- •Российский национальный исследовательский
- •1. Некоторые основные понятия и законы химии
- •2. Энергетика химических реакций
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •3. Химическое равновесие
- •3.1. Основные понятия и признаки химического равновесия
- •3.2. Смещение химического равновесия
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •4. Растворы
- •4.1. Основные понятия. Образование растворов
- •4.2. Способы выражения состава растворов
- •Задачи для самостоятельного решения
- •5. Равновесия в растворах электролитов
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •6. Растворы сильных электролитов
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •7. Буферные растворы
- •7.1. Основные понятия
- •7.2. Свойства буферных растворов
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •8. Равновесия в системе осадок― раствор
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •9. Строение атома
- •Принципы заполнения атомных орбиталей электронами
- •Упражнения для самостоятельного решения
- •10. Окислительно - восстановительные реакции
- •Окислители и восстановители
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •Влияние среды реакции
- •Основные схемы электронно-ионных полуреакций в различных средах
- •Влияние среды на состав продуктов реакции
- •Влияние концентрации на состав продуктов реакции
- •Реакции самоокисления-самовосстановления
- •Окислительно-восстановительные реакции с участием органических веществ.
- •Упражнения для самостоятельного решения
- •11. Химическая связь
- •11.1. Ковалентная связь Метод валентных связей
- •Механизмы образования химической связи
- •Гибридизация атомных орбиталей и геометрия молекул
- •Делокализованная π-связь
- •Метод молекулярных орбиталей
- •Энергетические диаграммы двухатомных частиц, образованных элементами первого периода
- •Гетероядерные двухатомные молекулы образованные элементами разных периодов.
- •Энергетические диаграммы двухатомных частиц, образованных элементами второго периода
- •Многоатомные молекулы
- •Свойства ковалентной связи
- •Насыщаемость
- •Направленность связи
- •Длина и энергия связи
- •Полярность связи
- •11.2. Ионная связь
- •Поляризация и поляризуемость ионов
- •Б) протон, внедряясь в кислородный анион, снижает его заряд и уменьшает деформируемость; поэтому hco3- и hso3- менее устойчивы, чем co32- и so32-
- •Влияние водородной связи на физические и химические свойства водородных соединений.
- •Эти связи часто образуются в хелатных комплексах, как, например, в бис(диметилглиоксимато)никелеIi(см.Рис.29).
- •11.4. Металлическая связь
- •11.5. Межмолекулярные взаимодействия
- •11.6. Химическая связь в твердых телах
- •Упражнения для самостоятельного решения
- •12. Комплексные соединения
- •12.1. Основные понятия
- •12.2. Строение комплексных соединений
- •12.3. Природа химической связи в комплексных соединениях
- •Теория кристаллического поля
- •Теория поля лигандов
- •12.4. Устойчивость комплексных соединений
- •12.5. Свойства комплексных соединений Окраска комплексных соединений
- •Магнитные свойства комплексных соединений
- •Кислотно-основные свойства комплексных соединений
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •Приложение
- •Содержание
Б) протон, внедряясь в кислородный анион, снижает его заряд и уменьшает деформируемость; поэтому hco3- и hso3- менее устойчивы, чем co32- и so32-
в) второй протон делает частицу ещё менее устойчивой, поэтому H2CO3 и H2SO3легко теряют воду.
Это также является одной из причин, почему кислородсодержащие кислоты — более сильные окислители, чем их соли.
Деформируемость электронной оболочки влияет и на оптические свойства соединений Поглощение лучей связано с возбуждением внешних электронов. Электронные переходы отвечают тем меньшим энергиям, чем более поляризуема частица. Если частица малополяризуема, то возбуждение требует больших энергий, им отвечаеют ультрафиолетовые лучи. Если частица легко поляризуется, то возбуждение требует квантов небольшой энергии, им отвечает видимая часть спектра. В этом случае вещество окрашено. Так, PbI2 имеет жёлтую окраску, а CaI2 — бесцветен. Среди сульфидов металлов встречается гораздо больше окрашенных соединений, чем среди оксидов. В ряду PbCl2 – PbBr2– PbI2 окраска соли углубляется.
11.3. Водородная связь
Водородная связь является особым видом химической связи. Известно, что атом водорода способен соединятся одновременно с двумя другими атомами, входящими в состав разных молекул или одной и той же молекулы, т.е у водорода в данном случае координационное число равно двум. Атом водорода ковалентно, связанный с атомом элемента А, обладающим высокой электроотрицйательностью, образует вторую связь с отрицательно поляризованным атомом В. В роли А и В выступают атомы F,O,N, реже Cl и S.
Вследствие большой разницы в ЭО химические связи H–F, H–O, H–N сильно поляризованы. Поэтому атом водорода имеет положительный эффективный заряд (δ+), а на атомах А F, O и N находится избыток электронной плотности, и они заряжены отрицательно (δ-). Вследствие кулоновского притяжения происходит взаимодействие положительно заряженного атома водорода одной молекулы с электроотрицательным атомом другой молекулы. Из-за очень малого размера положительно поляризованного атома водорода и его способности глубоко внедряться в оболочку соседнего (ковалентно с ним не связанного отрицательно поляризованного атома) — образуется водородная связь.
Таким образом, при возникновении водородной связи проявляется как электростатическое, так и донорно-акцепторное взаимодействие.
Водородная связь появляется тем сильнее, чем больше элетроотрицательность атома-партнёра и чем меньше его размеры. В общем случае энергия водородной связи зависит как от вида и состояния атома-партнёра(А), так и от того, с какими атомами(В) последний соседствует. По прочности водородная связь на порядок слабее ковалентной связи, но превосходит вандер-ваальсово взаимодействие. Так, энергия водородной связи H…F равна ≈ 40кДж/моль, а связи H…O ≈ 20кДж/моль.
Водородная связь по прочности превосходит вандерваальсовское взаимодействие и её энергия составляет 8–40кДж/моль, но обычно на порядок слабее ковалентной связи. Например, Есвязи (в кДж/моль) для Н2, О2 и Cl2 равна соответственно 436,0; 498,4; 239,2. а энергия наиболее прочных водородных связей, которые имеют соединения фтора и кислорода, равны: Есвязи H…F ≈ 40кДж/моль, а Есвязи H…O ≈ 20кДж/моль.
Соседство электроотрицательных атомов может активизировать к образованию водородной связи и атомы СН-групп, хотя электроотрицательности углерода и водорода почти одинаковы. Этим объясняется возникновение водородных связей, например, в таких соединениях, как HCN,CF3H.
Образование водородной связи, несмотря на её низкую энергию, процесс энергетически выгодный, протекает без разрушения молекул (следовательно, характеризуется низкой энергией активации). Поэтому водородная связь легко реализуется, весьма распространена и свойственна всем агрегатным состояниям.