2014-02-09
1173
Ряд гидроксидов.
В этом ряду вследствиеувеличение заряда иона элемента и упрочнения связи Э-О кислотные свойства гидроксидов возрастают. => Слева направо кислотные свойства возрастают.
Кремниевая кислота нерастворима в воде.
ИЗМЕНЕНИЕ СВОЙСТВ ГИДРОКСИДОВ В ГРУППАХ И ПОДГРУППАХ
В 1А группе сверху вниз основные свойства гидроксидов возрастают, так как увеличивается радиус и ослабляется связь Э-О.
Во 2А группе, так же как и в 1А, сверху вниз возрастают основные свойства, так как увеличивается радиус и ослабляется связь Э-О.
В отличие от элементов 1А группы, у элементов 1В радиусы меньше, следовательно, прочнее связь Э-О, поэтому основные свойства проявляются в меньшей степени. Сверху вниз основные свойства увеличиваются за одним исключением.
В группе 2В прочность связи Э-О ослабляется, радиус уменьшается, основные свойства возрастают сверху вниз.
КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА ГИДРОКСИДОВ, ОБРАЗОВАННЫХ МАРГАНЦЕМ В РАЗНЫХ СТЕПЕНЯХ ОКИСЛЕНИЯ
В этом ряду слева направо кислотные свойства гидроксидов возрастают, так как упрочняется связь Э-О и ослабляется связь О-Н.
Общий вывод: закономерно изменяются свойства элементов и их соединений вследствие периодически возобновляющихся электронных структур элементов.
Новый раздел:
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Учение о химической связи является центральной проблемой современной химии. Знание того, как перераспределяется электронная плотность при сближении взаимодействующих атомов, позволяет определить механизм образования химической связи и её свойства, а так же свойства получаемого продукта.
Параллельно с развитием теории химической связи развивалась и теория строения атома. Самая первой научной теорией, пытавшейся объяснить, как образуются связи между атомами, была гравитационная. Но она применима в большей степени к макрообъектам. В 19 веке возникает научная теория химической связи, автором которой становится Берцеллиус. Когда был открыт электрон, и Резерфорд предложил свою модель строения атома, была предложена и теория строения химической связи, американцем Льюисом. Позднее процессы образования пар электронов объяснила квантово-механическая теория (важным элементом теории оказался спин).
ЛК по химии, 3 ноября 2012 года.
ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ
Учение о химической связи является центральной проблемой современной химии, знание того, как перераспределяется электронная плотность при сближении взаимодействующих атомов позволяет определить механизм образования химической связи и её свойства.
Параллельно с развитием теории химической связи развивается теория строения атомов.
КВАНТОВАЯ теория химической связи
Известно, что, преобразуя химические связи, при условии сближения атомов, энергия системы понижается. Изучение зависимости E = f(r) позволяет оценить образование химической связи. Е – полная энергия системы, r – расстояние между атомами.
Реакцию H + H = H2 – впервые открыли Гейтлер и Лондон.
Используя уравнение Шредингера, они рассчитали, что E≈K±О, где К – кулоновский интеграл, характеризующий все электростатические взаимодействия: отталкивание ядер, отталкивание электронов, притяжение электронов к ядрам, О – обменный интеграл, включающий образование общей электронной пары.
Основной вклад в значение Е (?) вносит обменный интеграл, т. к. если +-О, то и +-Е.
Если Е < 0, то кинетическая связь образовывается.
Условием уменьшения Е отвечает Волновая функция (пси), определяющая состояние электрона с антипараллельными спинами.
Таким образом, химическая связь образуется из 2 электронов с противоположно направленными спинами.
Эту зависимость, Е = f(r), можно представить графически в виде кривой потенциальной энергии.
<в тетради>
ЛК по химии, 10 ноября 2012 г.
Свойства ковалентной связи
1. Насыщаемость - молекулы существуют в устойчивом состоянии строго определенного состава: H2, Cl2, CH4. Не существует H3, Cl3, CH5. То есть при образовании молекул определенного состава происходит насыщение химической связи. Это объясняется тем, что в преобразовании общей электронной пары реализуются обе возможности спина. Если к нему приближается третий атом, то он будет отталкиваться, т. к. спины могут быть параллельны.
В соответствии с теорией Кейтлера-Лондона при избытке электронов или их дефиците происходит увеличение энергии, следовательно, химическая связь не образуется.
2. Направленность химической связи – в соответствии с основными положениями метода ВС при сближении атомов электронные облака ориентируются таким образом, чтобы область перекрывания была максимальной – связь будет прочнее, энергии выделится больше. Поскольку форма облаков различна, способы перекрывания облаков отличаются.
По способам перекрывания облаков различают сигма-связь, пи-связь, и т. д.
Сигма-связь образуется вдоль линии, соединяющей центры атомов.
Пи-связь образуется по обе стороны от линии, соединяющей центры атомов. Она менее прочна, так как области перекрывания находятся на большем расстоянии от центров ядер в сравнении с сигма-связью.
3. Гибридизация атомных орбиталей. Часто в образовании химической связи участвуют различные по форме облака одного и того же атома. В возбужденном состоянии у углерода образуется 1 эс и 3 пэ, которые могут взаимодействовать, например, с 4 эс-облаками водорода. Поскольку при образовании этих 4-х связей участвуют разные по форме облака (), то можно было бы предположить, что в молекуле CH4 три связи одинаковы (пэ-облака) и отличаются от четвертой. Однако в молекуле CH4 все 4 связи одинаковы по длине и по энергии связи (доказано спектральным методом). Объяснить этот факт и подобные ему позволяет т. н. теория гибридизации, согласно которой при возбуждении атомов различные по форме облака взаимодействуют между собой, происходит их смешение, которое приводит к образованию гибридных облаков. Например, (в тетради). При взаимодействии таких гибридных облаков с какими-либо другими облаками (при образовании химической связи) перекрывание происходит утолщенной частью облака. В этом случае область перекрывания будет существенно больше, энергии выделится больше, а связь образуется более прочная.
Рассмотрим в качестве примера 3 примера гибридизации: <в тетради>. В невозбужденном состоянии гибридизация не происходит. Т. о., теория гибридизации позволяет оценить пространственное строение молекул.
4. Поляризация – при взаимодействии разных атомов происходит поляризация химической связи, которая обусловлена различием радиуса электронных облаков и их электроотрицательностью (которая зависит от радиуса). Пример – молекула хлороводорода (в тетради). В результате смещения электронной плотности к более электроотрицательному элементу – хлору, образуется положительный и отрицательный центры, то есть два полюса – диполь (в тетради). Расстояние между полюсами = l, мю – дипольный момент (измеряется в дебаях), представляет собой произведение l*q; где Л – длина диполя, ку – элементарный заряд. Дипольный момент зависит от структуры молекулы, её пространственного строения. Дипольный момент – векторная величина, и представляет собой векторную сумму дипольных моментов всех химических связей, а также несвязанных электронных пар в молекуле. (Пример в тетради). Электроны оттягиваются к более электроотрицательному элементу.
Раздел: Донорно-акцепторная связь
В рассмотренных примерах образование химической связи происходит по обменному механизму, при котором взаимодействующие атомы обменивают электронами, что приводит к образованию общей электронной плотности. Однако известен и другой механизм образования связи, при котором 1 атом имеет уже готовую электронную пару (донор), а другой предоставляет готовую, свободную атомную орбиталь (акцептор). При сближении донора (Д) и акцептора (А) электронная пара от донора переходит на свободную орбиталь акцептора, в межядерном пространстве образуется область с повышенной электронной плотностью, что сопровождается выделением энергии и образованием химической связи. Такой мехнизм образования связи называется донорно-акцепторным. (Пример в тетради).
ЛК по химии, 17 ноября 2012 г.
Раздел: Донорно-акцепторная связь
Рассмотрим возможные валентные состояние элементов Бор, Углерод, Азот.
(в тетради, за 17 нояб).
Раздел: Ионная связь и водородная связь, силы Ван дер Вальса (самостоятельно, по Коровину)
Раздел: Окислительно-восстановительные реакции (ОВ-реакции, Ox-Red).
ОВ-реакциями называются реакции, в которых происходит переход электронов от одних атомов и ионов к другим, что сопровождает изменением степени окисления элементов.
Степень окисления (окислительное число) – условный заряд, который приобретает элемент, исходя из предположения, что общая электронная пара и общая электронная плотность притянута или оттянута него.
Примеры: NaCl-. Хлор притягивает эл. Пару, СО становится -1.
K2+1Cr2+6O7-2
O = 2 (+1) + 2 (x) + 7 (-2): x = +6
Окислителем называется элемент, который принимает электроны, при этом понижаясь в своей степени окисления. Окислители восстанавливаются, принимая электроны.
Восстановитель – элемент, который отдает электроны, повышая при этом свою степень окисления. Процесс отдачи электронов называется окислением.
Классификация окислителей и восстановителей
Все вещества условно делятся на безусловные окислители, безусловные восстановители и окислители-восстановители.
1) Безусловные окислители – а) F2 и O2. Кислород имеет СО = -2 везде, кроме O+2F2-1, б)вещества, содержащие элемент в максимальной степени окисления. HN+3O3, H3P+5O4, H2S+6O4, HCl+7O4.
2) Безусловные восстановители – а) все металлы (S-, p-, d-, f-металлы). Они могут только терять электроны, б) элементы с минимальной СО – N-3H3, C-4H4, H2S-2, HI-;
3) Окислительно-восстановительные – а) вещества, содержащие элемент в промежуточной степени окисления (промежуточная = не максимальная) (в тетради);
Раздел: Количественная характеристика окислительно-восстановительных реакций
Основной количественной характеристикой для ОВ-реакций, протекающих между простыми веществами, является электроотрицательность (ЭО). У окислителя она больше, чем у восстановителя.
В реакциях, протекающих в водных растворах, основной количественной характеристикой является количественный потенциал (КП) (обозначается – в тетр). У окислителя он больше, чем у восстановителя. На значение КП влияет множество факторов: природа окислителя и восстановителя, концентрация ионов, число электронов, участвующих в переходе, температуры, кислотности среды (рН). Все эти факторы учитываются в уравнении Нернста, имеющему вид …. Формулу знать. На экзамене будет спрошено.
Раздел: Составление полуреакций окисления-восстановления
Для определения коэффициентов в уравнениях ОВ-реакций и определения коэффициентов используют 2 метода:
2. Метод полуреакций (ионно-электронный метод).
(пример в тетради)
