Метод Гиллеспи(Теория отталкивания электронных пар валентного уровня)

Рассматривается многоатомная молекула или ее фрагмент в которой центральный атом А связан с каждым из атомов В, которые между собой не связаны.В могут быть и одинаковыми и разными.

Электронные пары валентного уровня делятся на связывающие(по числу двухэлектронных связей с атомами В) и на неподеленные-не участвующие в образовании связей. Минимуму отталкивания отвечает такое расположение пар вокруг центрального атома, при котором они максимально удалены друг от друга.

Определяем Стерическое число равное сумме присоединенных атомов и неподеленных электронных пар.

Согласно значению стерического числа определяем конфигурацию молекулы. 2-линейная,3-плоская тригональная, 4-тетраэдрическая,5-тригональная бипирамида.6-октаэдр.

 

18 Силы межмолекулярного взаимодействия имеют электрическую природу. Они характеризуют электростатическое притяжение или отталкивание, возникающее между полярными молекулами и неполярными, в которых возникают диполи под действием внешних факторов. Такие силы называют силами Ван-дер-Ваальса (в честь ученого, который предложил уравнение состояния газа, учитывающее межмолекулярное взаимодействие).
На сравнительно больших расстояниях между молекулами, когда их электронные оболочки не перекрываются, проявляется только действие сил притяжения. Если молекулы полярны, то возникает электростатическое взаимодействие их друг с другом, называемое ориентационным. Оно тем значительнее, чем больше дипольный момент молекул( Мерой полярности связи служит электрический момент диполя μсв, равный произведению эффективного заряда δ на длину диполя lд μсв= δ* lд ). Повышение температуры ослабляет это взаимодействие, так как тепловое движение нарушает взаимную ориентацию молекул. Притяжение полярных молекул быстро уменьшается с расстоянием между ними. Теория (В. Кеезом, 1912 г.) дает следующее соотношение для энергии ориентационного взаимодействия между двумя одинаковыми полярными молекулами:

где m – дипольный момент молекулы; N_A – число Авогадро; R – универсальная газовая постоянная; Т – абсолютная температура; r – расстояние между двумя взаимодействующими молекулами.

Это соотношение выполняется вполне точно для условий высоких температур и небольших давлений, когда расстояние между диполями значительно больше длины диполя. Неполярные молекулы, попав в поле соседних полярных частиц (молекул, ионов), поляризуются, в них возникает индуцированный дипольный момент. Взаимодействие индуцированных диполей тем значительнее, чем легче деформируется молекула. Энергия взаимодействия таких молекул возрастает с увеличением дипольного момента и быстро уменьшается с ростом расстояния r между ними, но от температуры не зависит, так как наведение диполей происходит при любом пространственном расположении молекул. Для энергии индукционного взаимодействия между двумя одинаковыми полярными молекулами следующее соотношение:

где a – поляризуемость молекулы.

Энергия межмолекулярного притяжения не ограничивается слагаемыми U _ср, U _инд. Для таких неполярных веществ, как Ne и Ar, оба этих слагаемых равны нулю, тем не менне благородные газы сжижаются, что свидетельствует о наличии еще одной составляющей межмолекулярных сил.
Эта составляющая связана с движением электронов в молекулах. Систему электрон – ядро можно рассматривать как диполь, отрицательный полюс которого (электрон) быстро перемещается. В молекулах, находящихся на небольшом расстоянии друг от друга, движение электронов становится в известной мере согласованным, так что диполи «ядро-электрон» оказываются часто обращенными друг к другу противоположно заряженными полюсами. Это обусловливает притяжение молекул. Данное взаимодействие называют дисперсионным (это название связано с тем, что колебания электрических зарядов вызывают дисперсию света – различное преломление лучей света, имеющих разные длины волн). Дисперсионные силы действуют между частицами любого вещества. Энергия дисперсионного взаимодействия между двумя одинаковыми частицами приближенно выражается уравнением

где – постоянная Планка; n ₀ – частота колебаний молекулы, отвечающая нулевой энергии частицы Е₀, т. е. энергии при T = 0 (нулевая энергия колеблющейся частицы выражается соотношением E ₀ = hn ₀/2); a – поляризуемость частицы, величину hv ₀ приближенно можно считать равной энергии ионизации.

Кроме сил притяжения между молекулами действуют силы отталкивания. Энергия отталкивания приблизительно пропорциональна r^–12. Суммарная энергия межмолекулярного взаимодействия описывается соотношением

где m и n –постоянные,зависящиеотприродывещества.

Уравнениеназывается формулойЛеннарда-Джонса (1924г.).
Энергия межмолекулярного взаимодействия составляет, как правило, 8-16 кДж/моль. Вклад индукционного взаимодействия обычно невелик.

 

19 Основные классы неорганических веществ

Оксидами называются соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород, имеющий степень окисления -2. По функциональным признакам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Названия оксидов образуются с применением слова «оксид» и русского названия элемента в родительном падеже с указанием римскими цифрами валентности элемента, например: SO2 – оксид серы (IV), SO3 – оксид серы (VI), CrO – оксид хрома (II), Cr2O3 – оксид хрома (III).

Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами (или с кислотными оксидами) с образованием солей.

К основным оксидам относятся оксиды типичных металлов, им соответствуют гидроксиды, обладающие свойствами оснований (основные гидроксиды), причем степень окисления элемента не изменяется при переходе от оксида к гидроксиду.

Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями (или основными оксидами) с образованием солей.

Кислотные оксиды представляют собой оксиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления, им соответствуют кислотные гидроксиды, обладающие свойствами кислот. Например,S+6O3 → H2S+6O4; N2+5O5 → HN+5O3, причем степень окисления элемента не изменяется при переходе от оксида к гидроксиду

Элементы, проявляющие в соединениях металлические и неметаллические свойства, называются амфотерными, к ним относятся элементы главных подгрупп периодической системы – Be, Al, Ga, Ge, Sn, Pb,Sb, Bi, Po и др., а также большинство элементов побочных подгрупп – Cr, Mn,Fe, Zn, Cd, Au и др.

Амфотерные оксиды обладают двойственной природой; они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и кислотные оксиды, т.е. реагируют и с кислотами (кислотными оксидами) и со щелочами (основными оксидами) с образованием двух рядов солей

Основаниями (основными гидроксидами) с позиции теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов ОН-.

По современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием, если необходимо, валентности элемента (римскими цифрами в скобках): КОН – гидроксид калия, гидроксид натрия NaOH, гидроксид кальция Ca(OH)2, гидроксид хрома (II) – Cr(OH)2, гидроксид хрома (III) – Cr(OH)3.

Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba и поэтому называемые щелочами) инерастворимые в воде. Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН- в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее, небольшие равновесные концентрации иона ОН- даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.

По числу гидроксильных групп (кислотность), способных замещаться на кислотный остаток, различают:

- однокислотные основания – KOH, NaOH;

- двухкислотные основания – Fe(OH)2, Ba(OH)2;

- трехкислотные основания – Al(OH)3, Fe(OH)3

 

Кислотами (кислотными гидроксидами) с позиции теории электролитической диссоциации называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

Кислоты классифицируются по их силе, по основности и по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты.

По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Важнейшие сильные кислоты – азотная HNO3, серная H2SO4, и соляная HCl.

По наличию кислорода различают кислородсодержащие кислоты (HNO3, H3PO4 и т.п.) и бескислородные кислоты (HCl, H2S, HCN и т.п.).

По основности, т.е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли, кислоты подразделяются на одноосновные (например, HNO3, HCl), двухосновные (H2S, H2SO4), трехосновные (H3PO4)