1)Эквивалент это реальная или условная частица, которая в кислотноосновных реакциях присоединяет (или отдает) один ион Н или он, в окислительновосстановительных реакциях принимает (или отдает) один электрон,

Название	1)Эквивалент это реальная или условная частица, которая в кислотноосновных реакциях присоединяет (или отдает) один ион Н или он, в окислительновосстановительных реакциях принимает (или отдает) один электрон,
Дата	09.06.2019
Размер	181.94 Kb.
Формат файла
Имя файла	Neorganika_Shpory.docx
Тип	Закон #80996
страница	3 из 6

1 2 3 4 5 6

1 2 3 4 5 6 Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) парывалентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой. Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений. Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер. Различают две разновидности ковалентной связи: неполярную и полярную. В случае неполярной ковалентной связи электронное облако, образованное общей парой электронов, или электронное облако связи, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов. Примером являются двухатомные молекулы, состоящие из атомов одного элемента: Н₂, Сl₂, О₂, N₂, F₂ и др., в которых электронная пара в одинаковой мере принадлежит обоим атомам. В случае полярной ковалентной связи электронное облако связи смещено к атому с большей относительной электроотрицательностью. Примером могут служить молекулы летучих неорганических соединений: НСl, Н₂О, Н₂S, NН₃ и др. Образование молекулы НСl можно представить схемой Н^.+ ^.Сl: = Н :Cl: 33) Ионная связь — прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная параполностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1.7 по Полингу), то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов : $\mathsf a\cdot + \cdot \mathsf b \to \mathsf a^+ [: \mathsf b^-]$ . Ненаправленность ионной связи ( отличие от ковалентной связи) - одно из важнейших ее свойств. Это означает, что каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака по любому направлению. Электростатическое поле не имеет преимущественных направлений. Поэтому ионная связь в отличие от ковалентной не направлена. Ион взаимодействует с любым количеством ионов противоположного заряда. Этим обусловлено еще одно отличительное свойство ионной связи – ненасыщаемость. Физические свойства веществ с ионным типом связи: твердые, тугоплавкие, не имеющие запаха, часто хорошо растворимые в воде. Вещества с ионном связью, образуют ионную кристаллическую решетку. 34)виды межмолекулярного взаимодействия. Межмолекулярное взаимодействие — взаимодействие между электрически нейтральными молекулами или атомами. Силы межмолекулярного взаимодействия можно достаточно обоснованно подразделить на три вида - электростатические, поляризационные (индукционные) и дисперсионные. Между одноимённо заряженными телами возникает электростатическое (или кулоновское) отталкивание, а между разноимённо заряженными — электростатическое притяжение. Индукционные (или поляризационные) силы действуют между полярной и неполярной молекулами. Полярная молекула создаёт электрическое поле, которое поляризует молекулу с электрическими зарядами, равномерно распределёнными по объёму. Положительные заряды смещаются по направлению электрического поля, а отрицательные — против. В результате у неполярной молекулы индуцируется дипольный момент. ДИСПЕРСИОННОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ , составляющая межмолекулярного взаимодействия , определяемая квантовомех. флуктуациями электронной плотности частиц (молекул, атомов). Мгновенное распределение электрич. заряда молекулы, к-рому отвечает мгновенный дипольный момент молекулы (или более высокого порядка мультипольный момент), индуцирует электрич. мультипольные моменты в др. молекуле. Энергия взаимод. этих мгновенных мультипольных моментов и есть энергия Д. в. Е_дисп.
31)валентность атомов. Вале́нтность — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов. Поскольку валентность атома зависит от числа неспаренных электронов, полезно рассмотреть структуры атомов в возбужденных состояниях, учитывая валентные возможности. Запишем электронографические формулы распределения электронов по орбиталям в атоме углерода. С их помощью определим, какую валентность проявляет углерод С в соединениях. Звездочкой () обозначают атом в возбужденном состоянии: Таким образом, углерод проявляет валентность IV за счет расспаривания 2s²-электронов и перехода одного из них на вакантную орбиталь. КРАТНОСТЬ СВЯЗИ* - число электронных пар, обобществлённых двумя соседними атомами молекулы в результате ковалентнойхимической связи. Так, в молекуле этана Н₃С-СН₃ связь С-С одинарная, К. с. равна единице (одна общая пара электронов). Для p- и d-электронных облаков перекрывание осуществляется вдоль оси, по которой они вытянуты, а образующаяся при этом связь называется s (сигма)-связью. s-Связь имеет осевую симметрию, и оба атома могут вращаться вдоль линии связи, т.е. той воображаемой линии, которая проходит через ядра химически связанных атомов. После образования между двумя атомами s-связи для остальных электронных облаков той же формы и с тем же главным квантовым числом * остается только возможность бокового перекрывания по обе стороны от линии связи. В результате образуется p (пи)-связь. Она менее прочна, чем s-связь: перекрывание происходит диффузными боковыми частями орбиталей.	32)гибридизация атомных орбиталей. Гибридизация орбиталей — гипотетический процесс смешения разных (s, p, d) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением того же числа орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам. Гибридизация одной s- и одной p-орбитали (sp-гибридизация) происходит, например, при образовании галогенидов бериллия, цинка, кадмияи ртути. Атомы этих элементов в нормальном состоянии имеют во внешнем слое два спаренных s-электрона. В результате возбуждения один из s-электронов переходит в p-состояние – появляется два неспаренных электрона, один из которых s-, а другой p-электрон Перекрывание sp-орбиталей бериллия и p-орбиталей хлора в молекуле BeCl_2._{Гибридизация одной s- и двух p-орбиталей}_(sp²_{-гибридизация}₎_{имеет место, например, при образовании соединений}_бора_{. Возбужденный атом бора обладает тремя неспаренными электронами – одним s-электроном и двумя p-электронами. Из трех орбиталей образуются три эквивалентные sp}²_{-гибридные орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу (рисунок 3.6). Действительно, как показывают экспериментальные исследования, молекулы таких соединений бора, как BГ3 (Г-галоген), B(CH3)3 – триметилбор,}_{B(OH)3 – борная кислота}_{, имеют плоское строение. При этом три связи бора в указанных молекулах имеют одинаковую длину и расположены под углом 120°.}_{Перекрывание sp}²_{-орбиталей бора и p-орбиталей хлора в молекуле BCl3.}_sp³_{-гибридизация}_{Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей, образуя четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали. Могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.}_{Оси sp3-гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28', что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов. Так же sp3-орбитали могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.}_{Гибридизация одной s- и трех p-орбиталей (sp}³_{-гибридизация)}_{характерна, например, для}_{углерода}_{и его аналогов –}_{кремния}_и_{германия}_.	36) Комплексные соединения— частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами. Комплексное соединение – химическое вещество, в состав которого входят комплексные частицы. Комплексные соединения имеют важное значение для живых организмов, так гемоглобин крови образует комплекс с кислородом для доставки его к клеткам, хлорофилл находящийся в растениях является комплексом. Вернер разделил все неорганические вещества на так называемые соединения первого и высшего порядка. К соединениям первого порядка он отнёс главным образом достаточно простые по своей структуре вещества (Н₂О,NaCl, PCl₃). Соединениями высшего порядка учёный предложил считать продукты взаимодействия между собой соединений первого порядка — кристаллогидраты, аммиакаты, полисульфиды, двойные соли, а также комплексные соединения. Комплексное соединение, по Вернеру, должно иметь в своей структуре центральный атом (ион), который равномерно окружён различными ионами или нейтральными молекулами, позднее их назвали лигандами. Число донорных атомов лигандов, непосредственно связанных с центральным атомом, называется его координационным числом. Вернер предложил в каждом комплексе различать две координационные сферы: внутреннюю и внешнюю. При записи состава комплексных соединений принято центральный атом вместе со всеми ионами и молекулами, входящими во внутреннюю сферу, заключать в квадратные скобки. Вне скобок остаются лишь внешнесферные ионы, нейтрализующие заряд комплексного иона; в ряде комплексов внешняя сфера может и отсутствовать. 37)диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости комплексного иона характеризует прочность (устойчивость) внутренней сферы комплексного соединения. Значения констант нестойкости комплексных ионов находятся в определенной зависимости от электронного строения иона-комплексообразователя и энергетического состояния комплексного иона. [Cu(NH₃)₄]²⁺ К_нест = [Cu²⁺] * [NH₃]⁴ / [Cu(NH₃)₄²⁺] Устойчивость. Комплексные соединения в растворе определяется константой диссоциации К его комплексного иона: . Уравнение электролитической диссоциации: K₄[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат(II) калия,K₄[Fe(CN)₆] 4K⁺ + [Fe(CN)₆]^4–. Диссоциация — процесс распада на ионы.
38) Химическая связь в комплексных соединениях и их строение: В кристаллических комплексных соединениях с заряженными комплексами связь между комплексом и внешнесферными ионами ионная, связи между остальными частицами внешней сферы – межмолекулярные (в том числе и водородные). В молекулярных комплексных соединениях связь между комплексами межмолекулярная. В большинстве комплексных частиц между центральным атомом и лигандами связи ковалентные. Все они или их часть образованы по донорно-акцепторному механизму (как следствие – с изменением формальных зарядов). В наименее прочных комплексах (например, в аквакомплексах щелочных и щелочноземельных элементов, а также аммония) лиганды удерживаются электростатическим притяжением. Связь в комплексных частицах часто называют донорно-акцепторной или координационной связью. Рассмотрим ее образование на примере аквакатиона железа(II). Этот ион образуется по реакции: FeCl_2кр + 6H₂O = [Fe(H₂O)₆]² + 2Cl	39) Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем. Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например: Н₂S + Cl₂ → S + 2HCl Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:2H₂O → 2H₂ + O₂ Диспропорционирование(самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например: Cl₂ + H₂O → HClO + HCl Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O.	40) важнейшие окислители и восстановители. Окисли́тель — вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие во время химической реакции электроны, иными словами, окислитель — это акцептор электронов. Это: O₂ кислород, O₃ озон, Пероксиды, Hal₂ галогены, ClO⁻ гипохлориты, ClO₃⁻ хлораты, HNO₃ азотная кислота, H₂SO₄, конц. серная кислота, Шестивалентный хром, MnO₂ оксид марганца(IV), MnO₄⁻ перманганаты, Катионы металлов и H⁺. ВОССТАНОВИТЕЛИ, вещества, отдающие электроны в окислит.-восстановит. р-циях. К сильным В. принадлежат щелочные и щел.-зем. металлы, Al, Si, С, Н₂ и ряд др. простых веществ, гидриды металлов и соед., содержащие неметаллы с отрицат. степенями окисления ( и др.). Очень сильной восстановит. способностью обладают растворы, содержащие своб. или сольватированные электроны, например аммиачные растворы щелочных и щел.-зем. металлов а также атомарный водород. Окислительно-восстановительная двойственность – это способность атома, находящегося в промежуточной степени окисления, быть как восстановителем, так и окислителем, в зависимости от того, с каким веществом он реагирует. Например, окислительно-восстановительную двойственность проявляют все неметаллы (кроме фтора и кислорода), нитриты, сульфиты, некоторые сложные вещества:SO2 (+4),HNO3 (+3) 41)стандартные электродные потенциалы. В электрохимии стандартный электродный потенциал, обозначаемый E^o, E⁰, или E^O, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей). Объёмы чаще всего взяты при 25 °C. Основой для электрохимической ячейки, такой как гальваническая ячейка всегда является окислительно-восстановительная реакция, которая может быть разбита на две полуреакции:окисление на аноде (потеря электрона) и восстановление на катоде (приобретение электрона). Реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении, если ее ЭДС положительна, т. е. ЭДС = E^o окисл - E^o восст > 0. Если ЭДС окажется отрицательной, то реакция протекает в обратном направлении. Так реакция 2 Fe (3+) + 2 I (-) = 2Fe(2+) + I2 будет протекать только слева направо,но не в обратном направлении.
1. общая характеристика подгруппы галогенов. В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат (астат - радиоактивный элемент, изучен мало). Это р-элементы VII группы периодической системы Д.И. Менделеева.На внешнем энергетическом уровне их атомы имеют по 7 электронов ns²np⁵. Этим объясняется общность их свойств.Они легко присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления -1. Такую степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами. Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления : +1, +3, +5, +7. У атома хлора один неспаренный электрон на 3р-подуровне и обычном (невозбужденном) состоянии хлор одновалентен. Но поскольку хлор находится в третьем периоде,то у него имеется еще пять орбиталей 3d-подуровня, в которых могут разместиться 10 электронов. Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: НF — фтороводородная (плавиковая), НСl — хлороводородная (соляная), НВr — бромводородная,НI — йодоводородная. 4.