Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Скачиваний:
44
Добавлен:
30.03.2015
Размер:
156.67 Кб
Скачать

1.Фундаментальный закон сохранения массы-энергии (А.Эйнштейн). Закон сохранения массы в химии (М.В.Ломоносов). Закон постоянства состава. Дальтониды и бертоллиды. Закон кратных отношений. Закон удельных теплоёмкостей.

В 1905 г. А.Эйнштейн показал, что между массой тела и его энергией существует связь, выражаемая соотношением E=mc2, где с-скорость света в вакууме,2,997925*108 м*с-1 (или приближённо 300000км/с). Это уравнение Эйнштейна справедливо как для макроскопических тел, так и для частиц микромира. При химических реакциях всегда выделяется или поглощается энергия. Поэтому при учёте массы веществ необходимо принимать во внимание прирост или убыль её, отвечающие поглощению или выделению энергии при данной реакции. Однако из-за громадного значения величины с2 тем энергиям, которые выделяются или поглощаются при химических реакциях, отвечают очень малые массы, лежащие вне химических реакций, отвечают очень малые массы, лежащие вне пределов возможности измерений. Поэтому при химических реакциях можно не принимать во внимание ту массу, которая приносится или уносится с энергией. При академии наук Ломоносов создал химическую лабораторию, в ней он изучал протекание химических реакций. При этом он установил закон сохранения массы: Масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. Ломоносов впервые сформулировал этот закон в 1748 г., а экспериментально подтвердил его на примере обжигания металлов в запаянных сосудах в 1756 г.

В результате установления закона сохранения массы с конца 18 века в химии прочно утвердились количественные методы исследования. Был изучен количественный состав многих веществ. При этом был установлен закон постоянства состава: Соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения. Многие элементы, соединяясь, друг с другом, могут образовать разные вещества, каждое из которых характеризуется определённым соотношением между массами этих элементов. Изучая подобные соединения, Дальтон в 1803 г. установил закон кратных отношений: Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа. В связи с открытием изотопов выяснилось, что соотношение между массами элементов, входящих в состав данного вещества, постоянно лишь при условии постоянства изотопного состава этого элементов. Вещества постоянного состава называются дальтонидами, а вещества переменного состава называются бертоллидами (соединения с титаном). Закон удельных теплоёмкостей был сформулирован Дюлонгом и Пти: произведение уд.теплоемкости простого вещества на ат.массу этого элемента, является величиной приближённо-постоянной. А*с=25,9Дж/К*моль. Уд.теплоёмкость - количество теплоты, необходимое для нагревания единицы массы данного вещества на 1К.

2.Понятие эквивалента. Эквивалентная масса. Эквивалентные массы простых и сложных веществ.

Из закона постоянства состав следует, что элементы соединяются друг с другом в строго определённых количественных соотношениях. Поэтому в химию были введены понятия эквивалента и эквивалентной массы. В настоящее время эквивалентом элемента называют такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещают то же количество атомов водорода в химических реакциях. Масса 1 эквивалента элемента называется его эквивалентной массой. Эквиваленты и эквивалентные массы обычно находят либо по данным анализа соединений, либо на основании результатов замещения одного элемента другим. Для определения эквивалента элемента необязательно исходить из его соединения с водородом. Эквивалент можно вычислить по составу соединения данного элемента с любым другим, эквивалент которого известен. Наряду с понятием об эквивалентной массе иногда удобно пользоваться понятием об эквивалентном объёме, т.е. объёме, который занимает при данных условиях 1 эквивалент рассматриваемого вещества. понятие об эквивалентах и эквивалентных массах распространяется также на сложные вещества. Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества. Исторически сложилось, что понятие эквивалента было введено до открытия понятия атома.

3.Закон эквивалентов и следствия из него. Вычисление эквивалентной массы вещества для конкретной реакции.

Закон эквивалентов был сформулирован в 1792 г. физиком Рихтером: вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. m1/m212 .

10 Массы двух веществ, продуктов или исходных веществ реакции пропорциональных их эквивалентным массам.

20 Количество эквивалентов всех веществ, участвующих в данной реакции, одинаково.

30 Суммы эквивалентных масс исходных веществ данной реакции равны сумме эквивалентных масс продуктов.

Эпр.в=А/В. Э (АхВу)=ЭАВ. Э (АхВу)=М/ВА*х. Экис=М/основ. Эосн=М/кисл. Эсоли=М/Zкат*Nан.

4.Газовые законы: Авогадро, Бойля-Мариотта, Гей-Люссака. Объединённый газовый закон. Уравнение состояния идеального газа.

Закон Бойля-Мариотта: Для данной массы газа произведение давления на объём есть величина постоянная при неизменной температуре. Первые количественные исследования между газами принадлежат фр.учёному Гей-Люссаку. Измеряя объёмы газов, вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции, Гей-Люссак пришёл к обобщению, известному под названием закона простых объёмных отношений Гей-Люссака: Объёмы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объёмам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа. В 1811 г. Итальянский физик Авогадро объяснил простые отношения между объёмами газов, наблюдающиеся при химических реакциях, установив закон Авогадро: В равных объёмах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и то же число молекул. Это закон вводил в науку представление о молекулах как о мельчайших частицах вещества. Закон Авогадро позволил сделать выводы о числе атомов в молекулах газов. Измерения объёмов газов обычно проводят при условиях, отличных от нормальных. Для приведения объёма газа к нормальным условиям можно пользоваться объединённым газовым законом: PV/T=P0V0/T0. Мольные массы газов можно вычислить, пользуясь уравнением состояния идеального газа - уравнением Клапейрона – Менделеева: PV=mRT/M.

12.Основные положения квантовой механики: квантование энергии, корпускулярно-волновой дуализм, статистический метод описания микрообъектов (принцип неопределенности).

Создание квантовой механики произошло на пути обобщения представления о корпускулярно-волновой двойственности фотона на все объекты микромира и, прежде всего, на электроны. Корпускулярные свойства фотона выражаются уравнением Планка E= согласно которому фотон неделим и существует в виде дискретного образования. Волновые же свойства фотона находят выражение в уравнении λν=с связывающем длину волны электромагнитного колебания с его частотой и скоростью распространения. Использование здесь понятия о длине волны предполагает, что фотон обладает волновыми свойствами. Из этих уравнений получаем соотношение, связывающее корпускулярную характеристику фотона Е с его волновой характеристикой λ: E=hc. В 1924 г. Луи де Бройль предположил, что корпускулярно-волновой дуализм присущ не только фотонам, но и электронам, следовательно, для электрона можно записать, что λ=h/. Гейзенберг установил принцип неопределенности: невозможно одновременно точно определить положение микрочастицы и её скорость. Квантовая механика отказывается от уточнения положения электронов в пространстве, она заменяет классическое понятие точного нахождения частицы понятием статистической вероятности нахождения частицы в данной точке пространства.

20. современная формулировка периодического закона. Периодическая зависимость атомных радиусов, энергии ионизации и электроотрицательности.

С увеличением заряда ядра электронная структура внешних электронных слоёв атомов периодически повторяется. Отсюда следует, что расположение элементов в периодической системе соответствует электронному строению атомов. Но электронное строение атомов определяется зарядом их ядер и, в свою очередь, определяет свойства элементов и их соединений. В этом и состоит сущность периодической зависимости свойств элементов от заряда ядра их атомов, выражаемой периодическим законом: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных масс элементов. В пределах одного и того же периода радиус атома уменьшается, увеличивается заряд ядра и число электронов на внешнем уровне; металлические свойства уменьшаются, а неметаллические усиливаются

13. Движение электрона в атоме. Волновое облако. Волновая функция. Орбиталь.

Исходя из представления о наличии у электрона волновых свойств, Шрёдингер в 1925 г. предположил, что состояние движущегося в атоме электрона должно описываться известным в физике уравнением стоячей электромагнитной волны. Особенно важное значение для характеристики состояния электрона имеет волновая функция ψ. Подобно амплитуде любого волнового процесса, она может принимать как положительные, так и отрицательные значения. Однако величина ψ2 всегда положительна. При этом она обладает замечательным свойством: чем больше её значение в данной области пространства, тем выше вероятность того, что электрон проявит здесь своё действие, т.е. что его существование будет обнаружено в каком-либо физическом пространстве. Более точным будет следующее утверждение: вероятность обнаружения электрона в некотором малом объёме ∆V выражается произведением ψ2V. Таким образом, сама величина ψ2 выражает плотность вероятности нахождения электрона в соответствующей области пространства. Представление об электроне как о материальной точке не соответствует его истинной физической природе. Чем плотнее расположены точки в том или ином месте, тем больше здесь плотность электронного облака. Иначе говоря, плотность электронного облака пропорциональна квадрату волновой функции. Электронное облако не имеет чётко очерченных границ, даже на большом расстоянии от ядра существует некоторая, хотя и очень малая, вероятность нахождения электрона. Поэтому под электронным облаком условно будем понимать область пространства вблизи ядра атома, в которой сосредоточена преобладающая часть заряда и массы электрона. Размеры и форму орбитали принято считать размером и формой электронного облака.

14. Главное квантовое число. Энергетические уровни. Их энергии. Переходы электронов между уровнями. Основное и возбуждённое состояние атома.

Переход электрона из одного квантового состояния в другое связан со скачкообразным изменением его энергии и размеров его электронного облака. При переходе электрона из более высокой Е в состояние с менее высокой Е происходит с выделением энергии, а при переходе из низкой Е в состояние с высокой Е происходит при поглощении энергии. Возбуждение атома происходит при нагревании, электроразряде, поглощении света. В основном состоянии атом может находиться неограниченное время. При уменьшении энергии связи с ядром, размер облака – увеличиваются и, наоборот. Волновые функции, получаемые при решении уравнения Шрёдингера, соответствуют энергиям, которые описываются формулой Е= - 21,76*10-19/n2 Дж. Допустимые уровни энергии электрона определяются значением целого числа n, получившего название главного квантового числа. Состояние электрона, характеризующееся определённым значением главного квантового числа, принято называть энергетическим уровнем электрона в атоме. Главное квантовое число определяет и размеры электронного облака. Электроны, характеризующиеся одним и тем же значением главного квантового числа, образуют в атоме электронные облака приблизительно одинаковых размеров; поэтому можно говорить о существовании в атоме электронных слоёв, или электронных оболочек, отвечающих определённым значениям главного квантового числа.

15.Орбитальное, магнитное, спиновое квантовые числа. Формы орбиталей и их пространственная ориентация.

Форма электронного облака не может быть произвольной. Она определяется орбитальным квантовым числом, которое может принимать целочисленные значения от 0 до (n-1), где n-главное квантовое число. В многоэлектронных атомах энергия электрона зависит от значения орбитального квантового числа l. Состояние электрона, характеризующееся различными значениями l, принято называть энергетическими подуровнями электрона в атоме. Электроны, характеризующиеся значениями побочного квантового числа 0, 1, 2, 3, называют соответственно s-электронами, затем p-, d- и f-электронами. Электронное облако не имеет резко очерченных в пространстве границ. Поэтому понятие о его размерах и форме требует уточнения. Электронное облако 1s-электрона обладает сферической симметрией, т.е. имеет форму шара. Отсюда следует, что волновая функция 1s-электрона обладает постоянным знаком, будем считать его положительным. Распределению вероятности обнаружения 2p-электрона соответствует форма электронного облака, напоминающая объёмную восьмёрку или гантель, волновая функция этого электрона в разных частях электронного облака имеет различный знак. Ещё более сложную форму имеют эл.облака d-электронов. Каждое из них представляет собой «четырёхлепестковую» фигуру, причём знаки волновой функции в «лепестках» чередуются. Ориентация электронного облака в пространстве определяется магнитным квантовым числом m. Магнитное квантовое число может принимать любые целочисленные значения от +l до –l. Состояние электрона в атоме, характеризующееся определёнными размерами, формой и ориентацией в пространстве электронного облака, получило название атомной электронной орбитали. Исследования атомных спектров привели к выводу, что электрон характеризуется также квантовой величиной, не связанной с движением электрона вокруг ядра, а определяющей его собственное состояние. Эта величина получила название спинового квантового числа или просто спина. Спин электрона может принимать значения +0,5 или -0,5.Спин характеризует вращение электрона вокруг своей оси.

18. Заполнение электронами орбиталей у d-элементов на примере Mn, Pd, Cd.

Mn 3d54s2 , Pd (палладий 46) 4d105s0 , Cd (кадмий 48) 4d105s2

17. Заполнение электронами орбиталей у элементов малых периодов на примере элементов третьего периода.

Na 3s1, Mg 3p2, Al 3p1, Si 3p2, P 3p3, S 3p4, CL 3p5, Ar 3p6

19. Заполнение электронами орбиталей у f-элементов на примере Lu, Sm.

Lu (лютеций 71) 4f145d16s2 , Sm (самарий 62) 4f65d06s2

16. Заполнение орбиталей электронами в атоме. Принцип Паули. Правило Клечковского. Правило Хунда.

Для определения состояния электрона в многоэлектронном атоме важное значение имеет сформулированное В.Паули положение (принцип Паули): в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми. Два электрона имеющие разные спины и находящиеся на одной орбитали называются спаренными. Наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует возможному минимальному значению его энергии. Любое другое состояние называется возбуждённым, неустойчивым; из него электрон самопроизвольно переходит в состояние с более низкой энергией. Правило Хунда: устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально. Советский учёный В.М.Клечковский установил, что при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел к орбиталям с большим значением этой суммы, а при одинаковых значениях этой суммы заполнение происходит последовательно в направлении возрастания значения гл.кван.числа. Порядок заполнения: 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,5f,6d,7p,6f.

22. основные положения метода молекулярных орбиталей (ММО). Приминение ММО для описания ковалентной связи в молекуле водорода. Связывающие и разрыхляющие орбитали.

Состояние электрона в атоме описывается квантовой механикой как совокупность атомных электронных орбиталей; каждая такая орбиталь характеризуется определённым набором атомных квантовых чисел. ММО исходит из предположения, что состояние электронов в молекуле также может быть описано как совокупность молекулярных электронных орбиталей, причём каждой молекулярной орбитали соответствует определённый набор молекулярных квантовых чисел. Электронное облако принадлежит нескольким атомным ядрам и участвует в образовании многоцентровой химической связи. Если при образовании МО плотность эл.облака в межъядерном пространстве увеличивается, то образуется химическая связь. Поэтому МО рассматриваемого вида называется связывающей. Если же возникают силы, приводящие к отталкиванию ядер, то химическая связь не возникает, в этом случае МО называется разрыхляющей. В ММО кратность связи принято определять по числу связывающих электронов. С позиции ММО химическую связь в молекуле водорода следует рассматривать как простую связь. При образовании молекулярного иона H2+ единственный электрон переходит с атомной орбитали 1s на связывающую орбиталь σсв1s, что сопровождаетсявыделением энергии и может быть выражено схемой: H [1s1] + H+→H2+ [ ( σсв1s)1 ] + 259 кДж.

23. применение метода молекулярных орбиталей (ММО) для описания ковалентной связи в гомоядерных двухатомных молекулах элементов второго периода на примере кислорода. Диамагнетики и парамагнетики.

Молекулы, в состав которых входят только спаренные электроны, не создают собственного магнитного поля. Вещества, состоящие из таких молекул, являются диамагнетиками – они выталкиваются из магнитного поля. Вещества, молекулы которых содержат неспаренные электроны, обладают собственным магнтным полем и являются парамагнитными; такие вещества втягиваются в магнитное поле. В молекуле О2 в образовании хим.связей принимают участие по четыре 2p-электрона каждого атома. Шесть электронов занимают три связывающих МО, а два размещаются на разрыхляющих МО π разр 2p. Здесь избыток числа связывающих электронов над разрыхляющими равен 4, а кратность связи 2. В молекуле О2 имеются два неспаренных электрона, следовательно, она является парамагнетиком. При образовании иона О2+ из молекулы О2 удаляется электрон, находящийся на разрыхляющей орбитали, т.е. электрон обладающий максимальной энергией. Отсюда увеличивается кратность связи и образуется более прочная молекула.

11.Строение атома. Свойства элементарных частиц, входящих в состав атома. Изотопы.

Согласно модели, предложенной в 1903 г. Дж. Дж. Томсоном, атом состоит из положительного заряда, равномерно распределённого по всему объёму атома, и электронов, колеблющихся вокруг этого заряда. Резерфорд в 1911 г. предложил следующую схему строения атома, получившую название ядерной модели атома. Атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена преобладающая часть массы атома, и вращающихся вокруг него электронов. Положительный заряд ядра нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом электронов, поэтому атом в целом электронейтрален. Заряд ядра численно равен порядковуму номеру элемента в периодической таблице. Атомные ядра состоят из протонов p и нейтронов n. Протон – элементарная частица, обладающая массой 1,0728 а.е.м. и положительным зарядом равным по абсолютной величине заряду электрона. Нейтрон также представляет собой элементарную частицу, но не обладающую электрическим зарядом. Масса нейтрона равна 1,00867 а.е.м. Сумма числа протонов и числа нейтронов называется массовым числом атома. Между образующими ядро частицами действуют два вида сил: электростатические силы отталкивания протонов и ядерные силы, действующие между протонами и нейтронами. Свойства элементарных частиц: масса, заряд, время жизни, спин, странность, очарование. Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра, но разным числом нейтронов, называются изотопами. Для обозначения изотопов пользуются обычными символами элементов, добавляя к ним слева вверху индекс, указывающий массовое число изотопа. Химический элементэто вид атомов, характеризующийся определённой величиной положительного заряда ядра.

21. Структура периодической системы. Периоды и группы. Большие и малые периоды. Главные и побочные подгруппы. Физический смысл порядкового номера. Максимальная и минимальная степени окисления элемента.

Ряды элементов, в пределах которых свойства элементов изменяются периодически, называются периодами. Вертикальные столбцы, в которых один под другим размещены элементы сходные между собой, называются группами. Первые три периода, начинающиеся со щелочного металла и заканчивающиеся благородным газом, называбтся малыми периодами. В остальных периодах свойства повторяются через восемнадцать элементов, эти периоды называются большими. В восьмом ряду после лантана идут 14 элементов, называемых лантаноидами, которые чрезвычайно сходны с лантаном и между собой, они помещены вне общей таблицы. За актинием также идут 14 элементов, сходных с ним по строению, они называются актиноидами и также помещены вне общей таблицы. Чтобы отметить различие между рядами больших периодов, элементы первых рядов сдвинуты в таблице влево, а вторых – вправо. Что же касается элементов малых периодов, которые Менделеев назвал типическими, то в первой и второй группах они ближе примыкают по своим свойствам к элементам чётных рядов и сдвинуты влево, а других – к элементам нечётных рядов и сдвинуты вправо. Элемены сдвинутые влево объединены в главную подгруппу, а элементы, сдвинутые вправо – в побочную подгруппу. Порядковый номер оказался важнейшей константой элемента, выражающей положительный заряд его ядра. Степень окисленияэто условный заряд атомов хим.элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения состоят только из ионов. Максимальная полож.ст.окисления равна номеру группы, а миним. отриц.ст.окисления равна (8-№группы).

24. Основные положения метода валентных связей (МВС). Объяснение ковалентных связей в молекулах СО и О2 . Сигма- и пи-связи.

Представления о механизме образования химической связи, развитые Гейтлером и Лондоном на примере молекулы водорода, были распространены и на более сложные молекулы. Разработанная на этой основе теория химической связи получила название метода валентных связей. МВС дал теоретическое объяснение важнейших свойств ковалентной связи, позволил понять строение большого числа молекул. В основе МВС лежат следующие положения: 1.Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причём эта электронная пара принадлежит двум атомам. 2.Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака. Если перекрывание атомных s-электронных облаков происходит вблизи прямой, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, то ковалентная связь называется сигма-связью. При взаимодействии p-электронных облаков, ориентированных перпендикулярно оси связи, образуется две области перекрывания, расположенные по обе стороны от оси. Такая ковалентная связь называется пи-связью. Образование молекулы О2 описывается МВС как результат создания двух общих электронных пар. Аналогично, для молекулы СО.

27. Металлическая связь. Понятие электронного газа. Проводники, полупроводники, диэлектрики.

Валентные электроны, осуществляющие химическую связь, принадлежат не двум или нескольким определённым атомам, а всему кристаллу металла. При этом валентные электроны способны свободно перемещаться в объёме кристалла. Образованную подобным образом химическую связь называюти металлической химической связью, а совокупность «свободных» электронов в металлеэлектронным газом. Металлы отличаются высокой электропроводимостью и теплопроводностью. В обычных условиях являются кристаллическим веществом. В кристалле металла орбитали соседних атомов перекрываются. Количество орбиталей у атомов металла значительно больше, чем количество электронов на них. Полупроводники-при низких температурах их электрическое сопротивление весьма велико и в этих условиях они проявляют свойства изоляторов. Однако при нагревании или при освещении электрическая проводимость полупроводников резко возрастает и может достигать величин, сравнимых с проводимостью металлов. В отличии от металлов кристаллы простых веществ, образованных неметаллами, обычно не обладают заметной электронной проводимостью; они представляют собой изоляторы (диэлектрики).Металлы являются проводниками.

25. Использование метода валентных связей для объяснения пространственного строения молекул. Гибридизация. Пространственное строение молекул BF3, H2O, CH4.

При образовании молекулы формы и взаимное расположение атомных электронных облаков изменяются по сравнению с их формами и взаимным расположением в свободных атомах. В результате достигается более полное перекрывание валентных электронных облаков и, следовательно, образование более прочных ковалентных связей. В рамках метода валентных связей такая перестройка электронной структуры атома рассматривается на основе представления о гибридизации атомных орбиталей. sp-гибридизация: орбитали ориентированы в противоположных направлениях, что приводит к линейному строению молекулы (BeF2). При sp2-гибридизации образуются три равноценные орбитали. В этом случае гибридные орбитали располагаются в направлениях, лежащих в одной плоскости и ориентированных под углом 1200 друг к другу (BF3). При sp3-гибридизации образуются четыре гибридные орбитали, вытянутые в направлениях к вершинам тетраэдра, под углом 109028' друг к другу (CH4). При образовании молекулы воды происходит sp3-гибридизация атомных орбиталей кислорода. Валентный угол равен 104,30, т.е. близок к тетраэдрическому 109,50. небольшое отличие от этого угла пожно понять, если принять во внимание неравноценность состояния электронных облаков, окружающих атом кислорода в молекуле воды.

31. Строение комплексных соединений с позиции метода валентных связей на присере [Сr(OH2)6]3+

26. Ионная связь. Её характеристики. Структура ионных соединений.

Природу ионной связи можно объяснить электростатическим взаимодействием ионов. Способность элементов образовывать простые ионы обусловлена электронной структурой их атомов. Элементы с малой ионизацией легче всего образуют катионы, анионы чаще образуются галогенами. В следствии ненаправленности и ненасыщаемости ионной связи энергетически наиболее выгодно, когда каждый ион окружён максимальным числом противоионов. Однако, из-за отталкивания одноимённых ионов устойчивость системы достигается только при определённой взаимной координации ионов. В отличии от ковалентной системы координационное число ионов не зависит от специфики электронной структуры элементов, о а определяется соотношением размеров ионов. Все ионные соединения в твёрдом состоянии имеют ионную кристаллическую решётку.

30. Понятие о координационном числе центрального атома и дентантности лигандов. Хелаты. Комплексные соединения с полидентантными лигандами.

У центрального атома есть такая характеристика, как координационное число-это количество связей, которые центральный атом может образовывать с лигандами. Как правило, для заряженных комплексообразователей координационное число в два раза превышает его заряд (для +). Лиганды могут занимать в координационной сфере одно или несколько мест, т.е. образовывать одну или несколько связей; это их свойство называется дентантностью. Хелаты - комплексные соединения, в которых связь между центральным атомом и лигандами является донорно-акцепторной. Различают монодентантные и полидентантные комплексы. Лиганды амин, аква, карбонил, хлоро, фторо, циано, нитрино.

29. Комплексные соединения. Структура. Классификация. Номенклатура.

Комплексными называются соединения, в узлах которых находятся комплексы, способные к самостоятельному существованию в растворе. Основопологающие понятия ввёл в химию А.Вернер. Внутри квадратных скобок-внутренняя сфера, она состоит из центарльного атома или иона комплексообразователя и лигандов, а за квадратными скобками-внешняя сфера. В зависимости от заряда комплексной частицы комплексные соединения делятся на: 1.катионные, 2. анионные, 3. нейтральные комплексы - внутримолекулярные соединения. Роль комплексообразователя может играть практически любой элемент периодической системы. Типичные металлические элементы мало способны к образованию комплексных соединений с неорганическими лигандами, как правило, их комплексы катиооные. Неметаллы чаще образуют анионные комплексы. Амфотерные элементы способны образовывать и анионные, и катионные комплексы.Комплексы распр. в природе,широкое практическое приминение.

28. Типы межмолекулярного взаимодействия: дисперсионное, ориентационное, индукционное. Вандерваальсовы силы. Донорно-акцепторное взаимодействие. Водородная связь.

Многочисленные экспериментальные данные свидетельствуют о том, что водород может соединяться сразу с двумя атомами. Условием образования водородной связи является высокая электроотрицательность атома, непосредственно связанного с атомом водорода. Если ковалентная связь возникла за счёт пары электронов, первоначально принадлежавшей одному атому, и свободной орбитали другого атома, то связь называется донорно-акцепторной. Ориетационное взаимодействие возникает в полярных молекулах с разноимённо заряженными полюсами, в следствии чего, наблюдаетсяих взаимное притяжение. Индукционное взаимодействие: полярная молекула действует на неполярную, вызывая смещение электронной плотности, образуя микродиполь. Дисперсионное взаимодействие обусловлено взаимодействием молекул, т.к. участки соседних молекул оказываются заряженными разным знаком, поэтому они притягиваются.Силы межмолекулярного взаимодействия, называемые также силами Ван-дер-Ваальса, слабее ковалентных сил, но проявляются на больших расстояниях. В основе их лежит электростатическое взаимодействие диполей, но в различных веществах механизм возникновения диполей различен.

32. Растворы. Растворимость. Водные и неводные растворители. Химическая (гидратная) теория растворов Д.И.Менделеева. Гидраты, сольваты, кристаллогидраты, кристаллосольваты.

Раствором называется твёрдая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, относительные количества которых могут изменяться в широких пределах. Всякий раствор состоит из растворённых веществ и растворителя, т.е. среды, в которой эти вещества равномерно распределены в виде молекул или ионов. Раствор, находящийся в равновесии с растворяющимся веществом, называется насыщенным раствором. Ненасыщенные растворы - содержат меньше растворённого вещества, чем его содержит при данной температуре насыщенный раствор. При этом растворы с низким содержанием растворённого вещества называются разбавленными, а с высоким – концентрированными. Растворение – не только физический, но и химический процесс, вещества, растворяющиеся в воде, образуют с ней соединения. При растворении веществ их молекулы связываются с молекулами растворителя, образую сольваты, когда растворителем является вода, соединения называются гидратами. Вещества, в кристаллы которых входят молекулы растворителя называются кристаллосольватами, а если растворителем является вода, то кристаллогидратами. Растворимостью называется способность вещества растворяться в том или ином растворителе.

33. Температура кипения и замерзания растворов электролитов и неэлектролитов. Эбулиоскопия и криоскопия.

Всякая жидкость начинает кипеть при той температуре, при которой давление её насыщенного пара достигает величины внешнего давления. Исследование свойств разбавленных растворов неэлектролитов показывает, что понижение давления пара и, как следствие, изменение температуры кипения или замерзания обусловлены только числом растворённых частиц в определённом объёме, но не зависят от количества растворителя, а также от природы растворённого вещества. Для растворов электролитов повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания оказывается всегда больше теоритически рассчитанных. Рауль установил, что для разбавленных растворов неэлектролитов повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания пропорциональны концентрации раствора. Tкип=Em, ∆Tзам=Km, где m – мольно-массовая концентрация, E и Kэбуллиоскопическая и криоскопическая постоянные, зависящие только от природы растворителя. На измерениях температур кипения и замерзания растворов основаны эбулиоскопический и криоскопический методы определения молекулярных масс вещества.

34. Давление пара растворителя над раствором. Физическая теория растворов.

Давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре. Разность между этими величинами принято называть понижением давления пара над раствором. Отношение величины этого понижения к давлению насыщенного пара над чистым растворителем называется относительным понижением давления пара над раствором. Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворённого вещества. Теория электролитической диссоциации: при растворении в воде электролиты распадабтся на положительные и отрицательные ионы. + катионы и – анионы.

35. Способы выражения состава растворов: массовая доля, мольная доля, молярная и эквивалентная концентрация, моляльность.

Массовая доля ω – отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Обычно выражается в процентах. Мольная доля N – отношение количества растворённого вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ, составляющих раствор. Молярность См – отношение количества растворённого вещества к объёму раствора. Моляльность m – отношение количества растворённого вещества к массе растворителя. Эквивалентная концентрация Сн – отношение числа эквивалентов растворённого вещества к объёму раствора. Объмы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям.

36. Ионизация и диссоциация веществ в растворе. Механизм ионизации. Ионогидраты и ионосольваты.

В зависимости от структуры растворяющегося вещества в безводном состоянии его диссоциация протекает по-разному. Наиболее типичны при этом два случая. 1.Диссоциация растворяющихся солей, т.е. кристаллов с ионной структурой. 2.Диссоциация при растворении кислот, т.е. веществ, состоящих из полярных молекул. Перешедшие в раствор ионы остаются связанными с молекулами воды и образуют ионогидраты, т.е. образуются не свободные ионы, а соединения ионов с молекулами воды. В общем случае любого растворителя эти соединения называются ионосольватами.

37. Энергетический эффект растворения. Зависимость растворимости от температуры.

Растворение большинства твёрдых тел сопровождается поглощением теплоты. Это объясняется затратой значительного количества энергии на разрушение кристаллической решётки твёрдого тела, что обычно не полностью компенсируется энергией, выделяющейся при образовании гидратов. Прилагая принцип Ле Шателье к равновесию между веществом в кристалличесокм состоянии и его насыщенным раствором: Кристалл + Растворитель ↔ Насыщ. раствор +/- Q приходим к выводу, что в тех случаях, когда вещество растворяется с поглощением энергии, повышение температуры должно приводить к увеличению его растворимости. Если же, однако, энергия гидратации достаточно велика, чтобы образование сопровождалось выделением энергии, растворимость с ростом температуры понижается. Зависимость между температурой и растворимостью удобно изображать графически – в виде кривых растворимости. Растворимость газов с повышением температуры уменьшается. Температура, при которой ограниченная взаимная растворимость жидкостей переходит в неограниченную, называется критической температурой растворения.

45. Степень окисления элементов и правила её определения. Примеры определения степени окисления в соединениях, содержащих более двух различных элементов.

Степень окисления – формальный заряд атома, исходя из предположения, что в процессе образования связей электроны полностью отдаются или полностью принимаются. В простых соединениях степень окисления элемента равна 0. Алгебраическая сумма всех атомов нейтрального соединения равна 0, а в ионе – заряду иона.

46. Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель. Восстановитель. Типичные окислители и восстановители.

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными. Отдача электронов, сопровождающаяся повышением степени окисления элемента, называется окислением. Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени окисления элемента, называется восстановлением. Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется восстановителем, а вещество, содержащее восстанавливающийся элемент, окислителем. Число электронов, отдаваемых молекулами восстановителя, равно числу электронов, присоединяемых молекулами окислителя. Восстановители: железо (2), олово (2), хром (2), медь (1). Окислители: железо(3), сульфат меди (2), хлорид ртути (2).

Соседние файлы в папке Химия