1. Основные положения электронной теории валентности Косселя-Льюиса. Ионный и ковалентный характер связи. Формулы Льюиса.

В 1916г Льюис высказал предположение, что химическая связь возникает путем образования электронной пары, одновременно принадлежащей двум атомам; эта идея послужила исходным пунктом для разработки современной теории ковалентной связи. В том же году Коссель предположил, что при взаимодействии двух атомов один из них отдает, а другой принимает электроны; при этом первый атом превращается в положительно, а второй – в отрицательно заряженный ион; взаимное электростатическое притяжение образовавшихся ионов приводит к образованию устойчивого соединения. Дальнейшее развитие идей Косселя привело к созданию современных представлений о ионной связи.

В зависимости от типов атомов образующих химическую связь, выделяют несколько основных типов хим. связи:

1)ковалентная 2)ионная 3)металлическая и.д.р

Ковалентная связь- хим. связь между двумя атомами, осуществляемая за счет образования общих электронных пар.

Длина связи – это расстояние между центрами ядер связанных атомов.

Энергия связи – определяется количеством энергии, которое необходимо для разрыва связи или количеством энергии, которое выделяется при образовании связи. Различают 2 механизма образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный.

а) ковалентная неполярная- хим связь, которая образуется за счет образования общих электронных пар между неметалами с одинаковым значением электроотрицательности.

б)ковалентная полярная- хим связь, которая образуется за счет образования общих электронных пар между неметалами с разностью значения электроотрицательности от 0-1,7 Свойства ковалентной связи Направленность связи – это свойство обуславливает геометрию молекулы.

Насыщенность связи – под этим свойством понимают образование атомов определенного числа ковалентных связей. Атом способен образовывать ограниченное число ковалентных связей, т.к ограничены его валентные возможности. Поляризуемость связи – это способность связи становиться полярной или еще более полярной. Этот процесс происходит под воздействием внешнего электрического поля и под влиянием другой молекулы( партнер по р-ции).

Для кванто-механического описания ковалентности связи и строения молекул могут быть применены 2 подхода : 1)метод валентных связей 2) метод молекулярных орбиталей. В основе метода валентных связей лежит следующие положения: 1)ковалентная хим.связь образуется двумя электронами, обладающими противоположно-направленными спинами и принадлежащими двум атомам, между которыми осуществляется связь. Такая общая электронная пара может образоваться как в результате спаривания двух не спаренных электронов, принадлежащих разным атомам (обычный механизм образования связи ), так и за счёт пары эл. одного атома- донора и вакантной орбитали второго атома-акцептора (донорно-акцепторный механизм образования связи); 2)ковалентная связь тем прочнее чем в большей степени перекрываются взаимодействующие эл. облака, поэтому ковалентная связь образуется в том направлении, где облака перекрываются максимально.

Исходные положения метода МО: 1)вся молекула рассматривается как единое целое, состоящее из ядер (бывших атомов) и электронов (ранее принадлежавших атому); 2)все эл. являются общими для всех ядер, то есть хим.связи являются многоцентровыми и каждая связь простирается между всеми ядрами в той или иной степени. Таким образом с точки зрения метода МО двух центровая связь представляет собой частный случай многоцентровой хим.связи. 3) Состояние эл. в молекуле описывается с решением соответствуешего уровнения Шреденгера для молекулярной системы.

Ионная связь-химическая связь, возникающая между ионами в результате действия сил электростатического притяжения. Для оценки способности атома данного элем. оттягивать к себе общую эл. плотность пользуются величиной относительной электроотрицательности. Чем больше эл.отрицательность атома тем сильнее притягивает он общую эл. пару. Чем больше металлические свойства тем меньше эл.отрицательность. Чем больше неметаллические свойства тем выше эл.отрицательность. С ростом разности эл.отрицательности степень ионности связи возрастает.. Свойства ионной связи 1)Ионная связь ненаправленная так как эл.поле иона во всех направлениях; 2)Ионная связь ненасыщенная - вещества с ионной кристаллической решеткой – твёрдые.

Формулы Льюиса: H-Cl электроот. Н=2.1, Сl= 3, ∆Е= 3-2.1=0.9 => связь ковалентная полярная. ∆Е > 2.1 (или 1.7) – ионный характер связи, 2.1(или 1.7)>∆Е>0 – коавлентная полярная связь, ∆Е = 0 - ковалентная неполярная связь.

2)Явление Катализа.Гетерогенный катализ.

Катализатором называют в-во, которое изменяет скорость химической реакции, активно участвуя в ней, но не расходуется в результате реакции. Р-ции, которые протекают с участием катализатора называют каталитическими. Явление изменения скорости химической реакции под действием катализатора называется катализом. Одни катализаторы сильно ускоряют скорость химич. р-ции – положительный катализ, другие - замедляют - отрицательный катализ. Отрицательный катализ часто называют ингибированием, а отрицательный катализаторы, снижающие скорость рции- игнибиторами. Катализ может быть гомогенным (однородный) и гетерогенным (неоднородный). При гетерогенном катализе реагирующие в-ва и катализатор находятся в разном агрегатном состоянии: катализатор обычно твердый, а реагирующие в-ва – жидкие или газообразные. В этом случае между катализатором и реагирующими в-вами существует поверхность раздела ( примером может служить синтез аммиака: водород и азот-газы, а катализатор железо- твердое в-во).

При гетерогенном катализе механизм действия катализатора обьясняется адсорбционной теорией. Согласно этой теории поверхность катализатора неоднородная : на ней имеются так называемые активные центры, на которых главным образом и протекают каталитические реакции. Реагиоующие в-ва адсорбируются на этих центрах , в результате чего увеличивается их концентрация на поверхности катализатора. А это, отчасти приводит к ускорению реакции. Но главной причиной возрастания скорости реакции является сильное повышение химической активности адсорбционных молекул за счет ослабления в них под действием катализатора химических связей между атомами, их разрыва и образования неустойчивых промежуточных комплексов, что и ускоряет образование продукта реакции.

Некоторые в-ва снижают или полностью уничтожают активность твердого катализатора. Такие в-ва называют химическими ядами( соединения мышьяка, ртути). Но есть и такие в-ва, которые усиливают действие катализатора. Такие в-ва называют промоторами.

3)Гидролиз и сольволиз. Гидролиз солей.

Гидролиз – взаимодействие ионов соли и воды с образованием малодиссоциирующих соединений. Гидролиз всегда идет по слабому иону. Сильный ион обуславливает реакцию среды. Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза. Степень гидролиза - это отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу к общему числу молекул в растворе :

Сольватация - связывание молекул растворителя молекулами или ионами растворённого вещества или набухшего твёрдого тела. В случае связывания молекул воды С. называется гидратацией. В результате С. образуются сольваты (гидраты) — соединения определённого или чаще неопределенного состава. Молекулы растворителя связаны с молекулами (ионами) сольватированного вещества силами различной природы и интенсивности — от слабых сил межмолекулярного взаимодействия до сил химической связи. В растворах сольватно связанные молекулы растворителя создают вокруг молекул (ионов) растворённого вещества сольватную оболочку. Обычно различают первичную С. — взаимодействие молекул (ионов) вещества с ближайшими молекулами растворителя, и вторичную С. — взаимодействие первично сольватированных молекул (ионов) с более удалёнными молекулами растворителя. При полной С. все молекулы растворителя входят в состав оболочек, т. е. в сферу действия силового поля молекул (ионов) растворённого вещества. С. влияет на термодинамические и др. свойства раствора; ею обусловлены электролитическая диссоциация электролитов в полярных растворителях, растворимость неэлектролитов, многие жидкофазные химические реакции. С. молекул (ионов) поверхностного слоя — важнейший фактор стабилизации высокодисперсных систем с жидкой дисперсионной средой (золей, латексов, эмульсий). С. может происходить не только в жидком растворителе, но и при сорбции веществом паров растворителя из газовой среды.

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой при растворении в воде показывают щелочную реакцию среды (рН >7).Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием при растворении в воде показывают кислую реакцию среды (рН<7). Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием при растворении в воде могут давать нейтральную, слабощелочную или слабокислую реакцию среды. Это зависит от константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания, которые образуются в результате гидролиза. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием не гидролизуются. Для большинства солей гидролиз является обратимым процессом. В состоянии равновесия гидролизуется только небольшая часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т.е. для них гидролиз является необратимым. Необратимому (полному) гидролизу подвергаются соли, которые образованы слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой летучей или нерастворимой кислотой. Такие соли не могут существовать в водных растворах. Поэтому в результате обменных реакций между водными растворами некоторых солей не всегда образуются две новые соли. Одна из этих солей может подвергаться необратимому гидролизу с образованием соответствующего нерастворимого основания и слабой летучей (нерастворимой) кислоты. Случаи полного (необратимого) гидролиза солей . Классическим примером реакции необратимого гидролиза служит взаимодействие между растворам хлорида алюминия и сульфида аммония, а также между раствором хлорида алюминия и карбоната натрия.

Другой количественной характеристикой процесса гидролиза является константа гидролиза, характеризующая собой равновесие процесса гидролиза.

- Если соль образована кислотой то

- Если соль образована слабым основанием то

- Если соль образована слабой кислотой

и слабым основанием то

БИЛЕТ 28

1.Ковалентая связь. Основные положения метода молекулярных орбиталей.

Ковалентная связь- хим. связь между двумя атомами, осуществляемая общей для этих атомов парой электронов. Неполярная (между атомами неметаллов с одинаковой элеткроотрицательностью) полярная (между атомами неметаллов с разной электроотрицательностью). Связь становится полярной когда один из атомов перетягивает к себе общую эл пару.

Свойства ковалентной связи:1)ковалентная связь насыщенная, это значит что между атомами ограниченное число связей; 2)Связь направлена по оси ох, оу, оz;(Направленность связи. Образование ковалентной связи взывается перекрыванием электронных облаков взаимодействующих атомов. Но такое перекрывание возможно только при определенной взаимной ориентации электронных облаков; при этом область перекрывания располоагется в определенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам.) 3)Связь поляризуемая - деформируется во внешнем эл.поле.

Ковалентные соединения Газообразные, жидкие или тв в-ва с низкой температурой плавления <300*С; многие не растворяются в полярных растворителях, большиноство растворимы в неполярных растворителях; р-ры и р-вы не проводят электричество.

Метод молекулярных орбиталей используется для описания ковалентной связи.

ММО: При образовании молекул или молекулярных ионов обобщаются все электроны всех взаимодействующих атомов и располагаются на многоцентровых молекулярных орбиталях, а не на 2-х центровых, локализованных между 2-мя атомами. МО образуются путем линейной комбинации исходных атомных орбиталей, близких по энергии, но обязательно имеющих одинаковую симметрию вдоль оси связи. Число МО равно сумме исходных атомных орбиталей

Исходные положения метода МО: 1)вся молекула рассматривается как единое целое, состоящее из ядер и электронов; 2)все эл. являются общими для всех ядер, то есть хим.связи являются много-центровыми и каждая связь простирается между всеми ядрами в той или иной сте-пени. 3) Состояние эл. в молекуле описывается с решением соответствуешего уравнения Шреденгера для молекулярной системы.4) у каждой МО своя энергия. 5) энергия МО будет наименьшей если атомное облако перекрыавются максимально.

МО бывают трех типов:связывающие(образуются в результате перекрывания ат.орбиталей двух соседних атомов) чем больше на них электронов, тем прочнее связь в молекуле, несвязывающие(не влияют на энергию связи, энергетику молекулы), разрыхляющие(чем больше на них электронов, тем связь слабее). Заполнение МО происходит по правилам Паули, Хунда и Кличковского.