Металічний зв’язок. Природу хімічного зв’язку в металах можна пояснити, виходячи з двох характерних особливостей металів

Природу хімічного зв’язку в металах можна пояснити, виходячи з двох характерних особливостей металів, які відрізняють їх від як від ковалентних так і від іонних сполук. Метали, по-перше, порівняно з іншими речовинами проявляють високі електро- і теплопровідність, по-друге, за звичайних умов вони є кристалічними речовинами. З першої особливості металів можна зробити висновок, що частина електронів може переміщуватись по всьому зразку металу, з другої – що атоми металу не сполучені один з одним локалізованими двохелектронними зв’язками, оскільки валентних електронів атома металу недостатньо для утворення подібних зв’язків з усіма сусідніми атомами.

Таким чином, металічний зв’язок виникає за разунок електростатичного притягування між іонами металу і узагальненими електронами всіх атомів металу.

Завдяки особливостям металічного зв’язку, метали володіють такими фізичними властивостями, як теплопровідність, електропровідність, пластичність, ковкість, міцність.

Контрольні завдання

1.1.Обчисліть масову частку %, елементів, що входять до сполук: а/ ортофосфатна кислота; б/ гідроксид кальцію; в/ гідоксо-карбонат алюмінію.

1.2. До розчину, який містить 0,5 моль їдкого калію, долили розчин, який містить 0,76 моль азотної кислоти. Скільки грамів і якої речовини не прореагувало?

1.3. При плавлені оксиду олова /IV/ з їдким натром утворюється соль металооловяної кислоти і води. Обчисліть маси реагентів, необхідних для реакції, якщо утворюється 24,8 г Na₂SnO₃.

1.4. Під час випалення піриту протікає реакція

4FeS₂+H₂O 2Fe₂O₃+8SO₂

Обчисліть об’єм оксиду сірки /IV/ /н.у./ і масу оксиду заліза /III/, які утворюються із 10 кг піриту, який містить 5% домішок.

1.5. Обчисліть масу заліза, яке можна одержати із 2 т залізної руди, яка містить 86% Fe₂O₃, якщо в якості відновника використовується кокс /вуглець/.

1.6. Молекула речовини має масу 1,66. 10^-22г. Чому дорівнює а/ молярна маса, б/ маса 0,5 моль речовини?

1.7. Який об’єм при н.у. займають 2,69-10²² молекул газа? Визначте моляру масу газу, якщо обчислений об’єм має масу 1,25г.

1.8. Із 1,35г оксиду метал одержується 3,15 г нітрату. Обчисліть молярну масу еквіваленту металу.

1.9. В 2,48 оксиду одновалентного металу міститься 1,84 г метану. Чому дорівнюють молярна і атомна маса метану?

1.10. Із 3,31 г нітрату метану одержується 2,78 г його хлориду. Обчисліть молярну масу еквіваленту метану.

1.11. Під час спалювання магнію в надлишок кисню утворюється 8,0 г M₂O. Визначте число еквівалентів і об’єм кисню /н.у./, які при цьому витрачені.

1.12. Вміст хлору / M_3Cl=35,5г/моль/ в 10,3 хлориду титану складає 7,1 г. Обчисліть молярну масу еквіваленту і валентність титана. Складіть формулу сполуки.

1.13. Молярна маса фосфату тривалентного металу 342г/моль. Назвіть формулу солі, якщо молярна маса еквіваленту фосфату метану 57г/моль.

1.14. Що таке ізотопи? Скільки протонів, нейтронів і електронів міститься в ізотопах кальцію: а/ Ca; б/ Ca; в/ Ca?

1.15.Мідь в природі зустрічається у вигляді ізотопів з масовими числами Cu і Cu, вміст яких складає 73 і 27% відповідно. Обчисліть середню атомну масу елементу міді.

1.16. Які значення може приймати головне квантове число n? При яких значеннях n електрон володіє найбільшою і найменшою енергією?

1.17. Яке квантове число характеризує форму атомних орбіталей? Вкажіть максимально можливе число електронів на орбіталях: а/ p; б/ d; в/ f.

1.18. Розташуйте атомні орбіталі: 4s, 3d, 4d, 5s, 4p, в порядку зростання їх енергії. Наведіть обґрунтування.

1.19. Які атомні орбіталі заповнюються електронами раніше: а/ 4s або 3d; б/ 5p або 4d; в/ 5d або 4f? Відповідь поясніть.

1.20. Які властивості електрона характеризує спінове квантове число? Чому дорівнює сумарний спін для п’яти електронів на d-орбіталі?

1.21. Складіть електронні формули атомів елементів: а/ алюмінію, б/ хрому, в/ цезію.

1.22. Атомами яких елементів і яким станам /нормальному або збудженому/ відповідають слідуючі формули: а/ 2s² 2s¹ 2p¹ б/ 3s² 3p² 3s¹ в/ 4s²4p⁵ 4s²4p³4d²?

1.23. Складіть електронні формули: а/ атому стронція, б/ іона хрому Cr³⁺, іон хлору Cl^-,

1.24. Складіть електронні формули: а/ атому заліза, б/ йону сірки S^2- в/ йону міді Cu²⁺.

1.25.Електронна конфігурація атома елементу виражається формулою 1s² 2s² 2p² 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁵. Вкажіть положення елементу в періодичній таблиці /період, ряд, група, підгрупа/, а також його найвищий та найнищий ступені окислення.

1.26. Що таке енергія йонізації? Як залежить енергія йонізації /І/ від атомного номера для елементів IА і IIА груп періодичної системи. Встановіть закономірність.

1.27. Що таке електронегативність? Як залежить електронегативність від атомного номера для елементів VIIА групи періодичної системи? Відповідь поясніть на конкретних прикладах.

1.28. Що таке орбітальний радіус і як впливає збільшення радіуса атома на проявлення металічних властивостей простих тіл в межах головних підгруп періодичної системи? Відповідь поясніть на конкретних прикладах.

1.29. Складіть електронні формули атомів ренію і марганцю. У якого з елементів переважає енергія іонізації більше.

1.30. Який взаємозв’язок між електронною структурою атомів і їх положенням в періодичній системі.

1.31. У якого з елементів-кальцію або цинку-більш виражені металічні властивості? Відповідь обґрунтуйте на основі аналізу електронних формул Ca і Zn.

1.32. До якого сімейства /s, p, d, f / належить елементи з атомними номерами 24 і 54. Визначте їх положення в періодичній системі Д.І. Менделєєва /період, група, ряд, підгрупа/.

1.33. Визначте положення сірки і хрому періодичні системі Д.І. Менделєєва /період, група, ряд, підгрупа/. Хром-металічний елемент, сірка належить до неметалів. Поясніть різницю, виходячи із електронної будови атомів.

1.34. Дані елементи Co, I, Sn, Cs, S. Розташуйте їх в порядку зростання: а/ атомних мас, б/ атомних радіусів, в/ зарядів ядер атомів, г/ металічних властивостей.

1.35. Розподіліть електрони атому фосфору по квантовим коміркам. Скільки неспарених електронів може бути у атома фосфору в нормальному і збудженому стані, Яку валентність при цьому проявляє фосфор?

1.36. Розподіліть електрони атому хлору по квантовим коміркам. Скільки неспарених електронів може бути у атома хлору, в нормальному і збудженому стані, Яку валентність хлор при цьому проявляє?

1.37. Розподіліть електрони атому вуглецю по квантовим коміркам. Скільки неспарених електронів може бути у атома вуглецю, в нормальному і збудженому стані, Яку валентність вуглець при цьому проявляє?

1.38. Опишіть, що означають кількісні характеристики хімічного зв’язку: довжина, енергія, кратність, валентний кут, полярність?

1.39. Що таке енергія, довжина, кратність зв’язку? Який взаємозв’язок між ними? Наведіть приклади сполук з кратними зв’язками.

1.40. Який хімічний зв’язок називають ковалентним? Як можна пояснити направленість і насичуваність ковалентного зв’язку?

1.41. Які ковалентні зв’язки називаються, - і - зв’язками? Який метод валентних зв’язків пояснює будову молекули кисню?

1.42. Який ковалентний зв’язок називається полярним? Що слугує кількісною мірою полярного ковалентного зв’язку? Користуючись таблицею Менделєєва визначте, який із зв’язків найбільш полярний: а/ О-Н б/ O-CL в/ O-Br г/ O-I/

1.43. Який механізм утворення ковалентного зв’язку називається донорно-акцепторним? Розгляньте утворення складних іонів NH₄⁺ і BF^-₄.

1.44. Що таке гібридизація атомних орбіталей? Яке просторове розташування відносно центрального атому гібридних орбіталей sp, sp²,sp³?

1.45. Який хімічний зв’язок називається іонним і як він утворюється? В чому проявляється ненаправленість і ненасичуваність іонного зв’язку? Вкажіть молекулу, в якій частка іонного зв’язку максимальна: a/ KCl б/ CaCl₂ в/ CaCl₃; GeCl₄.

1.46. В чому відмінність іонного зв’язку від ковалентного? Наведіть по одному прикладу сполук з ковалентним неполярним, ковалентним полярним і іонним зв’язками. В якій із молекул частка ковалентного зв’язку максимальна, а іонного мінімальна: a/ NaH, б/ AlH₃, в/ PH₃?

1.47. Який хімічний зв’язок здійснюється в металах? Як він утворюється? Чи характеризується направленістю хімічний зв’язок, який виникає в металах?

1.48. Які фізичні властивості металів обумовлені металічним хімічним зв’язком? Відповідь поясніть.

1.49.Вкажіть центральний іон-комплексоутворювач і назвіть комплексні сполуки: a/ ; б/ ; в/ .

1.50.У сполуці вкажіть: а/ комплексноутворювач, б/ координаційне число в/ ліганди. Назвіть комплексну сіль.,,<,,

МОДУЛЬ 2.

Загальні закономірності хімічних процесів

Хімічна термодинаміка - це наука, що вивчає перехід енергії з однієї форми в іншу; енергетичні ефекти, що супроводжують хімічні та фізичні процеси; можливість і напрямок протікання того або іншого процесу. Хімічні процеси протікають з виділенням або поглинанням теплоти. Реакції, що відбуваються з виділенням теплоти, називають екзотермічними, а реакції, під час протікання яких теплота поглинається, - ендотермічними.

Енергія, яка прихована в речовинах і вивільняється під час хімічних і деяких фізичних процесів, називається внутрішньою енергією речовини. Для будь-якого процесу справедливий закон збереження енергії:

Q = U + A.

Це означає, що підведена до системи теплота Q в загальному випадку витрачається на зміну її внутрішньої енергії U і на виконання роботи А. Під величиною А розуміють роботу, що протидіє всім силам, які діють на систему (зовнішній тиск, електричне і магнітне поле тощо).

Суму внутрішньої енергії і добутку об’єму речовини на зовнішній тиск називають ентальпією і позначають літерою Н:

Н = U + PV:

Наукове і практичне значення має зміна ентальпії H в ході процесу: H = Н₂ - Н₁.

Якщо в ході процесу виконується тільки робота розширення і система перебуває при сталому тиску, то

А = H V.

Звідси можна записати

Н = U + Р V, або U = H - P V.

Отже, як внутрішня енергія, так і ентальпія є важливими термодинамічними функціями. Математичний зв’язок між ними ( Н = U + Р V) відображує зміст основного принципу термодинаміки: кількість теплоти Н, наданої будь-якій системі, використовується на приріст її внутрішньої енергії U та на виконання механічної роботи. Зміна ентальпії в хімічних реакціях відповідає взятій з протилежним знаком величині теплового ефекту реакції, що протікає при сталих температурі в тиску.

Під час хімічних перетворень вивільнюється тільки частина енергії, яку мають речовини. Кількість виділеної або поглинутої теплоти називається тепловим ефектом реакції. Теплові ефекти хімічних процесів вивчає термохімія.

Щоб забезпечити можливість порівняння теплових ефектів різних реакцій, термохімічні розрахунки слід робити відносно одного моля хімічної сполуки при температурі 25^оС (298,15 К) і тиску 101 кПа (1 атм). Теплові ефекти, визначені при таких умовах, називають стандартними.

Теплові ефекти можна зазначати в рівняннях хімічних реакцій. Рівняння, в яких зазначено тепловий ефект, називають термохімічними. Кількість теплоти, що виділяється або поглинається під час утворення одного моля хімічної сполуки з простих речовин, називається теплотою (ентальпією) утворення даної сполуки. Так, теплота утворення води дорівнює - 285,8 кДж/моль; це означає, що в процесі утворення 18 г рідкої води з 2 г водню і 16 г кисню виділяється 285,8 кДж енергії у вигляді теплоти.

В основі термохімічних розрахунків лежить закон, відкритий російським ученим Г.І.Гессом у 1840 р. Цей закон формулюється так: Тепловий ефект реакції залежить тільки від початкового та кінцевого станів вихідних речовин та продуктів реакції і не залежить від проміжних стадій процесу. Закон Гесса справедливий лише за умови сталого тиску або об’єму. Із закону Гесса випливає два важливих наслідки: 1) стандартний тепловий ефект реакції дорівнює сумі стандартних теплот утворення вихідних речовин;

2) стандартний тепловий ефект реакції дорівнює сумі стандартних теплот згоряння Н_з вихідних речовин з відніманням суми стандартних теплот згоряння продуктів реакції.

Частинки (молекули, атоми, іони) перебувають у безперервному хаотичному русі і безперервно змінюють свій стан - змішуються, розсіюються, дифундують. Це означає, що система намагається перейти з менш невпорядкованого стану в стан більш невпорядкований. Кількісною мірою невпорядкованості системи є ентропія S. Чим більша ентропія, тим вищий ступінь невпорядкованості даної системи. Зміну ентропії в хімічних процесах обчислюють як різницю між ентропіями кінцевого і початкового станів системи. При переході речовин з початкового стану в кінцевий зміна ентропії виражається рівнянням

S = S_кін - S_вих

Ентропія за стандартних умов позначається S⁰ і називається стандартною ентропією.

У стані рівноваги, коли ентальпійний Н і ентропійний Т S фактори компенсують один одного, справедлива рівність:

H = T S.

Хімічні процеси також характеризуються своїми певними потенціалами. Подібно до механічних потенціалів вони зменшуються в процесах, які протікають самочинно. Потенціал, який є рушійною силою хімічних процесів, що відбуваються при Р, T = const, називають енергією Гіббса G. Енергія Гіббса зв’язана з ентальпією, ентропією і температурою співвідно-шенням:

G = H - TS.

Зміна енергії Гіббса під час протікання реакції при сталих тиску і температурі дорівнюватиме:

G = H - T S,

тобто зміна енергії Гіббса G відображує сумарний ефект двох протилежних тенденцій у процесах, що відбуваються при сталих температурі і тиску.

Подібно до ентальпії Н енергію Гіббса G визначити неможливо, проте можна точно обчислити різницю G для різних процесів. Значення G реакції обчислюють за методом, аналогічним методу обчислення Н і S реакції. Протіканню процесів сприяють умови

Н < 0; S > 0.

При низьких температурах множник Т малий, і абсолютне значення добутку Т S також мале. В цьому випадку для реакцій, що протікають із значним тепловим ефектом ( у виразі G = H - T S, можна знехтувати другим членом. Тоді

G H.

Отже, при низьких температурах ймовірність протікання реакції визначається знаком і величиною H. Зокрема, при звичайних температурах величина добутку T S для більшості реакцій значно менша, ніж H. Тому, при таких температурах, екзотермічні реакції ( H<0) протікають самочинно, а ендотермічні ( H>0) - вимушено. За цих умов напрям процесу визначається за різницею міцності хімічних зв’язків у продуктах реакції і в вихідних речовинах.

При достатньо високих температурах справедливе обернене співвідношення , тому в цьому випадку

G - T S.

Це означає, що при високих температурах ентропійний фактор (прагнення до розриву зв’язків) пересилює ентальпійний (прагнення до утворення зв’язків).

ХIМIЧНА КIНЕТИКА - Роздiл хiмii, що вивчає швидкiсть протiкання різних хімічних реакцій, називається хімічною кінетикою.

Хімічна кінетика вивчає як гомогенні, так і гетерогенні реакції. Гомогенними називаються реакції, що протікають в однорідному середовищі (гомогенній системі). Гетерогенними називаються реакції, що протікають в неоднорідному середовищі (гетерогенній системі) - між речовинами. що перебувають у різних фазах (твердій і рідкій, газоподібній і рідкій тощо).

На швидкість хімічної реакції впливають такі фактори: концентрація реагуючих речовин, температура, тиск (для газів), поврехня розділу фаз, наявність каталізатору. Розглянемо більш детально вплив кожного із цих чинників.

Швидкість реакції відповідає числу елементарних актів взаємодії, що відбуваються за одиницю часу: для гомогенних реакцій - в одиниці об’єму, для гетерогенних реакцій - на одиниці площі поверхні розділу фаз. Швидкість реакцій характеризується зміною концентрації будь-якої з вихідних речовин або кінцевих продуктів реакції за одиницю часу.

Речовини можуть взаємодіяти між собою тільки в тому випадку, коли їх молекули (іони) достатньо зблизяться в якійсь точці, тобто зіткнуться, тому швидкість реакції пропорційна числу зіткнень, яких зазнають молекули реагуючих речовин. Число таких зіткнень прямо пропорційне загальній кількості молекул, тобто їх концентрації, або добутку концентрацій реагуючих речовин. Так, швидкість реакції

А + В = С

дорівнює V = k [A][B],

де [A] i [B] - молярні концентрації вихідних речовин; k - коефіцієнт пропорційності, що називається константою швидкості реакції.

Константа швидкості реакції відповідає швидкості реакції при концентраціях реагуючих речовин, що дорівнюють 1 моль/л.

Швидкість реакції 2А + В = С можна записати рівнянням: V = k[A][A][B]=k[A]²[B],

тобто концентрація кожної з вихідних речовин входить у вираз швидкості реакції в степені, що дорівнює відповідному коефіцієнту у рівнянні реакції.

Залежність швидкості хімічних реакцій від концентрації реагуючих речовин була встановлена видатним російським фізикохіміком М.М.Бекетовим, а також норвезькими вченими К.М.Гульдбергом і П.Вааге, які в 1867 р. сформулювали цю залежність, відому нині як закон діючих мас: швидкість хімічної реакції при сталій температурі прямо пропорційна добуткові концентрацій реагуючих речовин, які входять у рівняння у степенях, що дорівнюють стехіометричним коефіцієнтам у відповідному рівнянні реакції.

В загальному вигляді для реакції

аА + bB + cC +... =

закон діючих мас можна записати так:

V = k[A]^a[B]^b[C]^c...

Закон діючих мас справедливий для ідеальних газових систем та розбавлених розчинів для хімічних реакцій, у рівнянні яких сума стехіометричних коефіцієнтів реагуючих речовин не перевищує чотирьох.

Швидкість хімічних реакцій здебільшого зростає з підвищенням температури. Залежність швидкості хімічних реакцій від температури встановив відомий голандський учений Я.Г.Вант-Гофф у 1884 р: при підвищенні температури системи на кожні 10 градусів швидкість більшості реакцій зростає в 2-4 рази. Правило Вант-Гоффа можна виразити співвідношенням

,

де V₁ і V₂ - швидкості реакції відповідно при початковій t₁ і кінцевій t₂ температурах; - температурний коефіцієнт швидкості реакції.

Зростання швидкості реакції з підвищенням температури прийнято характеризувати температурним коефіцієнтом швидкості реакції, що показує, у скільки разів зростає швидкість даної реакції при підвищенні температури системи на кожні 10 градусів.

Швидкість реакції залежить не від числа загальних зіткнень (оскільки не всяке зіткнення завершується взаємодією), а від числа зіткнень активних молекул. Результат зіткнення здатних до взаємодії молекул залежить від їх стану. Молекули при низьких температурах малоактивні, а при нагріванні та освітленні їх активність збільшується. Активні молекули - це збуджені молекули, у яких під впливом нагрівання посилився обертальний рух атомів і атомних груп, що зумовило збудження електронів зовнішніх шарів. Щоб звичайним молекулам надати активності, слід затратити певну енергію, так звану енергію активації.

Каталіз - Це зміна швидкості реакції при введенні в сферу реакції каталізатора. В залежності від поверхні розділу фаз розрізняють гомогенний і гетерогенний каталіз.

Каталізатор – це речовина, що змінює швидкість хімічної реакції, приймаючи цчасть в її проміжних стадіях, але в кінці реакції ввона залишається в початковій якості і кількості.

А + В = АВ – без каталізатора (повільно)

А + К = АК –проміжний продукт

АК + В = АВ + К (швидко)

В розглянутому прикладі каталізатор прискорює реакцію. Такий каталізатор називають позитивним. Каталіз використовується в усіх хімічних виробництвах.

Якщо при введенні каталізатора реакція сповільнюється, то його називають інгібітором, або негативним каталізатором. Інгібітори широко використовуються в пожежній справі при застосуванні вогнегасних порошків, дія яких грунтується на інгібіруванні горіння. Інгібітори також використовуються в промисловості. Наприклад, для сповільнення процесу корозії металічних виробів на їх поверхню наносять інгібітор (фосфат або нітрат калію).

Дата добавления: 2015-05-24