ответы на лабораторные по химии. ответы по химии. Задача химии. Значение химии

• Название: Задача химии. Значение химии
• Анкор: ответы на лабораторные по химии
• Дата: 16.01.2022
• Размер: 270 Kb.
• Имя файла: ответы по химии.doc
• Тип: Задача; #332470
• страница: 2 из 5

Кратность КС или делоколизация связи – Число связей, образующихся между атомами, называется кратностью (порядком) связи. С увеличением кратности (порядка) связи изменяется длина связи и ее энергия.

Вопрос 7. Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

Механизм возникновения ковалентных связей путем обобществления неспаренных электронов двух атомов получил название обменного механизма. Образование ковалентной связи может происходить также при взаимодействии одного атома или иона с заполненной атомной орбиталью с другим атомом или ионом, имеющим вакантную (свободную) атомную орбиталь. Такой механизм образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным. Атом или ион, поставляющий пару электронов, называют донором, а атом или ион, к которому эта пара электронов пере­мещается, — акцептором. Согласно методу ВС, ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму возникает при перекрывании вакантной орбитали акцептора с заполненными орбиталями донора или донорной группы. Поэтому донорная группа должна содержать по меньшей мере одну неподеленную пару электронов

Пример:

А + В → А В – механизм обмена.

НСl

₁H 1s¹ H· + _*H → H·H

₁₇Cl … 3s²3p⁵ H· + ·Cl: → H:Cl

А: + В → А В – донорно-акцепторный механизм.


Вопрос 8. σ-, π-, δ- связь.

В зависимости от направления перекрывания атомных орбиталей различают σ-, π- и δ-связи.

σ-Связь возникает при перекрывании атомных орбиталей вдоль оси, соединяющей ядра взаимодействующих атомов (рис. II.4). Простейший случай σ-связи наблюдается у молекулы Н₂, образующейся за счет перекрывания s-орбиталей атомов водорода (рис. II.4,а). Вследствие сферической формы s-орби­талей два s-электрона могут образовывать только такую связь, при которой перекрывание атомных орбиталей происходит вдоль оси, соединяющей ядра атомов. σ-Связь может возникнуть также при перекрывании s- и р-орбиталей (рис. 11.4,6), двух р-орбиталей (рис. 11,4, в), двух d-орбиталей (рис. II.4, г) d- и s-орбиталей и d- и р-орбиталей. σ-Связь возникает, если атомные р- и d-opбитали ориентированы вдоль оси связи.

Рис. II.4. Перекрывание различных электронных

обла­ков при образовании σ–связи

π-Связь осуществляется при перекрывании атомных орбиталей по обе стороны оси, соединяющей ядра атомов. При взаимо­действии двух р-орбиталей (рис. II.5, а), расположенных перпен­дикулярно оси, соединяющей ядра атомов, возникают две области перекрывания. Соответственно π-связь характеризуется двумя областями перекрывания, расположенными по обе стороны оси, соединяющей ядра атомов. π-Связь также может образоваться при перекрывании р- и d-орбиталей (рис. 11.5,6) или двух d-opбиталей (рис. П.5,в).

δ-Связь возникает при перекрывании двух d-орбиталей, расположенных в параллельных плоскостях (рис. II.6). Таким образом, s-электроны могут участвовать лишь в образовании σ-связи, р-электроны — в образовании σ- и π-связей, a d-электроны — как в образовании σ- и π-связей, так и δ-связей. Еще более разнообразны способы взаимодействия f-электронов.

π- и δ-Связи налагаются на σ-связи, вследствие чего обра­зуются двойные и тройные связи.

Число связей, образующихся между атомами, называется кратностью (порядком) связи. С увеличением кратности (порядка) связи изменяется длина связи и ее энергия. Энергия двойной связи не увеличивается в два раза, а энергия тройной связи не увеличивается в три раза по сравнению с энергией одинарной связи. Это обусловлено разницей в энергии σ- и π-связей.



Рис. II.5. Перекрывание электронных

облаков при образовании π-связи














Рис. II.6. Перекрывание элек­тронных облаков при образова­нии б-связи

Рис. II.6. Перекрывание элек­тронных облаков при образова­нии б-связи

Рис. II.6. Перекрывание элек­тронных облаков при образова­нии б-связи

Рис. II.6. Перекрывание элек­тронных облаков при образова­нии б-связи

Рис. II.6. Перекрывание элек­тронных облаков при образова­нии б-связи

Рис. II.6. Перекрывание элек­тронных облаков при образова­нии б-связи

Рис. II.6. Перекрывание элек­тронных облаков при образова­нии б-связи
Рис. II.6. Перекрывание элек­тронных

облаков при образова­нии δ-связи

Вопрос 9. Ионная связь и ее свойства.

Ионная связь осуществляется в результате образования и электростатического взаимодействия противоположно заряжен­ных ионов. Ионная связь может возникать лишь при больших различиях в значениях электроотрицательностей атомов.

Так как электрическое поле иона имеет сферическую симмет­рию, то в отличие от ковалентной ионная связь не обладает направленностью. Взаимодействие двух противоположно заря­женных ионов не приводит к полной взаимной компенсации их полей, они сохраняют способность притягивать и другие ионы. Поэтому в отличие от ковалентной ионная связь не обладает насыщаемостью. Из-за отсутствия у ионной связи направленно­сти и насыщаемости каждый ион окружен ионами противополож­ного знака, число которых определяется размерами и силой отталкивания одноименно заряженных ионов. Поэтому соедине­ния с ионной связью представляют собой кристаллические вещества. Весь кристалл можно рассматривать как единую гигантскую молекулу, состоящую из очень большого числа ионов. Лишь при высоких температурах, когда вещество переходит в газообразное состояние, ионные соединения могут существо­вать в виде неассоциированных молекул.

Ионную связь можно рассматривать как предельную поляр­ную химическую связь, для которой эффективный заряд атома близок к единице. В то же время для неполярной ковалентной связи эффективный заряд атомов равен нулю. Химическая связь большинства соединений является полярной, т. е. имеет промежу­точный характер между неполярной ковалентной и ионной связями. Ковалентная связь имеет частично ионный характер. Долю ионного характера связи назы­вают степенью ионности, которая количественно харак­теризуется эффективными зарядами атомов в молекуле. Степень ионности связи возрастает с увеличением разности электроотрицательности образующих ее атомов.
Вопрос 10. Водородная связь и межмолекулярное взаимодействие.

Водородная связь. возникает между положительно поляризован­ным атомом водорода и отрицательно поляризованным атомом с большой электроотрицательностью.

Положительно поляризованный атом водорода обладает уникальными свойствами: очень малым размером и отсутствием внутренних электронных слоев, поэтому он может проникать в электронную оболочку отрицательно поляризован­ного атома соседней молекулы. Между двумя молекулами возни­кает взаимодействие, которое имеет электростатический и частич­но донорно-акцепторный характер. Водородную связь условно записывают как X—H---Y, где X и Y — атомы F, N, О или S (точ­ками обозначается собственно водородная связь).

Энергия и длина водородной связи в значительной мере опре­деляются электрическим моментом диполя связи и размерами атома. Длина связи уменьшается, а энергия водородной связи возрастает с увеличением разности ЭО у атомов X и Y и соответ­ственно электрического момента диполя связи X—Н и с умень­шением размера атома Y. Самая прочная связь образуется между HF.

Обычно же энергия водородной связи лежит в пределах 5— 25 кДж/моль, т. е. она больше энергии межмолекулярного взаи­модействия, но значительно меньше энергии ковалентной связи. Водородная связь имеет весьма широкое распространение. Она встречается в неорганических и органических соединениях. Водо­родная связь иногда определяет структуру вещества и заметно влияет на физико-химические свойства. Важную роль играет водородная связь в процессах кристаллизации и растворения веществ, образования кристаллогидратов, ассоциации молекул.
Вопрос 11. Комплексные соединения: строение, характер связи, диссоциация.

Соединения сложного состава, у которых можно выделить центральный атом (комплексообразователь) и непосредственно связанные с ним молекулы или ионы (лиганды), называются комплексными соединениями.

Первые комплексные соединения были синтезированы в сере­дине прошлого века, однако теоретические представления о них стали развиваться после опубликования в 1893 г. швейцарским химиком А. Вернером координационной теории. Большой вклад в химию комплексных соединений внесли русские ученые Л. А. Чугаев, И. И. Черняев и их ученики.

По координационной теории Вернера в каждом комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Внутрен­нюю сферу называют комплексом. При написании химических формул комплексных соединений внутреннюю сферу заключают в квадратные скобки.

Центральный атом внутренней сферы комплексного соедине­ния, вокруг которого группируются ионы или молекулы, назы­вается комплексообразователем. Частицы, непосредственно связанные с комплексо­образователем, называются лигандами. Число лигандов в комплексе называется координа­ционным числом комплексообразователя. Координационное число показывает число мест во внутренней сфере комплексного соеди­нения или число мест вокруг комплексообразователя, на кото­рых могут разместиться лиганды. Координационные числа разных комплексообразователей имеют значения от 2 до 12. Чаще Других встречаются комплексные соединения с координационным числом, равным 4 или 6, затем 8 или 2.

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, с отрицательным зарядом — анионным, с нулевым зарядом — нейтральным.

Заряд комплексообразователя равен и противоположен по знаку алгебраической сумме зарядов всех остальных ионов.

Координационная емкость лиганда — число мест, занимаемых каждым лигандом во внутренней сфере комплекса. Лиганды, ко­торые занимают одно координационное место у центрального атома, называют монодентатными. Однако лиганды могут зани­мать два и более (до восьми) координационных мест за счет образования с комплексообразователем соответствующего числа химических связей. Такие лиганды называются полидентатными.

Комплексообразователи. Способность элемента к образова­нию комплексных соединений относится к важнейшим его химиче­ским свойствам. Она зависит от строения внешнего электронного уровня атома элемента и определяется его положением в перио­дической системе Д. И. Менделеева. Как правило, комплексо­образователями являются атомы или чаще ионы металлов, имею­щие достаточное число свободных орбиталей. При образовании химических связей с лигандами комплексообразователи выпол­няют роль акцепторов. Возможность участия тех или иных орбиталей центрального атома в комплексообразовании меняется от перио­да к периоду.

Способность элементов к комплексообразованию от периода к периоду растет. При после­довательном переходе от одного периода к другому растет коор­динационное число элементов.

Лиганды. Лигандами в комплексных соединениях могут слу­жить анионы F^-, ОН", CN^_, SCN^-, N0^, С0²₃ ", С₂ОтГ и др.; нейтральные молекулы Н₂0, NH₃, CO, NO, F₂, N₂H₄, NH₂—СН₂— —СН₂—NH₂ (этилендиамин) и т. д. Почти все лиганды обладают одной или несколькими неподеленными парами электронов (NH3, Н₂0, F, ОН"). Иногда роль лигандов играют молекулы, не содержащие неподеленных пар электронов, но имеющие электро­ны, участвующие в образовании л-связи. Донорные свойства лигандов реализуются за счет s- и р-атомных орбиталей, а акцеп­торные— за счет вакантных р- и d-орбиталей.

-
Вопрос 12. Химичёская термодинамика, термодинамические параметры (Т, р, V). Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики.

Химическая термодинамика изучает переходы химической энергии в другие формы — тепловую, электрическую и т. п., уста­навливает количественные законы этих переходов, а также направление и пределы самопроизвольного протекания химиче­ских реакций при заданных условиях.

Объектом изучения в термодинамике является система. Системой называется совокупность находящихся во взаимо­действии веществ, мысленно (или фактически) обособленная от окружающей среды. Различают гомогенные и гетерогенные сис­темы. Гомогенные системы состоят из одной фазы, гетерогенные — из двух или нескольких фаз. Фаза — это часть системы, однородная во всех точках по составу и свойствам и отделенная от других частей системы поверхностью раздела. Примером гомогенной системы мо­жет служить вода, но вода с плавающим в ней льдом — система гетерогенная.

Одна и та же система может находиться в различных состоя­ниях. Каждое состояние системы характеризуется определенным набором значений термодинамических параметров. К термодина­мическим параметрам относятся температура, давление, плот­ность, концентрация и т. п. Изменение хотя бы только одного термодинамического параметра приводит к изменению состояния системы в целом. Термодинамическое состояние системы назы­вают равновесным, если оно характеризуется постоянством тер­модинамических параметров во всех точках системы и не изменя­ется самопроизвольно (без затраты работы).

Химическая термоди­намика изучает систему в двух равновесных состояниях (конеч­ном и начальном) и на этом основании определяет возможность (или невозможность) самопроизвольного течения процесса при заданных условиях в указанном направлении. В зависимости от условий перехода системы из одного состояния в другое в термодинамике различают изотермические, изобарические, изохорические и адиабатические процессы. Пер­вые— протекают при постоянной температуре (Т = const), вто­рые— при постоянном давлении (р = const), третьи — при по­стоянном объеме (V = const), четвертые — в условиях отсутствия обмена теплотой между системой и окружающей средой (q = 0). Химические реакции часто протекают в изобарно-изотермических условиях (р = const, T = const). Такие условия соблюда­ются, когда взаимодействия между веществами осуществляются в открытых сосудах без нагревания или при более высокой, но постоянной температуре. Иногда для химических реакций соблю­даются изохорно-изотермические условия (V— const, T = const).

Внутренняя энергия системы. При переходе системы из одного состояния в другое изменяются некоторые ее свойства, в част­ности внутренняя энергия U.

Внутренняя энергия системы представляет со­бой ее полную энергию, которая складывается из кинетической и потенциальной энергий молекул, атомов, атомных ядер и элект­ронов. Внутренняя энергия включает в себя энергию поступатель­ного, вращательного и колебательного движений, а также потен­циальную энергию, обусловленную силами притяжения и оттал­кивания, действующими между молекулами, атомами и внутри­атомными частицами. Она не включает потенциальную энергию положения системы в пространстве и кинетическую энергию дви­жения системы как целого.

Внутренняя энергия является термодинамической функ­цией состояния системы. Это значит, что всякий раз, когда система оказывается в данном состоянии, ее внутренняя энергия принимает определенное присущее этому состоянию зна­чение.

∆U = U₂ – U₁

где U₁и U₂— внутренняя энергия системы в конечном и началь­ном состояниях cсоответственно.

Первый закон термодинамики. Если система обменивается с внешней средой тепловой энергией Q и механической энергией (работой) А, и при этом переходит из состояния 1 в состоянии 2, количество энергии, которое выделится или поглощается системой форм теплоты Q или работой А равно полной энергии системы при переходе из одного состояния в другое и записывается:

q=∆U + A