Экзаменационные вопросы и ответы на них. Экзаменационные вопросы по курсу физической химии

• Название: Экзаменационные вопросы по курсу физической химии
• Анкор: Экзаменационные вопросы и ответы на них.doc
• Дата: 21.11.2017
• Размер: 386 Kb.
• Имя файла: Экзаменационные вопросы и ответы на них.doc
• Тип: Экзаменационные вопросы; #10329
• Категория: Химия
• страница: 2 из 6

7) Ионная связь. Механизм возникновения, валентность элементов в ионных соединениях.

Ионная связь – такая связь, при которой преобладают электростатические взаимодействия между атомами. И.с. возникает между элементами, которые значительно отличаются по величинам электроотрицательности. (NaCl: Na – e -> Na^{+ ;} Cl + e -> Cl^- ; Na⁺ + Cl^- -> NaCl

Ионы натрия и хлора сближаются, пока силы притяжения не компенсируются силами отталкивания одноимённых зарядов электронных оболочек. Ионы занимают в пространстве строго определённое место. Если взаимодействуют тв. Na и г. Cl, то образуется твердокристаллическая решётка NaCl. Если взаимодействие происходит в растворе – ионы Na и Cl – в сольватированном виде (в сл. воды – в гидротированном). Вокруг ионов образуется оболочка растворителя. При кристаллизации из раствора образуется кристаллическая решётка. Валентность атомов в соединениях определяется по числу потерянных или приобретённых электронов. Координационное число показывает сколько ионов противоположного знака в растворе ион данного знака (к.ч. Na=6, к.ч. Cl=6). Понятие молекулы не применимо в случае ионной связи. Весь кристалл представляет собой одну гигантскую молекулу. Соединений с чисто ионной связью не существует (имеет место определённая ковалентность). Электростатическое взаимодействие очень мощное. Это объясняет высокую прочность соединений с ионной связью, высокую температуру плавления и кипения. Соединения с ионной связью – проводники второго рода.
8.Ковалентная связь.

К.с. возникает между элементами с одинаковым или близким значением энергии сродства к электрону. Валентность атомов в соединениях с ковалентной связью определяется по числу электронных пар. Для определения относительных зарядов в атомах с ковалентной связью надо мысленно связь разорвать и руководствоваться следующим правилом: при разрыве связи в пределах периода электрон смещается от левее стоящего элемента к правее стоящего, а в пределах главной подгруппы от ниже стоящему к выше. Механизм возникновения ковалентной связи: 2 метода объяснения: 1 – метод валентных связей, 2 – метод молекулярных орбиталей. В основе м.в.с. лежит 3 положения:

- Химическую связь образуют 2 электрона с противоположно направленными спинами. Имеет место взаимное перекрытие электронных орбиталей, при этом в пространстве между атомами возникает повышенная плотность электронного облака и к этой области притягиваются ядра атомов и оставшиеся электроны.

- Химическая связь имеет ориентацию в направлении, обеспечивающем максимально возможное перекрытие орбиталей.

- Чем больше взаимное перекрытие электронных орбиталей, тем прочнее связь.

Валентными являются неспаренные электроны. Для определения числа валентных электронов необходимо изобразить электронную оболочку атома в форме энергетических ячеек. В нормальных условиях S двух валентна а Cl – 1, однако в возбуждённом состояния S – может проявить валентность 4 и 6, а хлор – 3, 5, 7. Атомы серы и хлора можно возбудить. При возбуждении за счёт поступающей из вне энергии имеет место распаривание электронных пар и переход электрона на более удалённый подуровень. Затраченная энергия должна компенсироваться при протекании реакции с участием возбужденных атомов.

Метод молекулярных орбиталей: метод валентных связей в целом ряде случаев не может объяснить механизм возникновения ряда соединений и свойств образованных молекул. Согласно м.в.с в молекуле кислорода нет неспаренных электронов. Если в-во не имеет неспаренных электронов, то оно не имеет магнитного поля и выталкивается из внешнего магнитного поля (диамагнетик). Если вещество имеет собственное магнитное поле, оно втягивается во внешнее поле (парамагнетик). Кислород – парамагнетик. С т.з. вал связей трудно объяснить, что ряд веществ, теряя электроны, становятся прочнее. При возникновении химической связи электроны переходят на молекулярные орбитали. Различают два вида молекулярных орбиталей: связывающие и разрыхляющие. При возникновении связовающих волновые ф-ции электронов складываются таким образом, что в межъядерном пространстве плотность электронного облака повышается, ядра притягиваютя к этой области. В случае разрыхляющих орбиталей – между ядрами происходит разрежение электронной плотности и ядра отталкиваются. Разрежённые электроны обладают избыточной энергией, если молекула теряет электрон, то она теряет его с разрыхляющей орбитали и становится прочнее.
9) Направленность ковалентной связи. Строение молекул H₂, Cl₂, HCl, H₂O, H₂S, NH₃, CH₄, BCl₃, BeCl₂. Гибридизация электронных облаков, s и p связь. Строение молекул этилена, ацетилена.

В случае ковалентной связи взаимное перекрытие электронных облаков в пространстве определяет форму молекулы.

1)AA, BB. Этот тип молекул характерен для Н₂ (s-связь), галогенов, и соединений Н с галогенами. (см.рис).Молекулы водорода имеют линейную структуру. Химическая связь действует по кратчайшему расстоянию, связывая атомы s-связью(см.рис).

2)А₂В. Этот тип характерен для соединений, образованных элементами главной подгруппы 6-ой группы: Н₂О, Н₂S.(см.рис) ( Н₂О – угол –105⁰, Н₂S – 92⁰ 35’) Максимальная плотность возникает при темп.=4 градуса цельсия.

3)А₃В. Элементы главной подгруппы 3 группы(N,P,As,Sb). NH₃ (см.рис).

4)А₄В Главная подгруппа 4 группа(Si,C,Ge,Sn). СН₄ – электроны последнего уровня углерода – s²p². После возбуждения - sp³. (см.рис).Гибридизация электронных облаков. s²p² ® sp³ ® q⁴ Гибридизация требует затрат энергии, но эта энергия компенсируется при протекании реакции образования связи. Все связи энергетически равноценны.

5)АВ₃ – характерно для соединений гл. подгруппы 3-ей группы.(B,Al,Ga,In,Tl) BCl3. s²p ® sp² ® q³ (см.рис).

6)АВ₂ –для некоторых соединений, образованными элементами главной подгруппы 2 группы. ВеCl₂ (линейная структура, угол – 180⁰). sp ®spà q² d² sp³ ® q⁶ (см.рис) Сигма и p - связь. Если в молекуле имеется кратная связь между атомами (двойная и тройная), то только одна связь является прочной - s-связь. 1)C₂H₄ – этилен 2)C₂Н₂ – ацетилен При образовании молекул этилена происходит неполная гибридизация электронов оболочки атомов углерода. s²p² ® sp³ ® sp²p ® q³p Негибридизорованные электроны в плоскости, перпендикулярной плоскости, где расположены атомы этилена, образуют p - связь(см.рис).Повышение электронной плотности образуется между ядрами – стягивание ядер. При образовании p - связи электронные облака перекрываются в меньшей степени, чем сигма-связь (в случае сигма-связи облака гибридизированы, что обеспечивает их большее перекрывание), поэтому p - связь менее прочная
10) Полярная связь. π –полярная молекула.

Предположим, что мы имеем соединение АB, при этом взаимодействуют атомы A B с большим значением энергии сродства к электрону. ЭОa>Эоb -> общая электронная пара в молекуле AB смещена от атома B к атому А. Электронейтральность нарушается, в молекуле появляются положительный и отрицательный полюса.(см.рис5) Такая структура молекулы носит название полярная структура. Полярная молекула HCl (см.рис6) Связь в результате которой возникает полярная молекула носит название П.К.С. Очевидно чем больше расстояние между полюсами, тем ярче выражена полярная структура молекулы. 1) Cl2-чисто ков.связь(см.рис7), 2) НСl-полярная связь(см.рис8) 3) NaCl-ионная связь(см.рис9).Вывод: любая химическая связь образованна электронными парами. Расположение электронных пар в молекуле опред. отн. ЭО атомов вступающих в связь. Если ЭО одинаковы, то электронные пары располагаются симметрично относит. атомов, вступивших в связь. Если ЭО неодинаковы, то электронная пара смещается к одному из атомов.(полярная связь) При низких различиях ЭО мы имеем ионную связь. (см.рис10) Полярная молекула – диполь. Основной характеристикой диполя является дипольный момент. µ=ē*l. l-плечо диполя, µ-характеризует напряженность электростатического поля, создаваемое диполем. ē(?)4,8*10**-10 эл.стат.ед. µ=D*10**-18. D-единица Дебая. Для полярных соединений µ=0ч4D, для ионных соединений µ=4ч11D(?), для ковалентных соединений µ=0. Наличие полярных структур молекул приводит к тому, что могут возникать ассоциаты-агрегаты состояний из нескольких молекул. Возн. ассоциат есть рез-т проявления водородных связей.(Н2О)x (НF)y (см.рис11) Общая эл. пара смещена к атому О. Атом Н практически лишен электронной оболочки. Несимметричная структура воды приводит к поляризации связи => наличие водородных связей => аномальные свойства воды. 1) dmax(максимальная плотность) при +4?C – (Н2О)2 2) Вода обладает максимальной теплоемкостью среди всех жидкостей. При нагревании воды энергия идет на разрыв водородных связей (энергия затрачивается не только на движение молекул воды) 3) lo-н=0,96А? lо…н=1,76А? Е(водородной связи)=20ч40кДж/моль. Водородная связь(?)

11. 
    Понятие о методе электронных орбиталей.
    

Метод валентных связей в целом ряде случаев не может объяснить механизм возникновения ряда соединений и свойств образованных молекул. Согласно методу валентных связей хим. связь образуется с помощью общих электронных пар. 1) Н2-энергия разрыва связи=259кДж/моль 2) так возникает молекула О2. В молекуле кислорода нет не спаренных электронов.(см.рис12) Изучение магн. св-ва молекулы кислорода показывает, что есть не спаренные электроны. Если вещество не имеет не спаренных электронов, то оно не имеет магнитного ноля – диамагнетическое вещество. Если вещество имеет не спаренные электроны оно обладает магнитным полем, оно втягивается внутрь магнитного поля – парамагнитное вещество. С т.з. валентных св-в трудно объяснить, что ряд веществ теряя электроны становится более прочным. О2-498кДж/моль, О2-664кДж/моль. Электроны в атомах располагаются на атомных электронных орбиталях, При возникновении химических связей электроны переходят на молекулярные электронные орбитали. Различают два вида молекулярных орбитали.1) связывающие молекулярные орбитали, 2) разрыхляющие молекулярные орбитали. При возникновении первой электронной орбитали волновые функции электрона складываются т.о., что в пространстве между ядрами плотность(?) электронного облака увеличивается. Ядра притягиваются к этой области с повышенной электронной плотностью. Избыточная энергия электрона, находящегося на связывающей молекулярной орбитали, минимальна. Сложение волновых функций электрона может произойти таким образом, что в пространстве между ядрами возникает разряжение электронной плотности. Электроны поступают на разрыхляющую электронную орбиталь. Электроны перешедшие на разрыхляющую орбиталь обладают большим запасом избыточной энергии. Электроны стремятся разрушить молекулу. Если молекула теряет электрон, то она его теряет с разрыхляющей орбитали. Молекула становится более прочной.
12.1) Донорно-акцепторная связь. Комплексные соединения. Является разновидностью ковалентной связи. Соединения первого порядка или валентно насыщенные соединения. H2O, AgCl, NH3, HCl, KJ, HgJ2, CuSO4, FeCl3 и т.д. Они могут давать соединения высшего порядка или комплексные соединения. 1)NH3+ HClà [NH4]Cl, 2)AgCl+2NH3=[Ag(NH3)2]Cl, 3)CuSO4+4NH3= [Cu(NH3)4]SO4, 4)2KJ+HgJ2= K2[HgJ4], 5)FeCl3+6H2Oà [Fe(H2O)6]Cl3. Комплексные соединения- соединения, которые образуются без возникновения новых электронных пар, а за счет проявления дон.-акц. связи.(см.рис) BF3+NH3àBF3NH3, B-акцептор, N-донор. Общие св-ва ков. и дон.-акцепторных связей. Возникают за счет общих электрон- ных пар. В случае ковалентной связи все участники равноправны (каждый участник дает по 1 электрону) , д-а (каждый участник дает электронную пару). [Cu(NH3)4]SO4. Cu-комплексообразователь, 4-координационное число. ( )- внутренняя сфера, [ ]-внешняя сфера, NH3-лиганды. Заряд внутри сферы представляет собой сумму зарядов центрального иона и заряда лиганд. В целом заряд нейтрален.

Константа нестойкости. Двойные соли.

К4[Fe(CN)₆]₄=желтая гравитая соль = 4K⁺ + [Fe(CN)₆]^4-

Комплексный ион может распадаться на простые соли, например, [Fe(CN)₆]^4-= Fe²⁺ + 6CN^-

Kn - константа нестойкости молекулярного иона. Kn = ([Fe²⁺]*[CN^-]^6) / [Fe(CN)₆]^4.

Очевидно: чем меньше Kn , тем прочнее комплексное соединение. Kn 10^(-4) (для )

Наряду с комплексными соединениями существуют так называемые двойные соли.

K₂Al₂(SO₄)₄*24H₂O , etc... В отличие от комплексных соединений, у которых очень прочная внутренняя сфера, двойные соли при диссоциации сразу распадаются на простые ионы: K[MgCl₃] = K⁺ + Mg²⁺ + 3Cl^- .

13) Виды межмолекулярного взаимодействия. Потенциал Леннарда-Джонса.

Между валентнонасыщенными и в сумме электронейтральными молекулами вещества в различных агрегатных состояниях действуют силы притяжения и отталкивания, имеющие электростатическую природу. Относительная интенсивность этих сил во многом определяет физико-химические свойства вещества. Например, проявление сил отталкивания объясняет малую сжимаемость жидкостей и твердых тел. Силы притяжения лежат в основе таких явлений, как сжимаемость газов, адсорбция и т.д. Силы отталкивания есть результат взаимного отталкивания одноименно заряженных электронных оболочек. Силы отталкивания проявляются лишь на очень маленьких расстояниях и быстро убывают с увеличением расстояния. Eотт. =Ar^-n , n=12 r - расстояние между молекулами. A и n - константы, характеризующие конкретное вещество. Часто силы межмолекулярного притяжения называются силы Ван-Дер-Ваальсову. Различают

а) ориентационные силы

б) деформационные (индукционные)

в) дисперсионные силы.

a) ориентационные: они проявляются в случае, если молекула- ярко выраженный диполь. Такие молекулы стремятся расположиться упорядоченно: (+-) (-+) (+-) - уменьшение Eизб. В системе.

(б) у меня нету )

в) дисперсионное. Если молекулы не полярны, возникает так называемые мгновенные диполи В случае многоатомных молекул в эл.оболочке в одних местах сгущение, а в других - разряжение электронов : на какой-то момент времени молекула - диполь. Дисперсионные силы суммируются. Это преобладающий вид взаимодействия. Eд= (3h₁₂ *I₁*I₂) / (2r^6* (I₁+I₂) [I₁ ,I₂- величины, связанные с энергией ионизации .

Ориентационное взаимодействие преобладает, если молекулы - яркие диполи. В общем виде:

Eпритяж.=-B*r^-m , m=6.

Eсум. = Eпритяж.+Eотталк. = A*r^-n -B*r^-6. Эти силы действуют на расстояниях 3-5 A (10^-8 см.)

E 0.4*10^-4 кДж/Моль
14) Основные агрегатные состояния вещества. Характеристика газообразного, жидкого и твердого состояний. дальний и ближний порядок.

В настоящее время различают 4 основных агрегатных состояния вещества: газ\жид.\тверд.\плазма. В газ.\жид.\тв. Состоянии вещество не утрачивает своей химической индивидуальности (до 10^6 гр.цельсия) А в плазме электронные оболочки разрушаются. Газообразное состояние - высокотемпературное состояние. В этом стостоянии Епоступ.движ.молекул >> Eмежмолек.притяж. Молекулы газа перемещаются хаотически на значительных расстояниях друг от друга. По мере понижения температуры Eкинет.движ.частиц уменьшается и становится соизмерима с Емежмолек.притяж. Частицы не утрачивают способность к перемещению, но могут перемещаться только близко др. от др. : газ переходит в жидкость. Наименее изученное агрегатное состояние - жидкое. В этом состоянии существует очень много видов взаимодействия между частицами. При дальнейшем понижении температуры Епоступ.движ.частиц -> 0 . Частицы занимают строго фиксированное положение в пространстве. Жидкость переходит в состояние твердого тела. При этом расположение частиц в пространстве не хаотично, а определяется или видом хим.связи или типом межмолекулярного взаимодействия. Характерный признак - есть “дальний порядок” в расположении частиц (упорядоченное расположение частиц простирается на расстояние >> размеров частиц). В жидком состоянии - “ближний порядок” (упорядоченное расположение частиц простирается на расстояние размеров частиц).
15) p-T диаграмма. Кристаллическое, стеклообразное и аморфное состояние вещества. Закон Коновалова-Гиббса.

Вещества в стеклообразном или аморфном состоянии твердые только наощуп. Частично твердое состояние - кристаллическое состояние. Чтобы понять, как соотносятся кристаллическое, стеклообразное или аморфное состояние, мы рассмотрим P-t диаграмму (зависимость P пара вещества от температуры. [рисунок] AO - тв. , OB - жид. При охлаждении по мере убывания t , темп нарастания вязкости >> Vкристаллизации => может быть, что жидкость затвердевает, а процесс кристаллизации пройти не успел. Жидкость переходит в переохлажденное (стеклообразное) состояние. Постепенно стекло “расстекловывается” и становится мутным (идет процесс кристаллизации) . Если кристаллическое стекло измельчить до кусков из нескольких молекул, это будет аморфное состояние вещества. Pпара будет выше, чем над кристаллическим веществом (a``) , т.к. Sповерхности больше => легче испаряется. a``` - более сильное измельчение.

Согласно закону Коновалова-Гиббса, если сосуществуют две фазы одного и того же вещества при данной температуре, то более устойчивая фаза - та, при которой Pпара ниже (кристаллическая). Например, углерод: крист. - алмаз, графит, карбит, полиугулен, фулерен, аморф. - сажа.