Неполярная и полярная ковалентная связь

В образовании ковалентной связи участвуют электронные облака двух атомов. а) Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметалла одного и того лее химического элемента. Такую связь имеют простые вещества, например О2; N2; C12. Каждый атом неметалла отдает в общее пользование другому атому наружные не спаренные электроны. Образуются общие электронные пары. Электронная пара принадлежит в равной мере обоим атомам. Можно привести схему образования молекулы водорода: H•+•H=H:H (на схеме электроны обозначены точками).б) Ковалентная полярная связь образуется между атомами различных неметаллов. Каждый атом неметалла отдает в общее пользование другому атому свои наружные не спаренные электроны. Образуются общие электронные пары. Общая электронная пара смещена к более электроотрицательному элементу. Схематично образование ковалентной полярной связи в молекуле НС1 можно изобразить так:

Способы выражения ковалентной связи.

Существуют два главных способа образования ковалентной связи .

1) Электронная пара, образующая связь, может образоваться за счет неспаренных электронов, имеющихся в невозбужденных атомах.

Однако число ковалентных связей может быть больше числа неспаренных электронов. Например, в невозбужденном состоянии (которое называется также основным состоянием) атом углерода имеет два неспаренных электрона, однако для него характерны соединения, в которых он образует четыре ковалентные связи. Это оказывается возможным в результате возбуждения атома. При этом один из s-электронов переходит на p-подуровень:

2) Ковалентные связи могут образовываться за счет спаренных электронов, имеющихся на внешнем электронном слое атома. В этом случае второй атом должен иметь на внешнем слое свободную орбиталь. Например, образование иона аммония из молекулы аммиака и иона водорода можно отобразить схемой:

Направленность ковалентной связи

Направленность ковалентной связи является результатом стремления атомов к образованию наиболее прочной связи за счет возможно большей электронной плотности между ядрами. Это достигается при такой пространственной направленности перекрывания электронных облаков, которая совпадает с их собственной.

δ-связь осуществляется при перекрывании электронных облаков до линии соединяющих центры взаимодействующих атомов.s-s s-p p-p

π- связь осуществляется при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии соединяющих центры взаимодействующих атомов.p-p p-d d-d

Гибридизация атомных электронных орбиталей.

Гибридизация – процесс перестройки неравноценных по форме и энергии электронных облаков, ведущих к образованию одинаковых по тем же параметрам гибридных облаков

Рассмотрим в качестве примера гибридизации образование молекулы фторида бериллия BeF2 . Каждый атом фтора, входящий в состав этой молекулы, обладает одним неспаренным электроном,

который и участвует в образовании ковалентной связи. Атом бериллия в невозбужденном состоянии неспаренных электронов не имеет:

Поэтому для участия в образовании химических связей атом бериллия должен перейти в возбужденное состояние :

Ионная связь.

Ионная связь — очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Эти соединения характеризуется высокими темп. плавления и кипения. Прии растворении в воде появляются св-ва сильных электролитов.NaCl : 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 Зs2 3р5 Na. — l е —> Na+ Cl + 1е --> .Cl -

Водородная связь.

Водородная связь — форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N, O или F. Водородные связи могут быть межмолекулярными или внутримолекулярными.

Межмолекулярное взаимодействие

МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ, 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.

Превращения энергии при химических реакциях

При химических реакциях происходит взаимное превращение внутренней энергии веществ в тепловую, лучистую, электрическую или механическую энергии. Реакции, протекающие с выделением энергии, называют экзотермическими, а реакции, при которых энергия поглощается, — эндотермическими.

Термохимия

Раздел химии, посвященный количественному изучению тепловых эффектов реакций, получил название термохимии. ТЕРМОХИМИЯ, раздел химической термодинамики, включающий определение теплового эффекта реакции и установление его зависимости 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.

Результаты термохимических измерений — тепловые эффекты реакций — принято относить к одному молю образующегося вещества. Количество теплоты, которое выделяется при образовании одного моля соединения из простых веществ, называется теплотой образования данного соединения. Например, выражение «теплота образования жидкой воды равна 258,8кДж/моль означает, что при образовании 18 г жидкой воды из 2 г водорода и 16 г кислорода выделяется 258,8кДж.

Скорость 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

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Этот закон открыт опытным путем К. Гульдбергом и П. Вааге (Норвегия) в 1867 г.

Зависимость скорости реакции от температуры и от природы реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции от температуры. Для большинства реакций справедливо правило Вант-Гоффа: Повышение температуры на 10К увеличивает скорость большинства реакций в 2-4 раза:      Например, если температурный коэффициент равен 2,9, то при возрастании температуры на 100 градусов скорость реакции увеличивается в 2,9¹⁰, т. е. приблизительно в 50 000 раз.

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,

2Na+2H2O=2NaOH+H2 2K+2H2O=2KOH+H2 Скорость реакции" б" больше чем "а" , так как калий активнее натрия.

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.

Необратимые и обратимые реакции.

Все химические реакции можно разбить на две группы: необратимые и обратимые реакции. Необратимые реакции протекают до конца — до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Обратимые реакции протекают не до конца: при обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это различие связано с тем, что необратимая реакция может протекать только в одном направлении. Обратимая же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях. необратимая обратимая

Факторы, определяющие направление протекания химических реакций.

Химические процессы должны протекать в направлении уменьшения внутренней энергии системы, т.е. в направлении, отвечающему положительному тепловому эффекту реакции.

Вторым фактором, влияющим на направленность химических реакций является принцип направленности процессов наиболее вероятному состоянию, т.е. при химических реакциях, в силу принципа направленности процессов минимуму внутренней энергии, атомы соединяясь в молекулы, при образовании которых выделяется наибольшее количество энергии.

Тенденция к переходу в состояние с наименьшей внутренней энергией проявляется при температуре в одинаковой степени. Тенденция к достижению наиболее вероятного состояния проявляется тем сильнее, чем выше температура. При низких температурах в большинстве случаев практически сказываются только влияние первой из этих тенденций, в результате чего самопроизвольно протекают экзотермические процессы. По мере возрастания температуры равновесие в химических системах всё больше и больше сдвигается в сторону реакции разложения или увеличения числа состояний атомов. При этом каждой температуре отвечает состояние равновесия, характеризующееся определённым соотношением концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции

Термодинамические величины. Внутренняя энергия и энтальпия.

Внутренняя энергия представляет собой способность системы к совершению работы или передаче теплоты, можно определить ее изменение при переходе из одного состояния в другое. Изменение внутренней энергии можно измерить с помощью теплоты и работы.

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.

Термодинамические 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 молями, т.е состоять 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*lgW, K=R/NA --- 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).

Растворы. Характеристика растворов.

Раствором называется твердая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов (составных частей), относительные количества которых могут изменяться в широких пределах.CaCl2

Спсобы выражения состава растворов

Массовая доля(проц) mв/mр*100%

Пример: пусть m(CaCl₂) = 100 г m(Ca)=10, тогда C(CaCl₂) = (10/100) ґ 100% = 10%.

Молярная доля

Молярная концентрация Сm=m*1000/M*V 2л раствора содер 16г CuSO4, Cm=16*1000/160*2000=0.05

Моляльная концентрация Cm=m*1000/M*m(H2O) 2кг раствора содержит 16г CuSO4, Cm= 16*1000/160*2000=0.005

Эквивалентная или нормальная концентрация Cнщ*Vщ=Снк*Vк Для нейтрализ 30мл 0,1н щелочи потребов 12мм раствора кислоты Снк=30*0,1/12=0,25

Особености растворов солей, кислот и оснований

Для солей, кислот и щелочей осмотическое давление, понижение давления пара, изменения температур кипения и замерзания всегда больше, чем это отвечает концентрации раствора.

Например, понижение температуры замерзания раствора, содержащего 1 г NaCl в 100 г воды, почти вдвое превышает t_зам , вычисленное по закону Рауля. Ванг-Гофф ввел поправочный коэффициент i.

Водные растворы солей, кислот и оснований обладают еще одной особенностью — они проводят электрический ток. При этом большинство твердых солей и основании в безводном состоянии, а также безводные кислоты обладают очень слабой электрической проводимостью; плохо проводит электрический ток и вода. Очевидно, что при образовании растворов подобные вещества претерпевают какие-то изменения, обусловливающие возникновение высокой электрической проводимости. Как мы увидим ниже, эти изменения заключаются в диссоциации соответствующих веществ на ионы, которые и служат переносчиками электрического тока.