Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
shpory_k_ekzamenu(1).docx
Скачиваний:
138
Добавлен:
22.02.2016
Размер:
150.93 Кб
Скачать

9. Водородная связь. Особые свойства воды и некоторых других соеди­нений, способных образовывать водородную связь.

Возникновение водородной связи можно в первом приближении объяснить действием электростатических сил. Так, при образова­нии полярной ковалентной связи между атомом водорода и ато­мом фтора, который характеризуется высокой электроотрицатель­ностью, электронное облако, первоначально принадлежавшее атому водорода, сильно смещается к атому фтора. В результате атом фтора приобретает значительный эффективный отрицатель­ный заряд, а ядро атома водорода (протон) с «внешней» по отно­шению к атому фтора стороны почти лишается электронного облака. Между протоном атома водорода и отрицательно заряжен­ным атомом фтора соседней молекулы HF возникает электроста­тическое притяжение, что и приводит к образованию водородной связи. Это обусловлено тем, что, обладая ничтожно малыми раз­мерами и, в отличие от других катионов, не имея внутренних элек­тронных слоев, которые отталкиваются отрицательно заряжен­ными атомами, ион водорода (протон) способен проникать в элек­тронные оболочки других атомов.

Из сказанного ясно, что условием образования водородной связи является высокая электроотрнцательность атома, непосред­ственно связанного в молекуле с атомом водорода. Только при этом условии электронное облако атома водорода достаточно сильно смещается в сторону атома-партнера, а последний приобре­тает высокий эффективный отрицательный заряд. Именно поэтому водородная связь характерна для соединения самых электроотри­цательных элементов: сильнее всего она проявляется у соединений фтора и кислорода, слабее — у соединений азота и еще слабее — у соединений хлора и серы.

Энергия водородной связи значительно меньше энергии обыч­ной ковалентной связи (150—400 кДж/моль). Она равна примерно 8 кДж/моль у соединений азота и достигает около 40 кДж/моль у соединений фтора. Однако этой энергии достаточно, чтобы вы­звать ассоциацию молекул, т. е. их объединение в димеры (удвоенные молекулы) или полимеры, которые в ряде случаев су­ществуют не только в жидком состоянии вещества, но сохраняются и при переходе его в пар. Именно ассоциация молекул, затруд­няющая отрыв их друг от друга, и служит причиной аномально высоких температур плавления и кипения таких веществ, как фтороводород, вода, аммиак. Другие особенности этих веществ, обусловленные образованием водородных связей и ассоциацией молекул, будут рассмотрены ниже, при изучении отдельных сое­динений.

Водородная связь служит причиной некоторых важных особен­ностей воды — вещества, играющего огромную роль в процессах, протекающих в живой и неживой природе. Она в значительной мере определяет свойства и таких биологически важных веществ, как белки и нуклеиновые кислоты.

10.Донорно-акдепторная связь. Комплексные соединения. Комплексообразователь и лиганды. Заряд комплексообразователя и координацион­ной сферы. Координационное число константы нестойкости.

Знакомясь с элементами подгруппы меди, мы видели, что ионы этих элементов способны присоединять к себе другие ионы или нейтральные молекулы (например, NH3), образуя более сложные комплексные ионы. При связывании последних ионами противопо­ложного знака получаются различные комплексные соединения.

Комплексные соединения составляют наиболее обширный и разнообразный класс неорганических веществ. К ним принадлежат также многие металлорганические соединения (см. § 163), связы­вающие воедино ранее разобщенные неорганическую химию и органическую химию. Многие комплексные соединения —витамин Bi2, гемоглобин, хлорофилл и другие — играют большую роль в фи­зиологических и биохимических процессах. Согласно координационной теории, в молекуле любого комплексного соеди­нения один из ионов, обычно положительно заряженный, занимает центральное место и называется комплексообразователем или центральным ионом. Вокруг него в непосредствен­ной близости расположено или, как говорят, координировано некоторое число противоположно заряженных ионов или электро­нейтральных молекул, называемых лигандами (или аддендами) и образующих внутреннюю координационную сферу соединения. Остальные ионы, не разместившиеся во внутренней сфере, находятся на более далеком расстоянии от центрального иона, составляя внешнюю координационную сферу. Число лигандов, окружающих центральный ион, называется «координационным числом».

Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов составляющих его простых ионов

[Ag(NH3)2]+ + I ------> AgI + 2NH,

2[Ag(NH3)2]+ + H2S —> Ag2S +2NH,+2NH4+

Диссоциация ионов [Ag(NH3)2]+, согласно приведенному выше уравнению, как и диссоциация всякого слабого электролита, под­чиняется закону действия масс и может быть охарактеризована соответствующей константой равновесия, называемой констан­той нестойкости комплексного иона:

.

11.Межмолекулярное взаимодействие. Ван-дер-Ваальсовы силы. Типы межмолекулярного взаимодействия (ориентационное, индукционное и дисперсионное). Влияние сил межмолекулярного взаимодействия на свойства веществ.

Силы, удерживающие частицы жидкости или твердого тела друг около друга,

имеют электрическую природу. Но в зависимо­сти от того, что представляют собой частицы —являются ли они атомами металлического или неметаллического элемента, ионами или молекулами, — эти силы существенно различны.

Если вещество построено из атомов, но не является металлом, то его атомы обычно связаны друг с другом ковалентной связью. Если вещество — металл, то часть электронов его атомов стано­вятся общими для всех атомов; эти электроны свободно движутся между атомами, связывая их друг с другом. Если вещество имеет ионное строение, то образующие его ионы удерживаются друг около друга силами электростатического притяжения. О ковалент­ной и ионной связи говорилось в главе IV. О связи между части­цами в металлах рассказывается в главе XVI. В веществах с мо­лекулярной структурой имеет место межмолекулярное взаи­модействие.

Силы межмолекулярного взаимодействия, называемые также силами Ван-дер-Ваальса, слабее ковалентных сил, но проявляются на больших расстояниях. В основе их лежит электростатическое взаимодействие диполей, но в различных веществах механизм возникновения диполей различен.

Если вещество состоит из полярных молекул, например, моле­кул НО или НС1, то в конденсированном состоянии соседние мо­лекулярные диполи ориентируются друг по отношению к другу противоположно заряженными полюсами, вследствие чего наблю­дается их взаимное притяжение. Такой вид межмолекулярного взаимодействия называется ориентационным взаимодей­ствием. Тепловое движение молекул препятствует взаимной ори­ентации молекул, поэтому с ростом температуры ориентационный эффект ослабевает.

В случае веществ, состоящих из неполярных, но способных к поляризации молекул, например, СО, наблюдается возникнове­ние наведенных или индуцированных диполей. Причина их появления обычно состоит в том, что каждый атом создает вблизи себя электрическое поле, оказывающее поляризующее дей­ствие на ближайший атом соседней молекулы. Молекула поляри­зуется, и образовавшийся индуцированный диполь в свою очередь поляризует соседние молекулы. В результате происходит взаимное притяжение молекул друг к другу. Это индукционное взаимо­действие наблюдается также и у веществ с полярными молекула­ми, но при этом оно обычно значительно

слабее ориентационного.

Относительная величина рассмотренных видов межмолекуляр­ных сил зависит от полярности и от поляризуемости молекул ве­щества. Чем больше полярность молекул, тем больше ориентационные силы. Чем больше деформируемость, тем слабее связаны внешние электроны атомов, т. е. чем эти атомы крупнее, тем зна­чительнее дисперсионные силы. Таким образом, в ряду однотип­ных веществ дисперсионное взаимодействие возрастает с увели­чением размеров атомов, составляющих молекулы этих веществ. Например, в случае НС1 на долю дисперсионных сил приходится

81 % всего межмолекулярного взаимодействия, для НВr эта ве­личина составляет 95%, а для HI 99,5%. Индукционные силы почти всегда малы.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]