Закрепление

№1. Выпишите отдельно формулы веществ с ковалентной полярной и неполярной связями: H₂S, KCl, O₂, Na₂S, Na₂O, N₂, NH₃, CH₄, BaF₂, LiCl, O₃, CO₂, SO₃, CCl₄, F₂. №2. Напишите механизм образования молекул с ковалентным типом связи, определите тип перекрывания электронных облаков (π или σ), а так же механизм образования (обменный или донорно-акцепторный): H₂S, KCl, O₂, Na₂S, Na₂O, N₂, NH₃, CH₄, BaF₂, LiCl, CCl₄, F₂

31Направленность ковалентной связи. НАПРАВЛЕННОСТЬ — свойство ковалентной связи, определяющее геометрическую структуру молекулы. Причина направленности связи заключается в том, что перекрывание электронных орбиталей возможно только при их определенной взаимной ориентации, обеспечиваю­щей наибольшую электронную плотность в области их перекрывания. В этом случае образуется наиболее проч­ная химическая связь.         

32Гибридизация атомных электронных орбиталей. Гибридизация – процесс перестройки неравноценных по энергии и по форме облаков в одинаковые. Существуют различные типы гибридизации: sp, sp², sp³. Например,

sp BeH₂ Be 1s² 2s² Be---Be*

sp² BCl₃ B 1s² 2s² 2p¹ B---B*

sp³ CH₄ C 1s² 2s² 2p² C---C*

33Ионная связь. Предельным случаем ковалентной полярной связи является ионная связь. Она образуется атомами, электроотрицательности которых значительно различаются. При образовании ионной связи происходит почти полный переход связующей электронной пары к одному из атомов, и образуются положительный и отрицательный ионы, удерживаемые вблизи друг друга электростатическими силами. Поскольку электростатическое притяжение к данному иону действует на любые ионы противоположного знака независимо от направления, ионная связь, в отличие от ковалентной, характеризуется ненаправленностью и ненасыщаемостью. Молекулы с наиболее выраженной ионной связью образуются из атомов типичных металлов и типичных неметаллов (NaCl, CsF и т.п.). В связи с этим ионные соединения представляют собой твердые тела с ионной кристаллической решеткой и характеризуются высокой температурой плавления и кипения, пр растворении в воде или плавлении проявляют свойства сильных электролитов.

34Водородная связь. Водородная связь - это взаимодействие между двумя электроотрицательными атомами одной или разных молекул посредством атома водорода: А−Н ^... В (черта-ковалентная связь, три точки-водородная связь). Водородная связь обусловлена электростатическим притяжением атома водорода (несущим положительный заряд δ+) к атому электроотрицательного элемента, имеющего отрицательный заряд δ−. В большинстве случаев она слабее ковалентной, но существенно сильнее обычного притяжения молекул друг к другу в твердых и жидких веществах. В отличие от межмолекулярных взаимодействий водородная связь обладает свойствами направленности и насыщаемости, поэтому ее нередко считают одной из разновидностей ковалентной химической связи. Она может быть описана с помощью метода молекулярных орбиталей как трехцентровая двухэлектронная связь. Одним из признаков водородной связи может служить расстояние между атомом водорода и другим атомом, ее образующим. Оно должно быть меньше, чем сумма радиусов этих атомов. Чаще встречаются несимметричные водородные связи, в которых расстояние Н ^... В больше, чем А−В. Однако в редких случаях (фтороводород, некоторые карбоновые кислоты) водородная связь является симметричной. Угол между атомами во фрагменте А−Н ^... В обычно близок к 180^o. Наиболее сильные водородные связи образуются с участием атомов фтора. В симметричном ионе [F−H−F]⁻ энергия водородная связи равна 155 кДж/моль и сопоставима с энергией ковалентной связи. Энергия водородная связи между молекулами воды уже заметно меньше (25 кДж/моль). Если водородная связь объединяет части одной молекулы, то говорят о внутримолекулярной водородной связи. Если же водородная связь образуется между атомом водорода одной молекулы и атомом неметалла другой молекулы (межмолекулярная водородная связь), то молекулы образуют довольно прочные пары, цепочки, кольца.

35Межмолекулярное взаимодействие - взаимод. молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых хим. связей. Межмолекулярное взаимодействие определяет отличие реальных газов от идеальных, существование жидкостей и мол. кристаллов. От межмолекулярного взаимодействия зависят мн. структурные, спектральные, термодинамич., теплофиз. и др. св-ва в-в. Появление понятия межмолекулярного взаимодействия связано с именем Й. Д. Ван-дер-Ваальса, к-рый для объяснения св-в реальных газов и жидкостей предложил в 1873 ур-ние состояния, учитывающее межмолекулярное взаимодействие (см. Ван-дер-Ваальса уравнение). Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия часто называют ван-дер-ваальсовыми. Основу межмолекулярного взаимодействия составляют кулоновские силы взаимод. между электронами и ядрами одной молекулы и ядрами и электронами другой. В экспериментально определяемых св-вах в-ва проявляется усредненное взаимод., к-рое зависит от расстояния R между молекулами, их взаимной ориентации, строения и физ. характеристик (ди-польного момента, поляризуемости и др.). При больших R, значительно превосходящих линейные размеры l самих молекул, вследствие чего электронные оболочки молекул не перекрываются, силы межмолекулярных взаимодействий можно достаточно обоснованно подразделить на три вида-электростатические, поляризационные (индукционные) и дисперсионные. Электростатич. силы иногда называют ориентационными, однако это неточно, поскольку взаимная ориентация молекул может обусловливаться также и поляризац. силами, если молекулы анизотропны. При малых расстояниях между молекулами (R ~ l) различать отдельные виды межмолекулярных взаимодействий можно лишь приближенно, при этом, помимо названных трех видов, выделяют еще два, связанные с перекрыванием электронных оболочек, - обменное взаимодействие и взаимодействия, обязанные переносу электронного заряда. Несмотря на нек-рую условность, такое деление в каждом конкретном случае позволяет объяснять природу межмолекулярного взаимодействия и рассчитать его энергию.

36Превращения энергии при химических реакциях. Выделение или поглощение энергии происходит в виде теплоты. Это позволяет судить о наличии в веществах определенного количества некоторой энергии (внутренней энергией реакции). При химических реакциях происходит освобождение части энергии, содержащейся в веществах, это носит название теплового эффекта реакции, по которому можно судить об изменении количества внутренней энергии вещества. У ряда химических реакций можно наблюдать поглощение или выделение лучистой энергии. В этих случаях внутренняя энергия через теплоту превращается в излучение (горение). Существуют также процессы в которых внутренняя энергия сразу превращается в лучистую (лю-минисценция). В химических реакциях, протекающих с взрывом, внутренняя энергия превращается в механическую, причем частично сразу, частично переходя изначально в теплоту. Во время химических реакций происходит взаимное превращение энергий – внутренней энергии веществ в тепловую, лучистую, электрическую и механическую, и наоборот. Экзотермические химические реакции характеризуются выделением энергии во внешнюю среду. Эндотермические – поглощением энергии. В физических процессах вещества не изменяют своих свойств, может измениться внешняя форма или агрегатное состояние. В химических процессах образуются новые вещества с другими свойствами. При ядерных реакциях в атомах обязательно происходят трансформации электронной оболочки.

37Термохимия – раздел химии, изучающий тепловой эффект химической реакции базовых превращений и устанавливающий его зависимость от физ-хим параметров. В задачу термохимии входит также измерение и вычисление теплот фазовых переходов, растворения, разбавления и др. процессов, изучение теплоемкостей, энтальпий и энтропии в-в.

38Скорость химической реакции. Скорость определяется изменением концентраций реагирующих в-в в единицу времени, в единицу объема. Факторы, влияющие на скорость хим.реакции:

1.природа реагир.в-в

2.концентрация реагир.в-в

3.температура

4.наличие катализатора

5. также давление

6. и площадь поверхности реагир.в-в

39Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. С увеличением концентрации реагир.в-в скорость хим.р-ции повышается. В 19в Гульдбергом и Вааге был сформулирован закон действующих масс, устанавливающий зависимость скорости р-ции от концентрации реагир.в-в: «Скорость хим.р-ции при данной темп-ре прямо пропорциональна произведению концентраций реагир.в-в».

40Зависимость скорости реакции от температуры и от природы реагирующих веществ. Влияние природы реагир.в-в на скорость хим.р-ции выражается в том, что при одних и тех же условиях различные в-ва взаимодействуют друг с другом с разной скоростью. Например,

H₂+F₂=2HF (взрыв) H₂+Br₂=2HBr

Зависимость скорости хим.р-ции от темп-ры определяется правилом ВантГоффа: «При повышении темп-ры на каждые 10^о скорость хим.р-ции возрастает в 2-4раза и определяется выражением V_t2/V_t1 = γ^(t2-t1)/10». ТАКЖЕ зависимость скорости р-ции от темп-ры объясняет теория активации. Согласно этой теорииво взаимодействие вступают только активные молекулы, обладающие энергией достаточной для осуществления данной р-ции. Неактивные ч-цы можно сделать активными, если сообщить им необходимую дополнительную энергию(процесс активации). С увеличением темп-ры число активных ч-ц сильно возрастает, следовательно увеличивается скорость хим.р-ции. Скорость хим.р-ции зависит от значения энергии активации если: 1)оно мало, то за определенное время протекания р-ции энергетический барьер преодолеет большее число ч-ц и скорость будет высокой; 2)энергия активации велика, то р-ция идет медленно.

41Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. Р-ции, протекающие только в 1направлении, назыв необратимыми. Обратимыми назыв р-ции, протекающие в 2х взаимнопротивоположных направлениях. Большинство хим.р-ции явл обратимыми. Например, 2H₂+O₂=2H₂O. Протекание р-ции в прямом направлении сопровождается выделением теплоты. Энтропия системы при этом уменьшается, т.к из 3моль газа образуется 2моль газа. Протекание р-ции в обратном направлении сопровождается поглощением теплоты, и энтропия увеличивается. В какой-то момент времени действие этих 2х противоположных р-ции уравновешивается, т.е наступает хим.равновесие. K_p=([C]^c*[D]^d)/([A]^a*[B]^b)

42Факторы, определяющие направление протекания химических реакций.

43Термодинамические величины. Внутренняя энергия и энтальпия. Одной из основных ф-ции состояния явл полная энергия системы E=E_кин+E_пот+E_внутр. Энергия – мера способности системы совершать работу. Внутренняя энергия – общий запас энергии системы, который складывается из энергии движения и взаимодействия мол-л,атомов и электронов. Внутренняя энергия представляет собой способность системы совершения работы или передачи теплоты. Можно лишь определить изменение внутренней энергии при переходе из одного состояния в другое. ∆U можно измерить с помощью теплоты и работы. Q=∆U+A – первый закон т/д явл формой выражения закона сохранения энергии, кот гласит: «Теплота, поглощаемая системой, расходуется на увеличение внутренней энергии и на совершение системой механической энергии.

Энтальпия системы H=U+PV зависит от кол-ва в-ва, поэтому ее изменение обычно относят к 1 молю и выражается как кДж/моль. Энтальпия явл ф-ией состояния системы и характеризует энергетическое состояние в-ва.

44Термодинамические величины. Энтропия и энергия Гиббса. Энтропия S – т/д-ая ф-ия состояния, являющаяся мерой неупорядочной системы. Одно и то же макросостояние системы может сущ-ть при различном распределении энергии между отдельными мол-лами, т.е момтоять из большого числа микросостояний. Т/д-ая вероятность системы W представляет собой число микросостояний, с помощью кот может осущ-ся данное макросостояние. При темп-ре =0 для всех в-в сущ-ет только 1 возможность расстановки ч-ц, т.е когда W=1, S=0, поэтому энтропия имеет абсолютное значение, т.к число ч-ц в системе огромно, поэтому пользуются логарифмом т/д-ой вероятности S=K*lnW, K=R/N_A --- 2 закон т/д.

Энергия Гиббса - величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции. ∆G= ∆H-T ∆S. Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным T ΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж).

1. 45 Растворы. Характеристика растворов. Растворами называются гомогенные системы переменного состава, в которых растворенное вещество находится в виде атомов, ионов или молекул, равномерно окруженных атомами, ионами или молекулами растворителя. Любой раствор состоит по меньшей мере из двух веществ, одно из которых считается растворителем, а другое - растворенным веществом. Растворителем считается компонент, агрегатное состояние которого такое же, как и агрегатное состояние раствора. Деление это довольно условно, а для веществ, смешивающихся в любых соотношениях (вода и ацетон, золото и серебро), лишено смысла. В этом случае растворителем считается компонент, находящийся в растворе в большем количестве. Состав растворов может меняться в довольно широких пределах, в этом растворы сходны с механическими смесями. По другим признакам, таким как однородность, наличие теплового эффекта и окраски растворы сходны с химическими соединениями. Растворы могут существовать в газообразном, жидком или твердом агрегатном состоянии. Воздух, например, можно рассматривать как раствор кислорода и других газов в азоте; морская вода - это водный раствор различных солей в воде. Металлические сплавы относятся к твердым растворам одних металлов в других. Растворение веществ является следствием взаимодействия частиц растворяемого вещества и растворителя. В начальный момент времени растворение идет с большой скоростью, однако по мере увеличения количества растворенного вещества возрастает скорость обратного процесса - кристаллизации. Кристаллизацией называется выделение вещества из раствора и его осаждение. В какой-то момент скорости растворения и осаждения сравняются и наступит состояние динамического равновесия. Раствор, в котором вещество при данной температуре уже больше не растворяется, или иначе, раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом, называется насыщенным. Для большинства твердых веществ растворимость в воде увеличивается с повышением температуры. Если раствор, насыщенный при нагревании, осторожно охладить так, чтобы не выделялись кристаллы, то образуется пересыщенный раствор. Пересыщенным называется раствор, в котором при данной температуре содержится большее количество растворенного вещества, чем в насыщенном растворе. Пересыщенный раствор крайне нестабилен и при изменении условий (энергичное встряхивание или внесение активных центров кристаллизации - кристалликов соли, пылинок) образуется насыщенный раствор и кристаллы соли. Раствор, содержащий меньше растворенного вещества, чем насыщенный, называется ненасыщенным раствором.

46

47

48,49 Теория электролитической диссоциации. Растворы всех веществ можно разделить на две группы: электролиты-проводят электрический ток, неэлектролиты-проводниками не являются. Это деление является условным, потому что все растворы веществ проводят электрический ток, все они в той или иной мере растворяются в воде и распадаются на катионы (положительно заряженные ионы) и анионы (отрицательно заряженные ионы). Следует различать настоящие и потенциальные электролиты. Настоящие электролиты находятся в виде ионов уже в индивидуальном состоянии, т.е. до того, как они будут расплавлены или переведены в раствор. К настоящим электролитам относятся все типичные соли, которые в твёрдом состоянии образуют ионную кристаллическую решётку (например NaCl, K₂SO₄ и т.д.) Потенциальные электролиты в индивидуальном состоянии ионов не содержат, но образуют их при переходе вещества в раствор. К ним относятся вещества, состоящие из молекул с сильно полярными связями (например HCl).  К неэлектролитам относится большая часть органических соединений, например диэтиловый эфир, бензол, глюкоза, сахароза.  Заряженные частицы появляются только в растворах и расплавах веществ вследствие электролитической диссоциации. Электролитическая диссоациация-это процесс распада веществ на ионы при растворении или расплавлении.  Следовательно, в результате диссоциации в растворе появляются ионы, которые являются предпосылкой для появления у раствора или расплава такого физического свойства как электропроводимость. Как же происходит процесс растворения?. Разрушение ионной кристаллической решётки происходит под воздействием растворителя, например воды. Полярные молекулы воды настолько снижают силы электростатического притяжения между ионами в кристаллической решётке, что ионы становятся свободными и переходят в раствор. При расплавлении , когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов. Теорию электролитической диссоциации создал в 1884-1887 гг. шведский химикАррениус .Эта классическая теория позволила как электропроводимость расплавов и растворов, так и протекание химических реакций в растворах между расплавленными или растворёнными веществами.