Физико-химические свойства Водорода. 1 страница

Кратные связи. Типы гибридизации и геометрии молекул.

Химическая связь, осуществляемая более чем одной электронной парой, называется кратной связью. Кратность связи - это число общих электронных пар, участвующих в образовании связи.

Гибридизация – процесс смешения разных орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением того же числа орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам.

SP – гибридизация; Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны. Геометрия линейная. SP2 – гибридизация; Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Геометрия Треугольная.

SP3 – гибридизация; Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей, образуя четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали. Геометрия тетраэдрическая, 109 градусов, 28 минут.

11. Цинк, его соединения. Цинк – элемент побочной подгруппы 2 группы 4 периода. Хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета(тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка).

Цинк в природе как самородный металл не встречается. Цинк добывают из полиметаллических руд; цинк – восстановитель. Он может отдавать 2 электрона с внешнего энергетического уровня. Валентность цинка = 2. У цинка металлическая кристаллическая решетка. Цинк – амфотерный металл, оксид цинка реагирует и с кислотами, и с щелочами. ZnO + 2HCL = ZnCL2 + H2O; ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH4)] Получение цинка - проводится в две стадии: 2ZnS + 3O2 = 2SO2 + 2ZnO; ZnO + CO →t→ Zn + CO2

12. Особенности положения Водорода в периодической системе Менделеева. Валентность = 1, степень окисления = -1, 0, +1;

Так же как и у щелочных металлов I группы (Li, Na, К и др.), у Водорода на внешнем электронном слое один электрон, с другой стороны, так же как и элементам VII группы, водороду не хватает одного электрона до его завершения.

Водород H2 — газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде. Водород — самый распространенный элемент во Вселенной. На Земле водород содержится в воде, природном газе, нефти. Водород обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных веществ. Жидкий водород - существует в очень узком интервале температур от −252,76 до −259,2 °C. Это бесцветная жидкость, очень лёгкая. Твердый водород - температура плавления −259,2 °C, плотность 0,0807 г/см³ (при −262 °C) — снегоподобная масса, кристаллы гексагональной сингонии. Молекулы водорода достаточно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия. Ca + H2 = CaH2; F2 + H2 = 2HF; CuO + H2 = Cu + H2O; N2 + 3H2 = 2NH3; 2Na + H2 = 2NaH (гидрид – солеобразное, твердое вещество). Получение водорода – H2O + C = CO + H2; NaH + H2O = NaOH + H2.

14. Стандартный электродинамический потенциал. Гальванический элемент. Гальвани́ческий элеме́нт — химический источник электрического тока, основанный на взаимодействии двух металлов и (или) их оксидов в электролите, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. В состав гальванического элемента входят электроды. Гальванический первичный элемент – устройство, для прямого преобразования химической энергии в электрическую (применяется в батарейках), применяются Марганцево-Цинковые элементы. Вторичные источники тока(аккумуляторы) - это устройства, в которых электрическая энергия внешнего источника тока превращается в химическую энергию и накапливается, а химическая – снова превращается в электрическую. В основном – Свинцовые элементы. Электрохимические генераторы (топливные элементы) - это элементы, в которых происходит превращение химической энергии в электрическую (применяются на электрических станциях).

15. Свойства растворов. Выражение концентрации раствора. Коллигативные свойства растворов - св-ва, которые независ.от хим. природы растворённого вещества,а зависят только от концентрации. Первый закон Рауля- Давление пара р-ра,содержащего нелетучее растворенное в-во, прямо пропорционально мольной доле растворителя в данном р-ре: p = p0 · Хр-ль. p — дав-ие пара над р-ром, p0 — давление пара над чистым растворителем; Хр-ль —— мольная доля растворителя. Для растворов электролитов используют несколько другую форму уравнения, позволяющую добавить в неё изотонический коэффициент: Δp = i · p0 · Хв-ва, Δp изменение дав-ия по сравнению с чистым растворителем; Хв-ва — мольная доля в-ва в р-ре. Второй закон Рауля. повышение темп-ры кипения р-ра по сравнению с темп-рой кипения растворителя, а равно и понижение темпе-ры замерзания раствора по сравнению с аналогичным характеризующей величиной для растворителя прямо пропорциональна моляльности р-ра. Осмотическое давление— избыточное гидростатическое давление на раствор, отделённый от чистого растворителя полупроницаемой мембраной, при котором прекращается диффузия растворителя через мембрану. Это давление стремится уравнять концентрации обоих растворов вследствие встречной диффузии молекул растворённого вещества и растворителя. Концентрация — величина, характеризующая количественный состав раствора. Массовая доля — отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах. Молярная концентрация — количество растворённого вещества (число молей) в единице объёма раствора. Мольная доля — отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов.

2-ой вариант ответа. Концентрация — величина, характеризующая количественный состав раствора. Способы выражения концентрации раствора:

Массовая доля; отношение массы растворённого вещества к массе раствора.

Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах.

Объёмная доля — отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора.

Молярная концентрация — количество растворённого вещества (число молей) в единице объёма раствора.

Моляльность - количество растворённого вещества (число моль) в 1000 г растворителя. Измеряется в молях на кг.

16.Хром, его соединения. Хром является довольно распространённым элементом в природе. кубической объемно-центрированной решеткой. степени окисления +2, +3 и +6.Tпл. 1855° С. Получение 1. Алюминотермия: Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr. При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.4Cr + 3O2 -t°= 2Cr2O3;2Cr + 3Cl2 -t°= 2CrCl3;2Cr + N2 -t°= 2CrN;2Cr + 3S -t°= Cr2S3. В раскалённом состоянии реагирует с парами воды: 2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2. Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H2SO4) Cr + 2HCl = CrCl2 + H2; Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2↑. Хром — важный компонент во многих легированных сталях (в частности, нержавеющих), а также и в ряде других сплавов.

17.Гидролиз. Гидро́лиз (разложение) — один из видов хим. р-ий сольволиза, где при взаимодействии в-в с водой происходит разлож.исходного вещества с образ. новых соед. Механизм гидролиза соединений различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др. имеет существ. различия. Гидролиз солей – это взаим-вие ионов соли с водой с обр-нием малодиссоциирующих ч-тиц.Соли в р-ре находятся в виде ионов. гидролиз по катиону (в р-ю с водой вступает только катион);гидролиз по аниону (в р-ю с водой вступает только анион);совместный гидролиз (в р-ю с водой вступает и катион, и анион); 1.Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):CO3^(2-)+H2O=HCO3^(-)+OH^(-);Na2CO3+H2O=NaHCO3+NaOH. (раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени). 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):Cu^(2+)+H2O=CuOH^(+)+H^(+);CuCl2+H20=CuOHCl+HCl. (раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени). 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:2Al^(3+)+3S^(2-)+6H2O=2Al(OH)3 ↓+3H2S ↑;Al2S3+6H2O=2Al(OH)3 ↓ +3H2S ↑ (равновесие смещ. в сторону пр-тов,гидролиз протек.практически полностью, т.к. оба продукта р-ции уходят из зоны р-ции в виде осадка или газа). Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален. Поскольку гидролиз обратимая р-я,то на сост.равновесия гидролиза влияют тем-ра, концентрации участников р-ции, добавки посторонних веществ. Если в р-ции не участвуют газообразные вещества, практически не влияет давление. повышение тем-ры смещает равновесвправо,степень гидролиза возрастает.

18 Теория Бора. Сформулировал идею о дискретности энергетических состояний атомов. Для построения модели строения атома Бор использовал 2 постулата: 1) Движение электрона вокруг ядра происходит по так называемым стационарным орбитам. 2) Движение электрона по стационарной орбите происходит без излучения и поглощения энергии.

Каждой стационарной орбите соответствует определенное энергетическое состояние электрона. Электрон может переходить с одной стационарной орбиты на другую, но это требует поглощения или испускания порции (кванта) энергии.

19. Кремний (силициум), его соединения. В природе кремний — второй по распространенности после кислорода химический элемент. Земная кора более чем на четверть состоит из его соед. Наиболее распростр.соединением кремния яв.его диоксид SiO2, др. его название — кремнезем. Кристал. решётка кремния кубическая гранецентрированная типа алмаза. Тплав.°С410. Плотность при 20°С, г/cм3-2,33. Кремний горит в кислороде, образуя диоксид кремния, или оксид кремния Si+ 02 = SiO2.при нагрев. он соединяется с металлами с образованием силицидов Si + 2Mg = Мg2 Si. Кремний взаим-ет с конц.водными рас-ми щелочей, образуя силикаты и водород Si + 2NаОН + Н20 = Na2SiО3 + 2Н2. Силикаты можно получить сплавлением диоксида кремния с оксидами металлов или с карбонатами: SiO2 + СаО = СаSiO3; SiO2 + СаС03 = СаSiO3 + С02

20.Кислоты и соли Кремния. Кремниевые кислоты — очень слабые, малорастворимые в воде кислоты. Известны соли метакремниевой ки-ты Н2SiO3 (SiO2•H2О) — силикаты, ортокремниевой ки-ты H4SiO4 (SiO2•2H2O) — ортосиликаты и др. кислот с различным числом SiO2•nH2О. Гидраты кремнезема с содержанием более 2Н2О на каждую молекулу SiO2 в индивид.состоянии, по-видимому, не существуют,но известны многие их соли. В воде кремниевые ки-ты образуют коллоидные ра-ры.Соли кремниевых кислот называют силикатами (силикаты широко распрострв природе). Метакремниевая (Н2SiO3) ки-та сост. из структурных звеньев, имеющих тетраэдрическое строение. Звенья соединяются в цепи, образуя поликремниевые кислоты (Н2SiO3)n.Метакремниевую ки-ту получают действием сильных кислот на соли метакремниевой кислоты: Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2NaCl. При высокой темп. вода выпаривается: H2SiO3 = SiO2 + H2O. В этой р-ии оксид кремния(IV) выделяется в виде силикагеля. Соли кремниевых ки-т при-ют в производ. бумаги, в текстильной промыш., для обра-тки воды. Гели кремниевых к-т (силикагели) используют как адсорбенты и как отбеливающие материалы.

21. Ионная связь. Ионная химическая связь возникает при электростатическом взаимодействии отрицательно и положительно заряженных ионов в химическом соединении. Эта связь возникает лишь в случае большой разности электроотрицательности атомов, например, между катионами s- металлов первой и второй групп периодической системы и анионами неметаллов шестой и седьмой групп (СsСl(хлорид цезия), NaCl(повар-я соль) и др.)

При образовании катионов и анионов могут возникать устойчивые восьмиэлектронные конфигурации. Атомы и ионы с одинаковыми электронными конфигурациями образуют изоэлектронные ряды, например ряды неона, аргона, криптона:

Ne, O^(2-), F(-), Na(+), Mg^(2+), Al^(3+) 1s22s22p6 или [Ne]

Ar, S^(2-), Cl^(-), K^(+), Ca^(2-), Sc^(3+) [Ne] 3s23p6 или [Ar]

Kr, Se^(2-), Br^(-), Rb^(-), Sr^(2+), Y^(3+) [Ar] 3d104s23p6 или [Kr]

Так как электрическое поле иона имеет сферический характер, то для ионной связи не характерна направленность и насыщаемость. Поэтому ион способен взаимодействовать с соседними ионами противоположного знака в любом количестве и в любом направлении. Вещества с ионной связью представляют собой кристаллические вещества, существующие в виде гигантских молекул NanCln.

22. Соединения бора Нахождение в природе. Элементарный бор в природе не встречается. Он входит во многие соединения и широко распространён, особенно в небольших концентрациях; в виде боросиликатов и боратов, а также в виде изоморфной примеси в минералах входит в состав многих изверженных и осадочных пород. Бор известен в нефтяных и морских водах, соляных озёр, горячих источников и грязевых вулканов.

Получение: Метод металлотермии (чаще восстановление магнием или натрием):B2O3+3Mg→3MgO+2B;

Термическое разложение паров бромида бора на раскаленной (1000—1200 °C) вольфрамовой проволоке в присутствии водорода (метод Ван-Аркеля):2BBr3+3H2→2B+6HBr

Для бора наиболее характерно образование соединений в степени окисления +3 (валентность III). Отрицательные степени окисления бор проявляет редко.

При возбуждении атома бора его валентность увеличивается от 1 до 3.

Физ. св-ва: Чрезвычайно твёрдое вещество. Обладает хрупкостью и полупроводниковыми свойствами. t плавления +2070°С, t кипения +3900°С

Хим. св-ва: Химически бор довольно инертен и при комнатной температуре взаимодействует только со фтором: B2+3F2→2BF3; С водородом бор напрямую не взаимодействует: Mg3B2+6HCl→B2H6 +3MgCl2

При сильном нагревании бор проявляет восстановительные свойства. Он способен, например, восстановить кремний из его оксидов: 3SiO2+4B→3Si+2B2O3

При взаимодействии борной кислоты со щелочами возникают соли не самой борной кислоты — бораты, а тетрабораты, например: 4H3BO3+2NaOH→Na2B4O7+H2O

Применение бора: Бор (в виде волокон) служит упрочняющим веществом многих композиционных материалов. Также бор часто используют в электронике для изменения типа проводимости кремния.

23. Силы Ван-дер-Ваальса. Очень слабый вид связи, в 100 раз меньше ковалентной.

К ван-дер-ваальсовым силам относятся взаимодействия между диполями (постоянными и индуцированными). Ван-дер-ваальсовы силы также возникают между частицей и молекулой и между двумя частицами. По природе не насыщенна и не направлена. Проявляется между молекулами каких-либо вещ-в в виде 3-х эффектов:

1)ориентационный – проявляется между полярными молекулами

2)индукционный – взаимодействие между постоянным диполем и наведенным.

3)дисперсионный – между неполярными частицами(атомы благ-х газов), когда из неолярных частиц возникают синхронно мгновенные(короткоживущие) диполи.

Eван.=Еор.+Еинд.+Едисп.

24. Соединения Al Нахождения в природе. Процент содержания алюминия в земной коре по данным различных исследователей составляет 7-8 % от массы земной коры.

В природе алюминий в связи с высокой химической активностью встречается почти исключительно в виде соединений. Некоторые из них:

Бокситы — Al2O3 • H2O (с примесями SiO2, Fe2O3, CaCO3)

Корунд (сапфир, рубин, наждак) — Al2O3

В природных водах алюминий содержится в виде малотоксичных химических соединений, например, фторида алюминия.

получение: В лаборатории AlCl3+3K→3KCl+Al (при нагревании)

Степень окисления +3. Квантовая форма 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1

Физ. св-ва:

Металл серебристо-белого цвета, лёгкий

температура плавления 660 °C

температура кипения 2500 °C

высокая пластичность: прокатывается в тонкий лист и даже фольгу

Алюминий образует сплавы почти со всеми металлами.

Хим. св-ва:

При нормальных условиях алюминий покрыт тонкой и прочной оксидной плёнкой и потому не реагирует с классическими окислителями: с H2O (t°);O2, HNO3 (без нагревания).

Взаимод-ет с кислородом, образуя оксид алюминия: 4Al + 3O2 = 2Al2O3; с другими неметаллами реагирует при нагревании: с фтором, образуя фторид алюминия: 2Al + 3F2 = 2AlF3;

с серой, образуя сульфид алюминия: 2Al + 3S = Al2S3

Со сложными веществами: с водой: 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2; со щелочами (с образованием тетрагидроксоалюминатов и других алюминатов):2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2; восстанавливает металлы из их оксидов: 8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe.

Применение: Широко применяется как конструкционный материал. Основные достоинства алюминия в этом качестве — лёгкость, податливость штамповке, коррозионная стойкость. В частности, эти свойства сделали алюминий популярным при производстве кухонной посуды, алюминиевой фольги в пищевой промышленности и для упаковки.

25.Гибридизация атомных орбиталей Гибрид-я атомных орб. - смешение(наложение) разных по форме, но близких по энергии атомных орбиталей элементов, в результате которого получается такое же число, но уже одинаковых орбиталей и по форме, и по энергии.

Сущность гибридизации атомных орбиталей состоит в том, что электрон вблизи ядра связанного атома характеризуется не отдельной атомной орбиталью, а комбинацией атомных орбиталей с одинаковым главным квантовым числом. Такая комбинация называется гибридной (гибридизованной) орбиталью. Как правило, гибридизация затрагивает лишь высшие и близкие по энергии атомные орбитали, занятые электронами.

В результате гибридизации появляются новые гибридные орбитали, которые ориентируются в пространстве таким образом, чтобы расположенные на них электронные пары оказались максимально удаленными друг от друга. Поэтому тип гибридизации определяет геометрию молекулы или иона.

ТИПЫ ГИБРИДИЗАЦИИ:

Sp - линейная (угол между связями 180°; пример BeCl2-хлорид берилия)

sp2 – треугольная (120°; BCl3-трихлорид бора)

sp3 - тетраэдрическая (109,5°; CH4-метан)

sp3d - тригонально-бипирамидальная (90°;120°; PCl5-хлорид фосфора)

sp3d2 – октаэдрическая (90°; SF6-фторид серы)

В гибридизации участвуют не только связывающие электроны, но и неподеленные электронные пары. Например, молекула воды содержит две ковалентные химические связи между атомом кислорода и двумя атомами водорода.

26. Соединения фосфора (Р). Нахождение в природе. Фосфор принадлежит к числу довольно распространенных элементов. Вследствие легкой окисляемости в чистом виде в природе не встречается. Из природных соедмнений фосфора самым важным явл. ортофосфат кальция Ca3(PO4)2, который в виде минерала фосфорита образует большие залежи.

Степени окисления: -3(PH3), +2, +3, +5(часто).

У атома фосфора в основном (стационарном) состоянии валентность как и у азота равна IV(1s2 2s2 2p6 3p3). У атома фосфора, в отличие от азота есть свободные d – орбитали, поэтому для фосфора характерно возбуждённое состояние, когда 3s2 электроны распариваются и валентность принимает значение V (1s2 2s2 2p6 3s1 3p3 3d1).

Физ. св-ва. t плавления: желтого фосфора +34°C, кипит при +260°C; белый фосфор плавится при +44,1°C.

Хим. св-ва. Реакция с О2: 4P+5O2→2P2O5(с избытком О2)

Реакция с H2O: 8P+12H2O→5Ph3+3H3PO4

взаимод-е с щелочами: 4P+3KOH+3H2O→PH3+3KH2PO2

Взаимод-е с азотной кислотой: 3P + 5HN+5O3 + 2H2O→3H3P+5O4 + 5N+2O

Применение: Оксид фосфора (V) очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от других соединений. Применяется как осушитель газов и жидкостей.

27. Кислоты и соли Фосфора Фо́сфорные кисло́ты — соединения фосфора в степени окисления +5.

При взаимодействии высшего оксида фосфора с водой на холоде получается метафосфорная кислота HPO3, представляющая собой прозрачную стекловидную массу. При разбавлении её водой образуется ортофосфорная кислота H3PO4: HPO3+H2O→H3PO4.

При нагревании до 200—250 °C ортофосфорная кислота обезвоживается, и образуется пирофосфорная кислота H4P2O7, в результате дальнейшей дегидратации которой при 400—500 °C вновь образуется метафосфорная кислота: H4P2O7→H2O+HPO3.

Из всех фосфорных кислот наибольшее практическое значение имеет ортофосфорная кислота для её получения используют реакции обмена фосфатов с сильными кислотами: Ca3(PO4)2+3H2SO4→2H3PO4+3CaSO4.

Фосфорную кислоту и её соли широко используют при производстве минеральных удобрений.

Соли фосфорной кислоты называют фосфатами. Фосфорная кислота (Н3РО4) образует три ряда солей: Nа3РО4(тринатрийфосфат), Са3(РО4)2 (трикальцийфосфат) - третичные фосфаты, средние соли; Nа2НРО4(гидрофосфат) - вторичные фосфаты, кислые соли-гидрофосфат; NаН2РО4(дигидрофосфат), Са(Н2РО4)2(дигидрофосфатк альция) - первичные фосфаты, кислые соли- дигидрофосфат.

28. Водород, Вода – физико-химические св-ва. Вода. 1) Физ. св-ва. Вода в нормальных атмосферных условиях сохраняет жидкое агрегатное состояние, тогда как аналогичные водородные соединения являются газами. Атомы водорода присоединены к атому кислорода, образуя угол 105°, и эта конфигурация строго сохраняется. Из-за большой разности электроотрицательностей атомов водорода и кислорода электронные облака сильно смещены в сторону кислорода. По этой причине молекула воды является активным диполем, где кислородная сторона отрицательна, а водородная положительна. В результате молекулы воды притягиваются своими противоположными полюсами и образуют полярные связи, на разрыв которых требуется много энергии.

Вода обладает также высоким поверхностным натяжением среди жидкостей, уступая в этом только ртути. Относительно высокая вязкость воды обусловлена тем, что водородные связи мешают молекулам воды двигаться с разными скоростями.

По состоянию различают(агрегатные состояния):

Твёрдое — лёд, Жидкое — вода, Газообразное — водяной пар

2) Хим. св-ва.

Вода реагирует при комнатной температуре:

• с активными металлами (натрий, калий, кальций, барий и др.): 2H2O+2Na→2NaOH+H2

• с солями, образованными слабой кислотой и слабым основание Al2S3+6H2O→2Al(OH)3↓+3H2S

• с фтором 2H2O+2F2→4HF+O2

• со многими солями, образуя гидраты и д.р.

Реагирует при нагревании:

• с железом и магнием 4H2O+3Fe=Fe3O4+4H2

• с углем, метаном H2O+C↔CO+H2

Водород.

1)Физ. св-ва. Водород — самый лёгкий газ, он легче воздуха в 14,5 раз. Молекулы водорода движутся быстрее молекул любого другого газа – быстро передают теплоту от одного тела к другому. H2 обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных в-в.

2)Хим. св-ва.

• при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например с кальцием, образуя гидрид кальция: Ca+H2→CaH2

• с единственным неметаллом — фтором, образуя фтороводород: F2+H2→2HF

• записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода: N2+3H2→2NH3

• Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами. При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды: 2Na+H2→2NaH

• Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов)/ Оксиды восстанавливаются до металлов: Fe2O3+3H2→2Fe+3H2O

2 9.Водородная связь. Водородная связь – связь, образованная атомом H 1 молекулы и атомом наиболее электроотрицательного элемента (F,O,N, реже – Cl и S) другой молекулы. Может возникать и внутри молекул.

По энергетике – слабый вид связи. По св-вам – насыщенная и направленная связь.

Значение: если бы не было водородной связи, то H2O замерзала бы при t -100°С и кипела при t -80°C.

Особенностями водородной связи, по которым её выделяют в отдельный вид, является её не очень высокая прочность, её распространенность и важность, особенно в органических соединениях, а также некоторые побочные эффекты, связанные с малыми размерами и отсутствием дополнительных электронов у водорода.

Свойства: Энергия водородной связи значительно меньше энергии обычной ковалентной связи (не превышает 40 кДж/моль). Однако этой энергии достаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекул, то есть их объединение в полимеры. Именно ассоциация молекул служит причиной аномально высоких температур плавления и кипения таких веществ, как фтороводород, вода, аммиак.

30. Химическая атомистика. Обычно считается, что впервые идею об атомах, как простейших «кирпичиках» материи, ввел за 400 лет до н. э. древнегреческий мыслитель Демокрит. Эти идеи противоречили господствующей в то время философии Аристотеля (384–322 гг. до н. э.), благодаря которой длительное время существовала алхимия – мировоззрение, определявшее возможность получения любого вещества путем комбинации основных «принципов» Аристотеля: холода, тепла, сухости и влажности. Попарная комбинация этих «принципов» давала четыре «основных элемента» – землю, огонь, воздух и воду. Например, комбинация сухости и тепла давала огонь, холода и влажности – воду и т. д.

А. Лавуазье верил в существование атомов, но считал их лишь философскими понятиями, помогающими создавать образы химических превращений, но не фундаментальными характеристиками, требующими экспериментальной проверки.

Дж. Дальтон вошел в историю химии и как основатель первой таблицы атомных масс, в основу которой положил относительные атомные массы как отношение массы данного элемента к массе атома водорода

(масса атома водорода, как самого легкого элемента, была принята за единицу).

31.Скорость хим. реакции. Хим реакции протекают с разными скоростями. Некоторые полностью заканчиваются за доли сек, другие за минуты часы и даже десятилетия. Одна и так же реакция может протек. при повышен. температурах быстро,при охлаждении-медленно. Знание хим скоростей важно. Например,в хим промышленности при производстве вещ-ва от скор реакции зависят размеры аппаратуры и кол-во вырабатыв.продукта.Различают гомоген.(состоящ. из одной фазы)и гетероген. системы(из нескольк.фаз).Пример гомоген. системы –любая газовая смесь. Пример гетероген. систем - вода со льдом, насыщен. Раствор с осадком, уголь и сера в воздухе.Если реакц протек. между вещ-ми гомогенной системы,она может идти на пов-ти раздела фаз, образующих систему. Растворение металла в кислоте:Fe+2HCH=FeCl2+H2↑.Скор гомоген.реакции-колич. вещ-ва, вступающ в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единиц объёма системы. Скор. гетероген реакции за единицу времени на единице площади пов-ти фазы.Раздел химии,изучающ скорости хим реакций-химич кинематика.Факторы влияющ на скор реакции-природа вещ-в,их концентрация,температура.

32. Хим равновесие. Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаков, наступает хим. равновесие. Количественной характеристикой хим равновесия служит величина,называем константой хим равновесия. Пример: реакц синтеза иодоводорода:H2+I2↔2HI.Согласно закону действия масс, скорости прямой (V1) и обратной (V2) реакции выражаются уравнениями: V1=k1[H2][I2]; V2=k2[HI]^2.При равновесии скорости прям и обратн реакции равны друг другу, откуда k1[H2][I2]=k2[HI]^2; k1/k2=[HI]^2/[H2][I2]. Отношение констант скорости прям и обратн реакц тоже –константа.Она-констатнта равновесия:k1/k2=К. Следовательно [HI2]^2/[H2][I2]=K. Величина константы равновес зависит от природы вещ-в и от температ.

33. Активный комплекс. Теория активного комплекса основана на том, что элементарный акт взаимодействия молекул состоит в постепенной перестройке химических связей, при котором начальная конфигурация атомов в исходных молекулах переходит в конечную у продуктов реакции при непрерывном изменении межатомных расстояний. Теория активных комплексов рассматривает некоторое промежуточное состояние реагирующих веществ - активные комплексы, с которыми находятся в состоянии равновесия начальные продукты и продукты реакции. дается качественное объяснение реакций в растворах на основании взаимодействия между активными составляющими системы (исходными молекулами и активным комплексом) и молекулами растворителя. Например, сольватация растворителем исходных веществ приводит к увеличению энергии активации, а сольватация активного комплекса - к ее уменьшению на величину энергии сольватации.

34.Энергия активизации. Энергия актив. в хим — минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе (в химии выражается в джоулях на моль), чтобы произошла реакция. Термин введён Сванте Августом Аррениусом в 1889. Типичное обозначение энергии реакции Ea. Энергия активации Еа равна разности энергий переходного и исходного состояний: Еа = Еперех.сост. - Еисх.сост. Чем меньше энергия активации реакции, тем выше ее скорость.

35.Серная кислота, её соли. При растворении серн кислоты в воде образ. гидроты и выдел. много теплоты. Смешивать концентрир кислоту с водой с осторожностью.Концентрир серн кислота особенно горячая-энергичный окислитель.она окисляет HI и HBr(но не HCl) до свободн гологенов.8HI+H2SO4=4I2+H2S↑+4H2O.Кислота окисляет металлы стоящ в ряду напряжений до серебра.Как кислота двухосновн она образует 2ряда солей:средние(сульфаты) и кислые(гидросульфаты).Почти все соли хорошо растворяются я воде(кроме сульфата бария).

Дата добавления: 2015-04-24