Ответы на вопросник 14-31. Химическая связь, осуществляемая общими электронными, парами называется атомной или ковалентной
 Скачать 130.5 Kb.
|
|
14. Основные характеристики ковалентной связи. Длина и энергия связи. Насыщаемость и направленность. Кратность связи. Сигма - и пи- связи. - Химическая связь, осуществляемая общими электронными, парами называется атомной или ковалентной. Каждая ковалентная химическая связь имеет определенные качественные или количественные характеристики. К ним относятся: - Длина связи - Энергия связи - Насыщаемость - Направленность связи - Полярность связи - Кратность связи - Длина связи – расстояние между ядрами связанных атомов. Она зависит от размеров атомов и от степени перекрывания их электронных оболочек. Длина связи определяется порядком связи: чем выше порядок связи, тем меньше ее длина. Энергия связи – это энергия, которая выделяется при образовании молекулы из одиночных атомов. Она выражается обычно в Дж/моль (или кал/моль). Энергия связи определяется порядком связи: чем больше порядок связи, тем больше ее энергия. Энергия связи является мерой её прочности. Её величина определяется работой, необходимой для разрушения связи, или выигрышем в энергии при образовании вещества из отдельных атомов. Более устойчива та система, которая содержит меньше энергии. Для двухатомных молекул энергия связей равна энергии диссоциации, взятой с обратным знаком. Если в молекуле соединяются более 2-х различных атомов, то средняя энергия связи не совпадает с величиной энергии диссоциации молекулы. Энергии связей в молекулах, состоящих из одинаковых атомов, уменьшаются по группам сверху вниз. По периоду энергии связей растут. - Насыщаемость – показывает, сколько связей может образовывать данный атом с другими за счет общих электронных пар. Она равна числу общих электронных пар, которыми данный атом соединен с другими. Насыщаемость ковалентной связи – это способность атома участвовать в образовании ограниченного числа ковалентных связей. Направленность – это определенное взаимное расположение связывающих электронных облаков. Она приводит к определенному расположению в пространстве ядер химически связанных атомов. Пространственная направленность ковалентной связи характеризуется углами между образуемыми связями, которые носят название валентных углов. - Кратность связи. Определяется количеством электронных пар, участвующих в связи между атомами. Если связь образуется более чем одной парой электронов, то она называется кратной. С увеличением кратности связи увеличивается энергия и уменьшается длина связи. В молекулах с кратной связью отсутствует вращение вокруг оси. - Сигма - и пи-связи. Химическая связь обусловлена перекрыванием электронных облаков. Если это перекрывание происходит вдоль линии, соединяющей ядра атомов, то такая связь называется сигма-связью. Она может быть образована за счет s-s электронов, p-p электронов, s-p электронов. Химическая связь, осуществляемая одной электронной парой, называется одинарной. Одинарные связи – это всегда сигма-связи. Орбитали типа s образуют только сигма-связи. Но известно большое количество соединений, в которых есть двойные и даже тройные связи. Одна из них – сигма-связь, а другие называются пи-связями. При образовании таких связей перекрывание электронных облаков возникает в двух областях пространства, симметричных межъядерной оси. 15. Гибридизация атомных орбиталей на примере молекул: метана, хлорида алюминия, хлорида бериллия. Валентный угол и геометрия молекулы. Метод молекулярных орбиталей (МО ЛКАО). Энергетические диаграммы гомо- и гетеро-ядерных молекул (N2, Cl2, NH3, Be2). - Гибридизация. Новый набор смешанных орбиталей носит название гибридных орбиталей, а сам прием смешивания называется гибридизацией атомных орбиталей. Смешение одной s- и одной p-орбитали, как в BeCl2, называется sp-гибридизацией. В принципе, возможна гибридизация s-орбитали не только с одной, но и с двумя, тремя или нецелым числом p-орбиталей, так же, как и гибридизация с участием d-орбиталей. Рассмотрим линейную молекулу BeCl2. Атом бериллия в валентном состоянии способен к образованию двух связей за счет одного s- и одного p-электрона. Очевидно, что при этом должны получиться две разные по длине связи с атомами хлора, так как радиальное распределение этих электронов различно. Реальная же молекула BeCl2 симметрична и линейна, в ней две связи Ве—Сl совершенно одинаковы. Это значит , что они обеспечиваются одинаковыми по своему состоянию электронами, т.е. здесь атом бериллия в валентном состоянии имеет уже не один s- и один p-электрон, а два электрона, находящихся на орбиталях , образованных «смешением» s- и p-атомных орбиталей. Молекула метана будет иметь sp3-гибридизацию, а молекула хлорида алюминия – sp2-гибридизацию. Условия устойчивости гибридизации: 1) По сравнению с исходными орбитальными атомами, гибридные орбитали должны более плотно перекрываться. 2) В гибридизации принимают участие атомные орбитали, близкие по уровню энергии, следовательно, устойчивые гибридные орбитали должны образовываться в левой части периодической системы. 3)
- МО ЛКАО. Молекулярные орбитали можно рассматривать как линейную комбинацию атомных орбиталей. Молекулярные орбитали должны иметь определенную симметрию. При заполнении электронами атомных орбиталей необходимо учитывать правила: 1. Если атомная орбиталь – некоторая функция, являющаяся решением Уравнения Шредингера и описывающая состояние электрона в атоме, метод МО так же является решением уравнения Шредингера, но для электрона в молекуле. 2. Молекулярная орбиталь находится в результате сложения или вычитания атомных орбиталей. 3. Молекулярные орбитали и их число равны сумме атомных орбиталей реагирующих атомов. Если решение для молекулярных орбиталей получено в результате сложения функций атомных орбиталей, то энергия молекулярных орбиталей будет ниже, чем энергия исходных атомных орбиталей. И такая орбиталь называется связывающей орбиталью. В случае вычитания функций молекулярная орбиталь имеет большую энергию, и она называется разрыхляющей. Имеются сигма- и пи-орбитали. Они заполняются согласно правилу Хунда. Число связей (порядок связи) равно разности между общим числом электронов, находящихся на связывающей орбитали, и числом электронов, находящихся на разрыхляющей орбитали, деленной на 2. В методе МО применяются энергетические диаграммы:  16. Поляризация связи. Дипольный момент связи. Характеристики взаимодействующих атомов: потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Степень ионности связи. - Дипольный момент — физическая величина, характеризующая электрические свойства системы заряженных частиц. В случае диполя (две частицы с разноимёнными зарядами) электрический дипольный момент равен произведению положительного заряда диполя на расстояние между зарядами и направлен от отрицательного заряда к положительному. Дипольный момент химической связи обусловлен смещением электронного облака в сторону одного из атомов. Связь называется полярной, если соответствующий дипольный момент существенно отличается от нуля. Возможны случаи, когда отдельные связи в молекуле полярны, а суммарный дипольный момент молекулы равен нулю; такие молекулы называются неполярными (напр., молекулы СО2 и CCl4). Если же дипольный момент молекулы отличен от нуля, молекула называется полярной. Например, молекула Н2О. Порядок величины дипольного момента молекулы определяется произведением заряда электрона (1,6.10-19 Кл) на длину химической связи (порядка 10-10 м). Химическая природа элемента обуславливается способностью его атома терять и приобретать электроны. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону. - Энергией ионизации атома называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома. Она выражается в килоджоулях на моль. Для многоэлектронных атомов энергии ионизации Е1, Е2, Е3, …, Еn соответствуют отрыву первого, второго и т.д. электронов. При этом всегда E1 - Сродство атома к электрону – энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому с превращением его в отрицательный ион. Сродство атома к электрону выражают в кДж/моль. Сродство к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации отрицательно заряженного иона и зависит от электронной конфигурации атома. Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы 7 группы. Сродства к электрону не проявляют атомы с конфигурацией s2 (Be, Mg, Ca) и s2p6(Ne, Ar, Kr) или наполовину заполненные p-подслоем (N, P, As). - Электроотрицательность - усредненная характеристика способности атома, находящегося в соединении, притягивать электрон. При этом пренебрегают разницей в состояниях атомов в различных соединениях. В отличие от потенциала ионизации и сродства к электрону, ЭО – не строго определенная физическая величина, а полезная условная характеристика. Наиболее электроотрицательный элемент – фтор. ЭО зависит от энергии ионизации и сродства к электрону. Согласно одному из определений ЭО атома может быть выражена как полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону. Элементу нельзя приписать постоянную ЭО. Она зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния элемента, типа соединения, в которое он входит, и пр. 17. Поляризационная способность и поляризующее действие. Объяснение некоторых физических свойств веществ с точки зрения этой теории. - Теория поляризации рассматривает все вещества чисто ионные. В отсутствие внешнего поля все ионы имеют сферическую форму. При сближении ионов поле катиона влияет на поле аниона, и они деформируются. Поляризация ионов – смещение внешнего электронного облака ионов относительно их ядра. Поляризация состоит из двух процессов:
Поляризуемость иона – мера способности электронного облака иона к деформации под влиянием внешнего электрического поля. Закономерности поляризуемости ионов:
- Поляризующее действие. Зависит от зарядов, размеров и строения внешнего электронного слоя. 1. Поляризующее действие катиона увеличивается с увеличением его заряда и уменьшением радиуса. Максимальное поляризующее действие характерно ля Катонов с малыми радиусами и большими зарядами, поэтому они образуют соединения ковалентного типа. Чем больше заряд, тем больше поляризующая связь. 2. Поляризующее действие катионов увеличивается при переходе о ионов с s-электронным облаком к неполному и к 18-электронному. Чем больше поляризующее действие катиона, тем больший вклад ковалентной связи. - Применение теории поляризации для объяснения физических свойств: Чем больше поляризуемость аниона (поляризующее действие катиона), тем более вероятно, что он образует ковалентную связь. Поэтому температура кипения и плавления у соединений с ковалентной связью будет меньше, чем у соединений ионной связью. Чем больше ионность связи, тем выше температура плавления и кипения. Деформация электронной оболочки оказывает влияние на возможность отражать или поглощать световые волны. Отсюда с позиции теории поляризации можно объяснить окраску соединений: белое – все отражает; черное – поглощает; прозрачное – пропускает. Это связано: если оболочка деформирована, то квантовые уровни электронов сближаются, уменьшая энергетический барьер, поэтому для возбуждения требуется малая энергия. Т.к. поглощение связано с возбуждением электронов, т.е. с переходом их на высоколежащие уровни, то при наличии высокой поляризации уже видимый свет может возбуждать внешние электроны и вещество окажется окрашенным. Чем выше заряд аниона, тем меньше интенсивность окраски. Поляризующее действие оказывает влияние на реакционную способность соединений, поэтому для многих соединений соли кослород-содержащих кислот более устойчивы, чем сами соли. Самое большое поляризующее действие у d-элементов. Чем больше заряд, тем больше поляризующее действие. 18. Ионная связь как предельный случай ковалентной полярной связи. Свойства веществ с различным типом связи. Природу ионной связи можно объяснить электростатическим взаимодействием ионов. Способность элементов образовывать простые ионы обусловлено структурой их атомов. Катионы легче всего образуют элементы с малой энергией ионизации, щелочные и щелочноземельные металлы. Анионы легче всего образуются p-элементами 7 группы, вследствие их высокого сродства к электрону. Электрические заряды ионов обуславливают их притяжение и отталкивание. Ионы можно представить как заряженные шары, силовые поля которых равномерно распределяются во всех направлениях в пространстве. Поэтому каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении. Ионная связь, в отличие от ковалентной, характеризуется ненаправленностью. Взаимодействие друг с другом ионов противоположного знака не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. В силу этого, они сохраняют способность притягивать ионы и по другим направлениям. Следовательно, в отличие от ковалентной, ионная связь характеризуется ненасыщаемостью. 19.Металлическая связь. Сходство и различие с ионной и ковалентной связями Металлическая связь – такая связь, в которой электроны каждого отдельного атома принадлежат всем атомам, находящемся в контакте. Разность энергии «молекулярных» орбиталей в такой связи мала, поэтому электроны легко могут переходить с одной «молекулярной» орбитали на другую и, следовательно, двигаться в объёме металла. Металлы отличаются от других веществ высокой электрической проводимостью и теплопроводностью. В обычных условиях являются кристаллическими веществами ( за исключением ртути) с высокими координационными числами атомов. В металле число электронов значительно меньше числа орбиталей, поэтому электроны могут переходить из одной орбитали в другую. Атомы металлов характеризуются высокой энергией ионизации – валентные электроны слабо удерживаются в атоме, т.е. легко перемещаются в кристалле. Возможность перемещения электронов по кристаллу определяет электрическую проводимость металлов. Таким образом, в отличие от ковалентных и ионных соединений, в металлах большое число электронов одновременно связывают большое число атомных ядер, а сами электроны могут перемещаться в металле. Иначе говоря, в металлах имеет место сильно делокализованная химическая связь. Металлическая связь имеет определенное сходство с ковалентной, поскольку основана на обобществлении валентных электронов. Однако в образовании ковалентной связи участвуют валентные электроны только двух взаимодействующих атомов, в то время как при образовании металлической связи в обобществлении электронов принимают участие все атомы. Именно поэтому металлическая связь не обладает пространственной направленностью и насыщаемостью, что во многом определяет специфические свойства металлов. Энергия металлической связи в 3-4 раза меньше значений энергии ковалентной связи. 20. Водородная связь. Межмолекулярная и внутримолекулярная. Механизм образования. Особенности физических свойств веществ с водородной связью. Примеры. - Водородная связь является особым видом химической связи. Она характерна для соединений водорода с наиболее электроотрицательными элементами(фтор, кислород, азот и в меньшей степени хлор и сера). Водородная связь очень распространена и играет важную роль при ассоциации молекул, в процессах кристаллизации, растворения, образования кристаллогидратов и др. Например, в твердом, жидком и даже в газообразном состоянии молекулы фторида водорода соединены в зигзагообразной цепочке, что обусловлено именно водородной связью. Особенность его в том, что атом водорода, входящий в состав одной молекулы, образует вторую, более слабую связь с атомом в другой молекуле, в результате чего обе молекулы объединяются в комплекс. Характерной чертой такого комплекса является так называемый водородный мостик – А – Н...В–. Расстояние между атомами в мостике больше, чем между атомами в молекуле. Первоначально водородная связь трактовалась как электростатическое взаимодействие. В настоящее время пришли к выводу, что большую роль в водородной связи играет донорно-акцепторное взаимодействие. Водородная связь образуется не только между молекулами различных веществ, но и в молекулах одного и того же вещества H2O, HF, NH3 и др. Это объясняет и отличие свойств этих веществ по сравнению с родственными соединениями. Известна водородная связь внутри молекул, особенно в органических соединениях. Образованию ее способствует наличие в молекуле акцепторной группы А-Н и донорной группы В-R. В молекуле А-Н в качестве А выступает наиболее электроотрицательный элемент. Образование водородной связи в полимерах, например, в пептидах, приводит к спиральной структуре. Подобные структуры имеет и ДНК – дезоксирибонуклеиновая кислота – хранитель кода наследственности. Водородные связи не прочные. Они легко возникают и разрываются при обычной температуре, что весьма важно в биологических процессах. Известно, что соединения водорода с сильно электроотрицательными неметаллами имеют аномально высокие температуры кипения. - Межмолекулярное взаимодействие. Силы притяжения между насыщенными атомами и молекулами крайне слабы по сравнению с ионными и ковалентными связями. Вещества, в которых молекулы удерживаются крайне слабыми силами, чаще являются газами при температуре 20 градусов, и во многих случаях их точки кипения очень низки. Существование таких слабых сил было обнаружено Ван-дер-Ваальсом. Существование таких сил в системе можно объяснить: 1. Наличие у молекулы постоянного диполя. В этом случае в результате простого электростатического притяжения диполей возникают слабые силы взаимодействия – диполь-дипольные(H2O, HCl, CO) 2. Дипольный момент очень мал, но при взаимодействии с водой может образовываться индуцированный диполь, который возникает в результате полимеризации молекул диполями окружающих молекул. Это эффект может накладываться на диполь-дипольное взаимодействие и увеличивать притяжение. 3. Дисперсионные силы. Эти силы действуют между любыми атомами и молекулами независимо от их строения. Это понятие ввел Лондон. Для симметричных атомов единственно действующие силы – это Лондонские силы. 21. Агрегатные состояния вещества: твердое, жидкое, газообразное. Кристаллическое и аморфное состояния. Кристаллические решетки. - В обычных условиях атомы, ионы и молекулы не существуют индивидуально. Он всегда составляют только части более высокой организации вещества, практически участвующего в химических превращениях – так называемого агрегатного состояния. В зависимости от внешних условий все вещества могут находиться в разных агрегатных состояниях – в газовом, жидком, твердом. Переход из одного агрегатного состояния в другое не сопровождается изменением стехиометрического состава вещества, но обязательно связан с большим или меньшим изменением его структуры. Твердое состояние – это такое состояние, в котором вещество имеет собственный объем и собственную форму. В твердых телах силы взаимодействия между частицами очень велики. Практически все вещества существуют в виде нескольких твердых тел. Реакционная способность и другие свойства этих тел, как правило, различны. Идеальному твердому состоянию соответствует гипотетический идеальный кристалл. Жидкое состояние – это такое состояние, в котором вещество имеет собственный объем, но не имеет собственной формы. Жидкость обладает определенной структурой. По структуре жидкое состояние является промежуточным между твердым состоянием со строго определенной периодической структурой и газом, в котором отсутствует какая-либо структура. Отсюда, для жидкости характерно, с одной стороны, наличие определенного объема, а с другой – отсутствие определенной формы. Непрерывное перемещение частиц в жидкости определяет сильно выраженную самодиффузию и ее текучесть. Структура и физические свойства жидкости зависят от химической индивидуальности образующих ее частиц. Газообразное состояние. Характерная особенность газового состояния заключается в том, что молекулы (атомы) газа не удерживаются вместе, а свободно движутся в объеме. Силы межмолекулярного взаимодействия проявляются, когда молекулы подходят друг к другу на близкое расстояние. Слабое межмолекулярное взаимодействие обуславливает малую плотность газов и их основные характерные свойства – стремление к бесконечному расширению и способность оказывать давление на стенки сосудов, препятствующих этому стремлению. Вследствие слабого межмолекуярного взаимодействия при малом давлении и высоких температурах все типичные газы ведут себя приблизительно одинаково, но уже при обычных температурах и давлении начинают проявлятся индивидуальности газов. Состояние газа характеризуется его температурой, давлением и объемом. Газ считается находящимся при н.у. если его температура 0 градусов и давление 1* 10 Па. - Кристаллическое состояние. Среди твердых тел основным является кристаллическое состояние, характеризующееся определенной ориентацией частиц(атомов, ионов, молекул) относительно друг друга. Это определяет и внешнюю форму вещества в виде кристаллов. Одиночные кристаллы – монокристаллы существуют в природе, но их можно получить искусственно. Но чаще всего кристаллические тела представляют собой поликристаллические образования – это сростки большого числа мелких кристаллов. Характерной особенностью кристаллических тел, вытекающей из их строения, является анизотропия. Она проявляется в том, что механические, электрические и другие свойства кристаллов зависят от направления внешнего воздействия сил на кристалл. Частицы в кристаллах совершают тепловые колебания около положения равновесия или около узлов кристаллической решетки. Аморфное состояние. Аморфное состояние подобно жидкому. Характеризуется не полной упорядоченностью взаимного расположения частиц. Связи между структурными единицами не равноценны, поэтому у аморфных тел нет определенной температуры плавления – в процессе нагревания они постепенно размягчаются и плавятся. Например, температурный интервал процессов плавления для силикатных стекол 200 градусов. В аморфных телах характер расположения атомов при нагревании практически не меняется. Изменяется лишь подвижность атомов – увеличиваются их колебания. - Кристаллические решетки: Кристаллические решетки могут быть ионными, атомными (ковалентными или металлическими) и молекулярными. Ионная решетка состоит из ионов противоположного знака, чередующихся в узлах. В атомных решетках атомы связаны ковалентной или металлической связью. Пример: алмаз (атомно-ковалентная решетка), металлы и их сплавы (атомно-металлическая решетка). Узлы молекулярной кристаллической решетки образованы молекулами. В кристаллах молекулы связаны за счет межмолекулярного взаимодействия. Различия в типе химической связи в кристаллах определяют существенные различия в типе физических и химических свойств вещества со всеми типами кристаллической решетки. Например, вещества с атомно-ковалентной решеткой характеризуются высокой твердостью, а с атомно-металлической – высокой пластичностью. Вещества с ионной решеткой обладают высокой температурой плавления, не летучи. Вещества с молекулярной решеткой (межмолекулярные силы слабы) – легкоплавки, летучи, твердость их не высока. 22. Комплексные соединения. Определение. Состав. Комплексные соединения – это молекулярные соединения, сочетание компонентов которых приводит к образованию сложных ионов способных к свободному существованию, как в кристалле, так и в растворе. Комплексные ионы – это результат взаимодействия между центральным атомом (комплексообразователем) и окружающими его лигандами. Лиганды – это как ионы, так и нейтральные молекулы. Чаще всего комплексообразователем является металл, который вместе с лигандами образует внутреннюю сферу. Имеется внешняя сфера. Внутренняя и внешняя сферы связаны между собой ионной связью. 23. Донорно-акцепторный механизм образования (Метод ВС). Типичные комплексообразователи и лиганды. 24.Изомерия комплексных соединений. - Теория строения комплексных соединений возникла из попыток ответить на вопрос, почему многие устойчивые молекулы способны присоединяться к комплексообразователю. Для объяснения образования свойств комплексных соединений в настоящее время применяют ряд теорий, к том числе теорию валентных связей. Образование комплексов теория валентных связей относит за счет донорно-акцепторного взаимодействия комплексообразователей и лигандов. По теории валентных связей можно определить форму иона и магнитные свойства. Форма зависит от типа гибридизации. - Роль комплексообразователя может играть любой элемент переодической системы. Неметаллические элементы обычно дают анионные комплексы, в которых роль лигандов играют атомы наиболее электроотрицательных элементов. Например, K[PF6]. Типичные металлические элементы (щелочные и щелочноземельные металлы)- способность к образованию комплексных соединений с неорганическими лигандами выражена слабо. Имеются немногочисленные комплексные ионы, когда комплексообразователем является типичный металлы. Они являются катионами. Амфотерные элементы, которые занимают промежуточное положение между типичными металлами и неметаллами, образуют, как катионные, так и анионные комплексы. Лиганды могут занимать одно или несколько мест, т.е. соединяться с центральным атомом по средством одного или нескольких атомов. По этому признаку различают: монодентатные, дидентантные, тридентантные… полидентантные. - Изомерия КС: - гидратная CrCl3*6H2O и’ [Cr(H2O)6]Cl3 и’’ [Cr(H2O)6Cl2]Cl и’’’ [Cr(H2O)5Cl2]Cl*H2O - ионизационная (положение лиганда во внешней или во внутренней сфере) и’ [Co(NH3)5Br]SO4 и’’ [Cr(NH3)5SO4]Br - координационная (катион- и анионкомплексные соединения комплексообразователей меняются местами, но должны иметь одинаковые заряды): и’ [Co(NH3)6][Cr(CN)6] гексоцианохромат (III) гексаамминкобальт (III) и’’ [Cr(NH3)6][Co(CN)6] гексацианокобальтат (III) гексааминхром (III) - геометрическая (справедлива комплексов состава [AX2Y2]) [Cr(NH3)2I2] NH3 I I NH3 NH3 I NH3 I Цисизомерия Трансизомерия 25. Классификация и номенклатура комплексных соединений - Классификация: 1. По характеру электрического заряда внутренней среды: - катионные - анионные - нейтральные могут быть либо без внешней среди, либо катионно-анионный комплекс 2. По классам неорганических соединений: - кислоты -соли - основания 3. По характеру лигандов - амино - гидроксо - аминотиционаты - Номенклатура: Лиганды: H2O (+;0) – Аква (-) – Акво NH3 (+;0) – амин (-) – аммино SO4 - сульфато Cl (-) – хлоро C2H4 – оксолато CO – корбонизо NO – нитрозо - Названия комплексов: Катионный комплекс: Анионом является внешняя сфера. Внешняя сфера Координационное число (число лигандов) Название лиганда Русское название комплексообразователя в родительном падеже Заряд комплексообразователя Анионный комплекс: Анионом является внутренняя сфера, а анионом – внешняя Число лигандов Название лиганда Буква О Латинское название комплексообразователя -ат Заряд комплексообразователя Внешняя сфера Нейтральный комплекс: Без внешней сферы Название как у катионного, только комплексообразователь в именительном падеже. Если лигандов несколько, то сначала называются ионы по алфавиту, а затем нейтральные по алфавиту. Катионно-анионный комплекс: Сначала дается название анионному, затем катионному и потом комплексообразователь(катионный) в именительном падеже. 26. Квантовомеханические методы трактовки химической связи в комплексных соединениях. Теория валентных связей: В основе её лежат 4 положения: 1. Связь между комплексообразователем и лигандами является донорно-акцепторной. Лиганды предоставляют электронные пары, а комплексообразователь свободные орбитали. 2. Орбитали комплексообразователя подвергаются гибридизации. Тип гибридизации определяется природой и электронной структурой лигандов. 3. Дополнительное упрочнение комплекса обусловлено возникновением пи-связи. Пи-связь происходит между занятой электронами орбиталью комплексообразователя и свободной орбиталью лиганда. При сигма-связи происходит смещение электронной плотности на комплексообразователь, при пи-связи электронная плотность смещается к лигандам. 4. При наличии неспаренных электронов комплекс парамагнитен, при полном отсутствии неспаренных электронов комплекс диамагнитен. 27. Диссоциация комплексных соединений. I. Первичная диссоциация на внутреннюю и внешнюю сферы. Поскольку они соединены ионной связью, то диссоциация протекает практически нацело. 2 1. II.Вторичная диссоциация – внутренней сферы. Идет ступенчато. Число ступеней зависит от координационного числа. При этом образуются аквакомплексы. Диссоциация ионного комплекса: 1 ступень 2ступень Итог: При диссоциации аквакомплекса заряд комплексного иона не меняется. Диссоциация анионного комплекса: 1 ступень 2ступень 3 ступень 4 ступень 5 ступень 6 ступень Диссоциация ионного комплекса происходит с изменением заряда комплексного иона от отрицательного через нейтральный к положительному. Константа нестойкости – это количественная характеристика диссоциации комплексного соединения. Это отношение произведения равновесных концентраций ионов комплексообразователей и лигандов, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов к равновесной концентрации комплексного иона. Чем меньше К , тем более устойчив комплекс 28. Получение и разрушение комплексных соединений. Примеры. Применение комплексных соединений. Двойные соли. Применение комплексных соединений 1.Аналитическое определение металлов 2.Разделение металлов. Это удается сделать, когда лиганд образует с разделяемыми ионами комплексы, значительно различающиеся по устойчивости. 29. Внутренняя энергия и энтальпия вещества. Первый закон термодинамики. Тепловые эффекты химических реакций. Экзо- и эндотермические реакции. Термохимические уравнения. - Внутренняя энергия. Для описания термодинамической системы вводят функции состояния. Одна из самых главных – полная энергия системы, которая является суммой трех составляющих: кинетическая энергия + потенциальная энергия + внутренняя энергия системы При термодинамическом описании предполагается, что система находится в состоянии относительного покоя, поэтому кинетическая энергия = 0, воздействие внешних сил =0, поэтому полная энергия системы определяется запасом ее внутренней энергии. Внутренняя энергия: кинетическая энергия молекул, электронов, ядер, энергия взаимодействия электронов и ядер. Для термодинамики важна не сама внутренняя энергия, а ее изменение. Энтальпия – теплосодержание системы. Любую систему можно рассматривать с внешней внутренней точки зрения. Внешную среду характеризует теплота, а внутреннюю – энтальпия. Если процесс эндотермический, то Если процесс экзотермический, то: Наиболее благоприятен для любой системы экзотермический процесс. При экзотермическом процессе чаще всего система приобретает определённый порядок, но с другой стороны сама стремится к беспорядку. - Первый закон термодинамики. Закон сохранения энергии называют первым законом термодинамики. Закон сохранения энергии: - Сумма изменений внутренней энергии и совершенной системой работы равна сообщенной или выделенной ею теплоте. - Тепловые эффекты химических реакций. - Экзо- и эндотермические реакции. Реакции бывают двух видов: экзотермические и эндотермические. При экзотермических реакциях теплота выделяется, т.е. уменьшается энтальпия или внутренняя энергия системы , и значения их отрицательны. При эндотермических реакциях теплота поглощается, т.е. энтальпия и внутренняя энергия системы возрастают, и имеют положительные значения. - Термохимические уравнения. Уравнения химических реакций с указанием теплового эффекта называют термохимическими уравнениями. В термохимических уравнениях указывается также фазовое состояние реагирующих и образующихся веществ. 30. Закон Гесса. Движущие силы химического процесса. Понятие об энтропии. Направление самопроизвольного протекания химических реакций. Энергия Гиббса образования веществ. Стандартное состояние вещества. - Закон Гесса (1840). Тепловой эффект химической реакции зависит только от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути процесса, т.е. от характера и числа промежуточных стадий. Следствие 1: Тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ (сгорает) Следствие 2: Тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования исходных веществ реакции за вычетом суммы теплот сгорания продуктов реакции (образуется.) - Энтропия. Система стремится перейти из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное. Количественной мерой беспорядка является энтропия. При переходе системы из более упорядоченного в менее упорядоченную, энтропия возрастает. Переход системы из менее упорядоченного в более упорядоченное состояние, связан с уменьшением энтропии, и самопроизвольное протекание подобного процесса маловероятно. Энтропия возрастает при переходе жидкости в пар, при растворении кристаллического вещества и т.д. В процессах конденсации и кристаллизации веществ энтропия уменьшается. Энтропия вещества в газовом состоянии значительно больше, чем в жидком и тем более больше, чем в кристаллическом. У вещества в аморфном состоянии больше, чем в кристаллическом. Энтропия тем значительнее, чем больше атомов содержится в молекуле. Об изменении энтропии в химической реакции можно судить по изменению объема системы. - Самопроизвольное протекание химических реакций чаще всего идет в направлении увеличения энтропии, т.к. любая система стремится к большему беспорядку внутри себя. - Энергии Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) функция состояния. - энтропийный фактор. По значению G можно определять возможность протекания процессов. Если G<0, процесс может идти самопроизвольно или процесс термодинамически возможен. Если G>0, то процесс невозможен. Если G=0 то химическое равновесие. Увеличение температуры увеличивает роль этропийного фактора. В процессах S>0 высокотемпературный режим благоприятствует протеканию процесса. Если S<0 – препятствует. Оценка термодинамической возможности не учитывает кинетических условий, а отсюда не может предсказать, как долго оно будет протекать. Для расчетов функции состояния вводится стандартное условие. 31. Гомо- и гетерогенные реакции. Скорость химической реакции: основные понятия. Выражение для скорости гомо- и гетерогенной реакции. Кинетическое уравнение. Гомогенные реакции протекают в однородной среде. Гетерогенные реакции протекают в неоднородной среде – между веществами, которые находятся в разных вазах. Таким образом, гомогенные реакции происходят равномерно во всем объеме, заполненном реагентами, гетерогенные – только на некоторых пограничных поверхностях – на границе раздела фаз. - Основные Понтия: Учение о скоростях химических реакций называется химической кинетикой. Скорость химической реакции - число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени на единицу объема(для гомогенных реакций), или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций). Число элементарных актов – изменение количества вещества. - Формула расссчета скорости химической реакции Для гомогенных: Для гетерогенных: 32. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Зависимость скорости химической реакции от концентрации. Закон действия масс. Константа скорости. - Скорость химической реакции зависит от: 1) концентрации 2) температуры 3) катализатора 4) давления 5) соприкосновения 6) природы реагирующих веществ. - Зависимость скорости от концентрации: Скорость х.р. прямопропорциональна произведению концентрации веществ, возведенных в степень небольших чисел. Если уравнение реакции отражает истинный ход процесса (т.е. реакция протекает в одну стадию), то степени совпадают со стехиометрическими коэффициентами. Это закон действующих масс Ваге и Гульдберга. В данной закономерности учитывается концентрация газов т.к. концентрация твердых веществ =1, т.е понятия концентрация для твердых веществ не существует. k- коэффициент пропорциональности (константа скорости) указывает, что не всякое столкновение ведет к образованию связи, т.к. это ещё зависит от природы вещества, т.е. от его реакционной способности. Скорость увеличивается с повышением концентрации т.к. возрастает число столкновений.</0> |