2. Эффективные заряды атомов в молекулах. Электрический момент. Постоянные и наведенные диполи. Дисперсионное, ориентационное и индукционное взаимодейтсвие.
ЭФФЕКТИВНЫЙ ЗАРЯД АТОМА, характеризует разность между числом электронов, принадлежащих данному атому в хим. соед., и числом электронов своб. атома. Для оценок эффективный заряд атома используют модели, в к-рых экспериментально определяемые величины представляют как ф-ции точечных неполяризуемых зарядов, локализованных на атомах; напр., дипольный момент двухатомной молекулы рассматривают как произведение эффективный заряд атома на межатомное расстояние.
Диполь - полярная мол-а, совок-ть 2 равных по абсолютной величине разноимённых зарядов, наход-ся на некотором рас-ии друг от друга. Основной характ-ой электр-го Диполя является его дипольный момент - вектор, направленный от отриц-ого заряда к полож-му и численно равный произведению заряда е на расстояние l между зарядами: р = el.
Постоянный диполь – совок-сть периодически быстро меняющихся по величине и направлению мгновенных микродиполей.
Наведенные диполи – диполь, возникший под действием внешнего электрического поля/
Ориентационное взаим-ие - Полярные молекулы, в которых центры тяжести положит-го и отриц-го зарядов не совпадают, например HCl, H2O, NH3, ориентируются таким образом, чтобы рядом находились концы с противоположными зарядами. Между ними возникает притяжение.
Индукционное взаимод-ие - Если рядом с полярной молекулой окажутся полярные с неполярными, она начнет влиять на них. Поляризация нейтральной частицы под действием внешнего поля (наведение диполя) происходит благодаря наличию у молекул свой-а поляризуемости γ. Постоянный диполь может индуцировать дипольное распределение зарядов в неполярной молекуле. Под действием заряженных концов полярной молекулы электронные облака неполярных молекул смещаются в сторону положит-го заряда и подальше от отриц-го. Неполярная молекула становится полярной, и молекулы начинают притягиваться друг к другу, только намного слабее, чем две полярные молекулы.
Дисперсионное взаим-ие - Между неполярными молекулами также может возникнуть притяжение. Электроны, которые находятся в постоянном движении, на миг могут оказаться окажется сосредоточенными с одной стороны молекулы, то есть неполярная частица станет полярной. Это вызывает перераспределение зарядов в соседних молекулах, и между ними устанавливаются кратковременные связи
3. Кислоты и основания. Кислотно-основные свойтсва по Аррениусу, Бренстеду-Лоури и Льюису.
Теория Аррениуса: Кислоты- электролиты, при дисс-ции (ионизации) к-ых образуются катионы водорода (протоны) и анионы кис-го остатка. HnK = nH+ + Kn- Примеры: HCl = H+ + Cl-
Важно: Следует отметить, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато!
Основания- электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла (или аммония) и гидроксид-анионы. Me(OH)n = Men+ + nOH- Примеры: NaOH = Na+ + OH- Важно: Многокислотные основания так же как многоосновные кислоты диссоциируют ступечато!
Вывод: согласно теории Аррениуса кислотные свойства обусловлены отдачей молекулой вещества протонов, а основные свойства отдачей гидроксо-анионов. Взаимодействие кислоты и основания при этом сводится к связывании протонов и гидроксо-анионов в молекулы воды. H+ + OH- = H2O
Теория Бренстеда-Лоури (протонная теория, теория сопряженных кислот-оснований
Кислоты- вещества, способные отщеплять протоны. Основания- вещества, способные принимать протоны.
При взаимодействии кислоты и основания, кислота отдаёт свои протоны, а основание их принимает (связывает). При этом кислота переходит в сопряжённое её основание (более слабое), а основание переходит в сопряжённую ему кислоту (более слабую).
Кислота + Основание = Сопряжённая кислота + Сопряжённое основание
HCl + H2O = H3O + Cl-
кис-та основание сопряж. кис-та сопряж. основание
Теория Льюиса (Электронная Теория Кислот-Оснований) Кислота- вещество, способное принять электронную пару с образованием ковалентной связи (акцептор неподелённой электронной пары, кислота Льюиса). Основание- вещество, способное предоставить электронную пару для образования ковалентной связи (донор неподелённой электронной пары, основание Льюиса).
Взаим-ие кислоты с основанием сводится к перераспределению между ними электронных пар.
К примеру протон является кислотой, поскольку ему не хватает электронов и требуется электронная пара для образования устойчивой электронной оболочки.
Аммиак является основанием, так как на атоме азота имеется неподелённая электронная пара.
Билет 7