Шпоры по общей химии. Основные понятия в химии
 Скачать 225.5 Kb.
|
|
I + F). В периодах наблюдается общая тенденция роста величины электроотрицательности, а в группах - ее падения. 13. Радиус атома орбитальный - теоретически рассчитанное положение главного максимума плотности внешних электронных облаков. Практически приходится пользоваться эффективным. Эффективный радиус - 1/2 расстояния между ядрами атомов химически связанных элементов. В периодах атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра, в общем, уменьшаются, так как при одинаковом числе электронных слоев возрастает заряд ядра, а следовательно, притяжение им электронов. В пределах каждой подгруппы элементов, как правило, радиусы атомов увеличиваются сверху вниз, так как возрастает число электронных уровней. 14. Химическая связь - электростатическое взаимодействие двух атомов, осуществляемое путем обмена электронами. Образование химической связи происходит за счет неспаренных электронов каждого атома. Неспаренные электроны связываются в общую пару – поделенная пара. При сближении атомов валентные электроны одного атома начинают притягиваться к ядрам другого атома и, наоборот, валентные электроны второго атома притягиваются к ядрам первого. Главный результат образования химической связи – уменьшение общей энергии системы ядер и электронов, а достигается этот результат путем совместного использования электронов разными ядрами. Электронная плотность между атомами, образующими химическую связь, увеличивается. При образовании химической связи атом стремится завершить внешний уровень и приобрести электронную конфигурацию инертного газа, отдавая или принимая электроны. В зависимости от того, как происходит обмен электронами, различают следующие виды химической связи: ковалентную (полярную и неполярную), ионную, водородную, металлическую (связь, которая образуется в результате взаимодействия относительно свободных электронов с ионами металлов, называются металлической связью. Этот тип связи характерен для простых веществ- металлов). основные черты химической связи:
15. Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые резко отличаются друг от друга по электроотрицательности. Например, типичные металлы литий(Li), натрий(Na), калий(K), кальций (Ca), стронций(Sr), барий(Ba) образуют ионную связь с типичными неметаллами, в основном с галогенами. Кроме галогенидов щелочных металлов, ионная связь также образуется в таких соединениях, как щелочи и соли. Например, в гидроксиде натрия(NaOH) и сульфате натрия(Na2SO4) ионные связи существуют только между атомами натрия и кислорода (остальные связи – ковалентные полярные). Не обладает направленностью и насыщенностью. 16. Ковалентная связь - связь, осуществляемая за счет образования общих электронных пар, принадлежащих обоим атомам. Общая пара электронов может быть получена двумя способами: 1) каждый из атомов отдает в общее пользование по одному электрону (обменный механизм); 2) один атом отдает в общее пользование два электрона, а другой ни одного (донорно-акцепторный механизм). Направленность – обуславливает пространственную структуру молекул, т.е. их геометрию (форму). Насыщаемость – способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Вследствие насыщаемости связей молекулы имеют определенный состав: H2, CH4, H2S, HCl. Полярность связи характеризует степень смещения общей электронной пары к одному из атомов. Ковалентную связь, образованную одинаковыми атомами называют неполярной, а связь образованную разными атомами – полярной. Валентный угол (угол между связями) – угол между линиями, соединяющими химически связанные атомы. Валентные углы в разных молекулах могут изменяться от 600 до 1800. Кратность (порядок) связи – число электронных пар, участвующих в образовании связи. Для обычных ковалентных связей это число может быть равно 1,2 или 3. 17. Обменный механизм образования ковалентной связи. При сближении атомов, содержащих Неспаренные электроны, электронные оболочки атомов перекрываются между собой. При этом возникает общая пара электронов, одновременно принадлежащая обоим атомам. Каждый атом предоставляет в эту пару по одному неспаренному электрону. Пример: H. +.H → H:H или Н-Н. общую пару электронов иногда обозначают черточкой, которая и символизирует химическую связь. В образующейся молекуле Н2 каждому атому водорода принадлежат два электрона, т.е. эти атомы имеют такую же электронную конфигурацию, как и атом инертного газа гелия. 18. Валентность. Метод валентных связей. Валентность атома – число химических связей, образованных данным атомом в соединении. Под числом химических связей подразумевают число общих пар электронов. В структурной формуле соединения, где химические связи изображены черточками, число черточек, отходящих от данного атома, равно его валентности. Пример. Атом кислорода в оксидах углерода СО и СО2 имеет валентность III и II, соответственно. Атом углерода в этих молекулах имеет валентность III и IV: О≡С, О≡С≡О. Понятие «валентность» применимо только к соединениям с ковалентными связями или к молекулам в газовой фазе. Валентность – это способность атомов присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента. Метод валентных связей. А) химическая связь между двумя атомами возникает как результат перекрытия АО с образованием электронных пар. Б) атомы, вступающие в химическую связь, обмениваются между собой электронами, которые образуют связывающие пары. Энергия обмена электронами между атомами (энергия притяжения атомов) вносит основной вклад в энергию химической связи. Дополнительный вклад в энергию связи дают кулоновские силы взаимодействия частиц. В) в соответствии с принципом Паули химическая связь образуется лишь при взаимодействии электронов с разными спинами. Г) характеристики химической связи (энергия, длина, полярность) определяются типом перекрывающихся АО. Метод валентных связей. Ковалентная связь направлена в сторону максимального перекрывания АО реагирующих атомов. 19. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Донор, акцептор. При образовании донорно-акцепторной ковалентной связи один атом (донор) предоставляет в общее пользование электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь (орбиталь – область пространства, где наиболее вероятно нахождение электрона). Пример. Образование иона аммония (точками обозначена неподеленная пара электронов атома азота, пустым квадратиком – свободная 1s-орбиталь иона водорода): В ионе аммония каждый из четырех атомов водорода связан с атомом общей электронной парой; три пары из четырех образованы по обменному механизму, одна – по донорно-акцепторному. Все связи H-N, образованные по двум различным механизмам, равноценны. В качестве доноров обычно выступают атомы с большим количеством электронов, имеющие неподеленные пары электронов; например, азот, кислород, фтор. 20. Сигма-связь, пи-связь, дельта-связь, кратные связи. δ-связь – ковалентная связь, образованная при перекрывании атомных орбиталей по линии, соединяющей ядра атомов. π-связь – ковалентная связь, образованная при перекрывании атомных орбиталей вне линии, соединяющей ядра атомов. дельта-связь – это кратные связи – это 21. Пространственная конфигурация молекул. Линейная, угловая, плоская, тригональная, пирамидальная, тетраэдрическая. Пространственная форма молекул – относительное расположение ядер атомов в пространстве. Линейная: число электронных пар химических связей – 2; угол между связями – 1800; пример молекулы – ВеН2.; угловая: число электронных пар химических связей – пример молекулы – Н2О; плоская: тригональная: пирамидальная: тетраэдрическая: число электронных пар химических связей – 4; угол между связями – 109,50; пример молекулы – СН4. 22. Гибридизация атомных орбиталей. Типы гибридизации. Гибридизация атомных орбиталей – изменение формы некоторых атомных орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей. гибридизация осуществляется тогда, когда в образовании связей данного атома участвуют электроны разного типа. Наиболее распространены следующие типы гибридизации:
23. Полярность молекул. Электрический момент диполя. 24. Водородная связь- вид химической связи типа А - Н...А'; образуется в результате взаимодействия атома водорода, связанного ковалентной связью с электроотрицательным атомом А (N, O, S и др.), и неподеленной парой электронов другого атома А' (обычно O, N). Атомы А и А' могут принадлежать как одной, так и разным молекулам. Водородная связь приводит к ассоциации одинаковых или различных молекул в комплексы; во многом определяет свойства воды и льда, молекулярных кристаллов, структуру и свойства многих синтетических полиамидов, белков, нуклеиновых кислот и др. Водородная связь - это своеобразная химическая связь. Она может быть межмолекулярной и внутримолекулярной. Межмолекулярная водородная связь возникает между молекулами, в состав которых входят водород и сильно электроотрицательный элемент - фтор, кислород, азот, реже хлор, сера. Поскольку в такой молекуле общая электронная пара сильно смещена от водорода к атому электроотрицательного элемента, а положительный заряд водорода сконцентрирован в малом объеме, то протон взаимодействует с неподеленной электронной парой другого атома или иона, обобществляя ее. В результате образуется вторая, более слабая связь, получившая название водородной. Обычно водородную связь обозначают точками и этим указывают, что она намного слабее ковалентной связи (примерно в 15-20 раз). Тем не менее, она ответственна за ассоциацию молекул. Например, образование димеров (в жидком состоянии они наиболее устойчивы) воды и уксусной кислоты можно представить схемами: H - O....H - O | | H H (H2O)2 O....H - O // \ CH3 - C C - CH3 \ // O - H....O (CH3COOH) 2 Как видно из этих примеров, посредством водородной связи объединены две молекулы воды, а в случае уксусной кислоты - две молекулы кислоты с образованием циклической структуры. Рассмотрим образование водородной связи на примере воды. Здесь водород оказывается одновременно стянутым к кислороду второй молекулы:  водород второй молекулы стянут к кислороду третьей молекулы и т д.:  Водородную связь обозначают тремя точками. Рассмотренный на примере воды вид водородной связи называется межмолекулярной водородной связью. Образование водородных связей играет важную роль, как в химических, так и в биологических системах. Существование водородных связей в воде чрезвычайно важно для биологических процессов, так как свойства воды (температура кипения и кристаллизации) в значительной мере определяются наличием системы связей О–Н...О–Н. Благодаря водородным связям вода имеет температуру кипения гораздо выше, чем следовало бы ожидать по ее молекулярной массе, а температура плавления воды почти на 200° С превышает ожидаемую на основании ее молекулярной массы. 25. Комплексные соединения, комплексообразователи, лиганды, коордиционное число. Классификация. Комплексные соединения - сложные вещества, состоящие из центрального атома (комплексообразователя) и связанных с ним молекул или ионов (лигандов). Центральный атом и лиганды образуют внутреннюю сферу комплекса, которую при записи заключают в квадратные скобки. Число лигандов, окружающих центральный атом, называется коордиционным числом комплекса. Ионы, окружающие комплекс, образуют внешнюю сферу комплекса. Связи во внутренней сфере образованы по донорно-акцепторному механизму (центральный атом – акцептор, лиганды – доноры электронов), связь между внутренней и внешней сферами комплекса – ионная. Заряд комплекса численно равен суммарному заряду внешней сферы и противоположен ему по знаку. Различают катионные, анионные и нейтральные комплексы. Комплекс с положительным зарядом называют катионным, например [Cu(NH3)4]2+, с отрицательным зарядом – анионным, например [Cd(CN)4]2-, с нулевым зарядом – нейтральным, например Fe(CO)5. Заряд комплексообразователя равен и противоположен по знаку алгебраической сумме зарядов всех остальных ионов. Комплексные, или координационные, соединения относятся к многочисленному классу соединений, в состав которых могут входить как неорганические, так и органические соединения в виде нейтральных или заряженных частиц. По своей многочисленности они занимают второе место после органических соединений. CuSO4+2NaOH= Cu(OH)2+Na2SO4
Такие соединения называются соединениями высшего порядка, или комплексными. Современная координационная химия связана с именем швейцарского химика А. Вернера, сформулировавшего основные положения координационной теории (1893 г.).По этой теории центром комплексного соединения является ион метала, как правило, d - элемента, реже p - элемента. Центральный ион (атом) комплексного соединения называется комплексообразователем. Координационными называют соединения, содержащие в одном из агрегатных состояний группу ионов или нейтральных молекул (лигандов), в определенном порядке размещенных (координированных) вокруг атома (иона) - комплексообразователя).  Лигандами могут быть нейтральные молекулы (NH3, H2O, CO), кроме того, лигандами являются различные анионы, различные кислотные остатки (OH-, Ce-, NO2-).Число, стоящее за круглыми скобками, называется координационным числом. Координационное число показывает, какое количество лигандов координирует вокруг себя данный комплексообразователь. Таким образом, комплексообразователь имеет две характеристики:заряд,координационное число.
Комплексообразователь с лигандами образуют (внутреннюю сферу комплексного соединения).  Заряд комплексного иона представляет собой алгебраическую сумму зарядов комплексообразователя и лигандов. Классификация комплексных соединений Комплексные соединения подразделяются на электролиты и неэлектолиты. Комплексные неэлектролиты:
Последнее соединение называется неоднородным комплексным соединением, так как комплексообразователь координирует вокруг себя различные лиганды.
Комплексные электролиты подразделяются на |