- •Теоретические основы химии
- •Введение
- •1 Количество вещества в химических и инженерных расчетах. Концентрация растворов
- •Основные понятия и определения
- •Основные типы задач
- •Тогда в полученном растворе
- •2 Строение атома. Периодический закон и таблица элементов д.И.Менделеева
- •3 Химическая связь
- •Из таблицы 3.1 видно, что:
- •Кратность химической связи
- •Направленность ковалентной связи. Гибридизация орбиталей
- •Насыщаемость ковалентной связи
- •Поляризуемость ковалентной связи
- •Межмолекулярное взаимодействие
- •4 Общие закономерности протекания химических реакций
- •4.1 Тепловой эффект химической реакции. Понятие об энтальпии
- •Тогда для изобарного процесса
- •Закон Гесса: тепловой эффект реакции зависит только от состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути перехода (т.Е. От числа промежуточных стадий).
- •4.3 Химическое равновесие
- •Влияние давления на равновесие
- •Расчет материального баланса в состоянии химического равновесия
- •4.4 Основы химической кинетики
- •5 Общие свойства растворов. Идеальные растворы. Законы Рауля
- •6 Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация.
- •Если в раствор добавить, например гидроксид натрия
- •7 Гидролиз солей
- •8 Гетерогенные равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости
- •Влияние pH на растворимость электролитов
- •9 Комплексные соединения
- •10 Ионно-молекулярные (обменные) реакции в водных растворах электролитов
- •Примеры
- •Преимущественное направление ионно-молекулярных реакций
- •Получение заданного вещества реакцией обмена
- •11 Окислительно-восстановительные свойства веществ.
- •Определение возможности окислительно-восстановительных реакций по степеням окисления элементов
- •Окислители –пероксиды
- •Восстановители-металлы (простые вещества)
- •Составление материального баланса в полуреакциях
- •Примеры
- •Примеры
- •Примеры
- •Комплексные соединения в окислительно-восстановительных реакциях Примеры
- •Электронный баланс в полуреакциях
- •12 Электрохимические реакции
- •Уравнение Нернста для металлического электрода
- •Электрохимический ряд металлов
- •13 Коррозия металлов
- •Электролиз
- •Материальный баланс электрохимических реакций. Законы Фарадея
- •Пример 2. Рассчитать время электролиза раствора хлорида калия, если при силе тока 100 ампер на аноде выделилось 5,6 литра хлора.
- •Список литературы
- •Теоретические основы химии
- •212027, Могилев, пр-т Шмидта, 3
Насыщаемость ковалентной связи
Насыщаемостью называют способность атома образовать ограниченное число химических связей; предельное число связей, образуемых атомом, называют его максимальной валентностью. Как показано выше, в представлениях МВС ковалентная химическая связь двухэлектронная и образуется в результате перекрывания попарно валентных орбиталей атомов. Из этого следует, что максимальная валентность атома определяетсячисломего валентных орбиталей. Так, например, атомы элементов второго периода, имеющие структуру валентного уровня 2s1–22p1–6, могут образовать не более четырех связей, т.к. имеют всего по четыре валентных орбитали. Примеры:CH4,BF4–,NH4+и др.
У атомов элементов третьего периода валентный уровень включает три подуровня: s-,p-,d-, т.е. девять орбиталей. Таким образом, можно было бы ожидать, что максимальная валентность таких атомов равна девяти, однако примеров таких соединений нет. Из этого следует, что кроме числа валентных орбиталей есть еще какие-то факторы, определяющие максимальную валентность атома. Один из них можно предположить, имея в виду еще одно обстоятельство: для образования химических связей атомы должны подойти друг к другу на расстояние, достаточное для перекрывания валентных орбиталей. А что этому может препятствовать?Соотношение радиусов атомов.В качестве примера можно рассмотреть относительную устойчивость галогенидов фосфора: со фтором образуется единственный – пентафторидPF5; с хлором –PCl5иPCl3, причем пентахлорид более устойчив; с бромом – также два галогенида,PBr5иPBr3, причем более устойчивPBr3; с йодом известен толькоPI3. Возможно, такая закономерность объясняется тем, что радиус атомов иода гораздо больше, чем у атома фосфора, сближаясь с ним, пять атомов иода взаимно отталкиваются собственными электронными оболочками раньше, чем перекроются их орбитали с орбиталями атома фосфора. Кроме соотношения радиусов атомов есть и другие факторы, определяющие максимальную валентность атомов. К этому вопросу мы еще вернемся при изучении комплексных соединений.
Полярность связи. Эффективный заряд атома, степень окисления
Под полярностью химической связи подразумевают смещение электронной плотности связи от одного атома к другому, электроотрицательность которого больше. Чем больше разность относительных электроотрицательностей атомов, образовавших химическую связь, тем большим будет это смещение. Очевидно, что в случае связывания атомов с равной электроотрицательностью смещения электронной плотности не будет, и такая связь будет неполярной (например, в простых веществах, образованных атомами одного элемента).
В результате образования полярной связи атом, менее электроорицательный, приобретает положительный заряд (+), а более электроорцательный, – равный по абсолютной величине – отрицательный заряд (–). Эти заряды называютэффективными зарядами атомов. Их величину определяют экспериментально. Так, если измерить дипольный момент связи (, м∙Кл, гдеl – длина связи, – эффективный заряд атома) и определить ее длину, то легко рассчитать эффективный заряд:
Величину эффективных зарядов часто показывают не абсолютной величиной, а в относительных долях заряда электрона. Эта величина более наглядно показывает, насколько при образовании связи электрон одного атома смещается к другому, насколько полярной оказывается химическая связь.
Например, для молекул HF, HCl, HJ дипольные моменты связей равны соответственно ,, а длина связиlH–F = 91lH–Cl = 128l H–J = 161
Тогда распределение эффективных зарядов атомов (в относительных единицах) будет следующим:
+0,4 –0,4 |
+0,17 –0,17 |
+0,05 –0,05 |
H – F |
H – Cl |
H – J |
Как видно из этих примеров, даже в молекуле фтороводорода, где разность электроотрицательностей – одна из наибольших, смещение электронов связи от водорода к фтору составляет 0,4 заряда электрона, а в молекуле иодоводорода это смещение совсем незначительное. Эффективные заряды атомов могут быть критерием степени ионности (или ковалентности) химической связи. Так, по величине эффективных зарядов можно сказать, что в молекуле HF связь на 40% ионная, а степень ее ковалентности составляет 60%.
Примечание: величина дипольного момента связи – это мера ее полярности: чем больше тем больше полярность связи.
Степень окисления атома, в отличие от эффективного заряда, – не реальная, а условная величина, которую рассчитывают исходя из предположения, что все полярные связи, образованные атомом, – чисто ионные. Так, в молекулах рассмотренных выше галогеноводородов при разных эффективных зарядах атомов водорода степень их окисления одинаковая, равная (+1), и степени окисления атомов галогенов в этих соединения равные, по (–1). Не следует путать и взаимозаменять понятия «валентность» и «степень окисления» – это разные характеристики атома в соединении. Например, в фосфорной, фосфористой и фосфорноватистой кислотах атом фосфора образует по пять связей (т.о. он пятивалентен), но степени окисления его в этих кислотах разные: (+5), (+3) и (+1) соответственно.
Степень окисления в прогнозировании реакционной способности веществ. Несмотря на то, что степень окисления – формальный заряд атома, часто сильно отличающийся от реального (эффективного) заряда, эта характеристика атома оказывается весьма полезной в прогнозировании окислительно-восстановительных свойств веществ и возможности окислительно-восстановительных реакций. Подробнее об этом поговорим далее (см. тему «Окислительно-восстановительные свойства веществ»).