11)Межмолекулярные взаимодействия, их типы, характеристика.

Ответ: Межмолекулярное взаимодействие (ММВ) – Ван-дер-Ваальсова связь. В зависимости от внешних условий вещества могут находиться в: жидком, твёрдом и газообразном состоянии (четвёртое состояние – плазма – появляется при Т= 5000 C^O в результате термического разложения молекул). Одно агрегатное состояние вещества отличается от другого характеристикой взаимодействия молекул друг с другом природой притяжения молекул во всех агрегатных состояниях. Типы сил взаимодействия: 1)Ориентационная – существует между полярными молекулами (притяжение типа постоянный диполь). 2)Индукционное (деформационное) – между полярными и неполярными молекулами, притяжение типа постоянный диполь – индуцированный диполь. 3)Дисперсионное взаимодействие – между неполяризованными молекулами (притяжение типа мгновенный диполь – индуцированный диполь). При вращательном движении электрона и комбинировании движения ядер в некотором атоме происходим временное смещение некоторых электронных орбит ядра, то есть временное возникновение диполей, эти мгновенные диполи взаимодействуют друг с другом (жидкий аргон). 4)По прочности: Eор>Eинд>Eдисп. Eсв(ммв)=8-47 кДж/моль. Eсв(кс)=125-420 кДж/моль.

12)Донорно-акцепторная связь. Водородная связь.

Ответ: ДА-связь (Донорно-акцепторная связь). ДА-связь возникает между атомами А и В в том случае если атом В имеет – свободную не поделенную пару электронов, которую он отдаёт в общее пользование атому А, имеющего свободную орбиталь. Пример: Соединения в которых действует одна или несколько ДА-связей – называются комплексными. Комплексное образование (акцепторные элементы) могут быть: а)ионы d-металлов Ag⁺ Сu⁺² Pt⁺⁴; б)нейтральные d-металлы Fe; Mn; Mo; в)атомы неметаллов с положительностью степенью окисления: B⁺³, P⁺⁵. Лигандами (донорами) – могут быть: а)отрицательно заряженные ионы: OH^-, Cl^-, Br^-, CN^-, S^2-, SO4^2-, NO₂^- и другие кислотные остатки. б)нейтральные полярные молекулы: H₂O, NH₃, PH₃, CO, NO. Число показывающее сколько лигандов присоединяется к комплексному образованию – называет координационным числом последнего КЧ=1-12 (чаще 4 и 6). Пример: Записана формула комплексного соединения состава: PtCl₄*2NH₃*3H₂O (КЧ=6) [Pt(NH₃)₂(H₂O)₃Cl]Cl₃ Молекула комплексного соединения (иона) в целом электро нейтральна, то есть заряд внешней сферы равен заряду внутренней сферы с обратным знаком. Заряд внутри сферы (w) равен сумме заряда комплекса образовательного и легенды: w=Z_k+Z_N Пример №1: Пример2: Комплексное соединение будучи сильными электролитами легко диссоциируется в водных растворах но внутреннюю сферу комплексного ион и внешнюю сферу: Внутренняя же сфера (комплексный ион) очень значительно диссоциируется на комплекс образовательный и легенды то есть является слабым электролитом. Устойчивость комплексного иона характеризует К (нестойкости): или больше Кнест. Тем меньше прочности комплексного иона.

Дативная вязь – это такая связь, когда одна частица является одновременно и донором и акцептором электрона. Водородная связь: Давно было замечено что соединения в которых атом водорода непосредственно связан с: N, O, F (Сl) – обладает рядом аномальным свойств. Это проявляется в температуре плавления, температуре кипения подобных соединений. Например соединение водорода с элементами 6 группы. Известно, что среди однотипных соединений одной подгруппы температура плавления, температура кипения – зависят от молярной массы соединения, чем она больше тем больше температура плавления и температура кипения. Эти и другие особенности подобных соединений объясняются способностью атома водорода (H) соединённого с атомом сильно электроотрицательного элемента, к образованию ещё одной химической связи с другим подобным атомом другой молекулы – такая связь называется – водородной связью (HF). При взаимодействии H+F атом F оттягивает на себя электронное облаком с атомом водорода (H), приобретая при этом дополнительный отрицательный заряд. А ядро атома водорода с внешней стороны лишается электронного облака (оголяется). Теперь этот протон электрически взаимодействует с электронной оболочкой соседней молекулы HF, и внедряется в её, образуя водородную связь. Такая связь характеризуется только для атомов H, т.к. все другие атомы имеют внутренние электрические слои, играющие экранирующую роль. Водородная связь менее прочна, чем ковалентная связь. Eкс=125-420 кДж/моль; Eвс=15-40 кДж/моль. Однако этой энергии недостаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекулы, то есть их объединение, в димеры, тримеры, тетромеры… Именно ассоциация молекулы затрудняющая их отрыв друг от друга и служит причиной аномально высокой Tплавления и Tкипения таких соединений как: HF, H₂O, NH₃. Водородная связь как менее прочна чем ковалентная связь обозначается точками: