- •Лекции по общей химии Введение.
- •Основные законы химии.
- •Стехиометрические законы.
- •Газовые законы.
- •3. Уравнение состояния идеального газа (Клапейрона-Менделеева).
- •Строение атома
- •Квантово-механическая модель строения атома
- •Лекция 3. Периодический закон и электронные конфигурации атомов.
- •Радиусы атомов. Потенциал ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность.
- •Лекции 2, 3 Химическая связь. Метод молекулярных орбиталей (ммо).
- •Рассмотрим молекулы нf и ВеН2, в которых имеет место образование несвязывающих мо. Сравнение методов мвс и ммо.
- •О валентности.
- •Металлическая связь.
- •Ионная связь.
- •Водородная связь.
- •Межмолекулярные взаимодействия.
- •Взаимосвязь между типом хс и свойствами веществ.
- •Стеклообразное состояние вещества.
- •Применение процессов возбуждения электронов для практических целей.
- •Основы химической термоднамики. Функции состояния.
- •Внутренняя энергия
- •Энтальпия.
- •Энтропия.
- •2 Закон (Начало)т/д: в изолированной системе самопроизвольно протекают только такие процессы, которые ведут к росту энтропии.
- •Энергия Гиббса.
- •Энергия Гельмгольца.
- •Кинетика химических реакций.
- •Зависимость скорости реакции от температуры.
- •Катализ.
- •Цепные реакции.
- •Химическое равновесие.
- •Растворы.
- •Свойства разбавленных растворов неэлектролитов (коллигативные свойства – независящие от природы вещества).
- •Осмос и осмотическое давление.
- •Диссоциация кислот, оснований, солей.
- •Протонная теория кислот и оснований Бренстеда и Лоури.
- •Произведение растворимости.
- •Особенности растворов сильных электролитов.
- •Ионные реакции в растворах электролитов.
- •Комплексные соединения.
- •Количественные характеристики процесса гидролиза.
- •Буферные растворы.
- •Окислительно-восстановительные реакции.
- •Окислительно-восстановительная двойственность.
- •Составление уравнений овр.
- •Окислительно-восстановительный (электродный) потенциал.
- •Окислительно-восстановительная способность двух форм электрохимической системы.
- •Эдс как количественная характеристика возможности протекания окислительно-восстановительного процесса.
- •Окислительно-восстановительная способность двух форм электрохимической системы.
- •Уравнение Нернста.
- •1.Взаимодействие металлов с водой.
- •2.Взаимодействие металлов с растворами щелочей.
- •3.Взаимодействие металлов с кислотами, в которых окислитель – катион водорода.
- •4.Взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой.
- •Взаимодействие концентрированной серной с неметаллами-восстановителями.
- •5.Взаимодействие металлов с азотной кислотой (разб. И конц.).
- •Взаимодействие азотной кислоты с неметаллами
- •Взаимодействие металлов с растворами солей.
- •Окислительно-восстановительные свойства воды.
- •Коррозия металлов
- •Газовая коррозия
- •Образование оксидной пленки на металлах
- •Атмосферная коррозия
- •Электрохимическая коррозия
- •Методы защиты от коррозии.
- •1. Модификация самого металла:
- •2.Отделение (предохранение) металла от окружающей среды с помощью защитных покрытий (неметаллических):
- •3.Металлические защитные покрытия.
- •4.Электорохимические методы защиты (суть – заставить разрушаться болванкам).
- •5.Специальная обработка электролита или среды, в которой находится металл (удаление или уменьшение концентрации веществ, вызывающих коррозию).
- •6.Химическая обработка для повышения коррозионной стойкости (пассивация поверхности металла) - то, что не использовалось в выше приведенных методах, часто в расплавах или при повышенных температурах.
- •Измерение э.Д.С. Химических источников тока.
- •Химические источники электрической энергии (хиээ)
- •Аккумуляторы.
- •Типы аккумуляторов
- •Свинцово-кислотные аккумуляторы.
- •Принцип действия
- •Устройство
- •Литий-ионные аккумуляторы.
- •Литиевые элементы различных электрохимических систем
- •Электролиз.
- •Законы электролиза м. Фарадея.
- •Практическое применение электролиза.
- •Электрофорез и электродиализ.
- •Металлы и сплавы.
- •Классификация металлов.
- •Основные методы получения металлов.
- •Получение металлов высокой чистоты.
- •Металлы и сплавы
Ионная связь.
Первая теория разработана Косселем в начале 20 века. Ионная связь – это предельный случай полярной ковалентной связи. В результате передачи электронов отодного атома к другому, атомы приобретают электронную конфигурацию инертного газа, образую отрицательно и положительно заряженные ионы: Na* + Cl = Na+ ( Cl )-.
Ионная связь образуется, когда в взаимодействие вступают атомы с сильно различающимися электроотрицательностями(ЭО). Чем больше разность ЗО, тем более ионный характер химической связи. Условно принято: ЭО 2 – связь ионная; 0.4 ЭО 2 –полярная ковалентная; ЭО 0,4 –ковалентная неполярная. Например: НF ЭО = 4-2,1 =1,9 – связь полярная ковалентная. NaF ЭО = 4- 0,9 = 3,1 – связь ионная. Чисто ионной связи не существует. Доказательством этого служит определение эффетивного заряда иона из величины дипольного момента: Н+0,17Cl-0,17 , Cs+0,98F-0,98. У фторида цезия максимальная степень ионности связи. Есть такая характеристика – степень ионности связи = Мэкс/Мрасч100%, где М – дипольный момент. (НI)= 5%, (HBr)= 12%, (HCl)=17%.
Для ионной связи характерно отсутствие направленности и насыщаемости. Соединения с ионной связью – это кристаллические вещества (ионные кристаллы): оксиды, сульфиды, галогениды щелочных и щелочноземельных металлов – твердые вещества с достаточно прочными связями, средней твердости, с довольно высокими температурами плавления (2000С); в твердом состоянии не проводят электрический ток. В узлах кристаллической решетки находятся ионы: катионы и анионы. Отдельных молекул там выделить нельзя.
Ионные кристаллы в расплавах и растворах существуют в виде ионов, т.е. обладают ионной проводимостью (проводники 2 рода). Соединения с ковалентной полярной связью в полярных растворителях(воде) также становятся ионными: это кислоты, основания, соли, амфотерные гидроксиды. Рассмотрим, почему диссоциация идет по тому или иному типу (кислоты или основания). Это тоже можно объяснить, рассчитывая разность относительных электроотрицательностей элементов. Примеры: ОЭО О(3,5), Н(2,1), Na(0.9), S(2,5), Zn(1,6).
Окраска ионных соединений часто зависит от электростатического взаимодействия между катионом и тем или иным анионом. Например: СuSO4 – бесцветное соединение; СuSO4 5Н2О – синее; СuCl2 – желтое; СuCl2 2Н2О – зеленое; СuS – черное; Сu(ОН)2 – синее. Соединения с ковалентной связью могут быть окрашены (NО2), но чаще бесцветны. Металлы не растворяются в полярных и неполярных растворителях. Ионные соединения растворяются в полярных растворителях и не растворяются в неполярных, и наоборот. «Подобное растворяется в подобном» - сказал Менделеев.
Водородная связь.
Атом водорода может быть связан одновременно с двумя атомами: с одним химической связью, а с другим водородной. Водородная связь - это слабая химическая связь, которую образует положительно поляризованный атом водорода с отрицательно поляризованным атомом в другой молекуле за счет сил электростатического притяжения. Причина образования водородной связи – способность малого по размеру атома водорода глубоко внедряться в электронную оболочку другого атома. Водородная связь характерна для соединений водорода с небольшими по размеру атомами элементов второго периода с высокой электроотрицательностью: азотом, кислородом, фтором.
Например, водородные связи образуются между молекулами воды, фтороводорода, аммиака, этилового спирта: F - H…F – H…F – H.
Энергия водородной связи примерно в 10 раз меньше одинарной ковалентной связи и составляет 10-40кДж. Наличие водородных связей между молекулами повышает температуры плавления и кипения этих веществ по сравнению с их аналогами. Для сравнения приведены температуры кипения и плавления воды, сероводорода и селеноводорода:
Н2О Н2S Н2Sе
Тпл0С 0 -80 -70
Ткип0С 100 -50 -30
Водородные связи между молекулами воды определяют ее особые свойства. Известно более 40 различных структур воды. За счет водородных связей возникает каркасная структура льда, обуславливающая его меньшую плотность по сравнению с жидкой водой. Максимальная плотность воды при 40С. При плавлении водородные связи разрушаются всего на 10%, а при кипении – полностью.
Водородная связь может осуществляться внутри одной молекулы (внутримолекулярная водородная связь). Прочность такой связи достигает величин химической связи – до 400кдж. Она широко распространена в органических соединениях, а также имеет место в гидратированных ионах Н+ и ОН-, в ионе дифторида водорода:
Образование водородных связей играет важную роль в таком понятии, как комплементарность – взаимное соответствие в химическом строении взаимодействующих молекул. Это соответствие обеспечивается за счет образования вторичных связей между ними (чаще всего водородных). Комплиментарные структуры подходят как ключ к замку. Примеры комплементарных структур: спаривание двух нитей ДНК, соединение фермента с субстратом, антигена с антителом.