энергия активации, тем меньше константа скорости реакции, т.е. тем меньше скорость реакции.

3.

K2Cr2O7 + 14HCl = 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O

H2SO3 + NaOH =NaHSO3 + H2O

№13

1.

Метод валентных связей

Основные положения метода валентных связей, ба­зирующиеся на квантово-механической теории строения атома, были разработаны Вальтером Гейтлером и Фритцем Лондоном в 1928 году. В последующем значительный вклад в развитие этого метода внесли Лайнус Полинг и Джон Слейтер. С точки зрения этого метода:

1.    В образовании связи участвуют только электроны внешней электронной оболочки атома (валентные элек­троны).

2. Химическая связь образуется  двумя  валентными электронами различных атомов с антипараллельными спи­нами. При этом происходит перекрывание электронных орбиталей и между атомами появляется область с повышенной электронной плотностью, обусловливающая связь между ядрами атомов. Таким образом, в основе МВС лежит образование двухэлектронной, двухцентровой связи.

3. Химическая связь осуществляется в том направле­нии, в котором обеспечивается наибольшее перекрывание атомных орбиталей.

4. Из нескольких связей данного атома наиболее проч­ной будет связь, которая получилась в результате наибольшего перекрывания атомных орбиталей.

5. При образовании молекул электронная структура (кроме внешней электронной оболочки) и химическая индивидуальность каждого атома в основном сохраняются.

Причина образования химической связи

Между атомами действуют электростатические силы, т.е. силы взаимодействия электрический зарядов, носителями которых являются электроны и ядра атомов. В образовании химической связи между атомами главную роль играют валентные электроны.

При образовании химических связей атомы стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную или двухэлектронную (элементы первого периода) оболочку.

Обменный механизм

К обменному механизму образования химической связи относят случаи, когда в образовании электронной пары от каждого атома участвует по одному электрону.

Показать на любом примере (Допустим HCl)

Донорно-акцепторный механизм.

Донор – такой атом, который отдает свою электронную пару для образования связи.

Акцептор – атом, который предоставляя вакантную орбиталь, принимает электронную пару.

Разобрать на примере (BF3 * NH3)

Характеристики химической связи.

ЭНЕРГИЕЙ СВЯЗИ называют ту энергию, которую необходимо затратить для ее разрыва.

Кратность связи определяется числом электронных пар, связывающих два атома. Длиной связи называют расстояние между ядрами связанных атомов.

Полярность связи обусловливается смещением связывающей электронной пары к одному из атомов, в результате чего образуется диполь, который измеряется дипольным моментом, т.е. произведением заряда на расстояние между зарядами. Диполь – это совокупность двух разноименных, но равных по абсолютной величине электрических зарядов, находящихся на некотором расстоянии друг от друга.

2.

Равновесие в насыщенных растворах малорастворимых электролитов (солей) Когда процессы протекают с одинаковой скоростью, в системе устанавливается равновесие: CaCO3 --->Ca(2+) + CO3(2-)

<----

твердая раствор фаза

Произведение растворимости

Произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита представляет собой величину постоянную при данной температуре. Она называется произведением растворимости и обозначается символом ПР.

Расчет растворимости малорастворимой соли.

Пример:

ПРCaCO3 = 4.8 * 10 ^ -9 (^ значит в степени)

Способы уменьшения или увеличения растворимости.

Влияние температуры. Если растворение вещества является экзотермическим процессом, то с повышением температуры его растворимость уменьшается (Например,Ca(OH)₂ в воде) и наоборот. Для большинства солей характерно увеличение растворимости при нагревании. Практически все газы растворяются с выделением тепла. Растворимость газов в жидкостях с повышением температуры уменьшается, а с понижением увеличивается.

Влияние давления. С повышением давления растворимость газов в жидкостях увеличивается, а с понижением уменьшается.

3.

Zn + H2SO4 (разб.) = ZnSO4 + H2↑

KI+KMnO4+H2O = MnO2 + I2 + KOH

№17

1.