Ковалентная связь. Метод валентных связей.

Ковалентной связью называется связывание атомов с помощью общих (поделенных между ними) электронных пар.В слове "ковалентная" приставка "ко-" означает "совместное участие". А "валента" в переводе на русский – сила, способность. В данном случае имеется в виду способность атомов связываться с другими атомами.

При образовании ковалентной связи атомы объединяют свои электроны как бы в общую "копилку" – молекулярную орбиталь, которая формируется из атомных оболочек отдельных атомов. Эта новая оболочка содержит по возможности завершенное число электронов и заменяет атомам их собственные незавершенные атомные оболочки.

Представления о механизме образования молекулы водорода были распространены на более сложные молекулы. Разработанная на этой основе теория химической связи получила название метода валентных связей (метод ВС). В основе метода ВС лежат следующие положения:

1) Ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.

2) Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака.

Комбинации двухэлектронных двухцентровых связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем. Примеры построения валентных схем:

В валентных схемах наиболее наглядно воплощены представления Льюиса об образовании химической связи путем обобществления электронов с формированием электронной оболочки благородного газа: для водорода – из двух электронов (оболочка He), для азота – из восьми электронов (оболочка Ne).

7 Типы взаимодействия молекул. Водородная связь. Донорно-акцепторное взаимодействие молекул.

Водородная связь — форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N, O или F. Водородные связи могут быть межмолекулярными или внутримолекулярными

Донорно-акцепторное взаимодействие молекул — перенос заряда между молекулами донора и акцептора без образования между ними химической связи (обменный механизм); или передача неподеленной электронной пары от донора к акцептору, приводящей к образованию связи (донорно-акцепторный механизм).

8 Зависимость скорости реакции от температуры. Энергия активизации.

Почти все типы реакций, за исключением ферментативных, ускоряются при повышении температуры. Это чрезвычайно важный фактор. Химики постоянно прибегают к нагреванию, используя разнообразные устройства. Попутно отметим, что изменение температуры применяется также для смещения равновесия. Иногда бывает необходимо замедлить нежелательные реакции. В таких случаях применяют холодильники.

Приближенно зависимость скорости реакции от температуры выражается известным правилом Вант-Гоффа. Скорость большинства химических реакций увеличивается в 2 – 4 раза при повышении температуры на каждые 10 градусов.

Скорость реакций при повышении температуры возрастает вследствие увеличения константы скорости, так как концентрации от температуры зависят незначительно. Поэтому далее мы будем рассматривать зависимость константы скорости от температуры. Это экспоненциальная зависимость. Кривая на графике k = f(T) круто уходит вверх:

Энергия активации в химии и биологии — 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 E_a.

9 Явления Осмоса. Осмотическое давление. Определение молекулярной массы по осмотическому давлению.

Явление самопроизвольного переноса растворителя через полупроницаемую перегородку называют осмосом.

Осмотическое давление (обозначается π) — избыточное гидростатическое давление на раствор, отделённый от чистого растворителя полупроницаемой мембраной, при котором прекращается диффузия растворителя через мембрану (осмос). Это давление стремится уравнять концентрации обоих растворов вследствие встречной диффузии молекул растворённого вещества и растворителя.

Осмос – это самопроизвольный переход растворителя в раствор через полупроницаемую перегородку. Избыточное давление, которое необходимо приложить к раствору на высоте h = 0, чтобы воспрепятствовать проникновению растворителя в раствор, называют осмотическим давлением. Величина этого давления равна весу столба жидкости в трубке высотою h.

Осмотическое давление может быть рассчитано по выражению

 

где ρ- плотность раствора,

g – сила земного притяжения,

h – вес столба жидкости.

10 Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации

Законы Рауля и принцип Вант-Гоффа не выполняются для растворов, которые проводят электрический ток – растворов электролитов. Растворы электролитов всегда ведут себя так, будто они содержат больше частиц растворенного вещества, чем следует из аналитической концентрации: повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания, осмотическое давление для них всегда больше, чем вычисленные. Для учета этих отклонений вносят поправку – изотонический коэффициент i:

π = iCRT = i.

Аналогичная поправка вносится в законы Рауля:

ΔT_кип = iEC_мл = iЕ.

.

Изотонический коэффициент определяется следующим образом:

Изотонический коэффициент для растворов электролитов всегда больше единицы, причем с разбавлением раствора i возрастает до некоторого целочисленного значения.

Для объяснения особенностей свойств растворов электролитов С.Аррениус и В. Оствальд¹⁶ в 1887 году предложили теорию электролитической диссоциации:

1.Электролиты в растворах распадаются – диссоциируют на ионы.

2.Диссоциация является обратимым равновесным процессом.

Например: Ca(OH)₂ ↔ Ca⁺² + 2OH^-

Основоположники теории электролитической диссоциации считали, что образование раствора из растворителя и растворенного вещества процесс физический, то есть отсутствует взаимодействие между компонентами раствора. Другой точки зрения придерживался великий русский химик Д.И.Менделеев. Изучая тепловые эффекты растворения веществ, он пришел к выводу, что между растворенным веществом и растворителем осуществляется химическое взаимодействие. Объединить физическую и химическую теорию растворов удалось русским химикам И.А. Каблукову¹⁷ и В.А. Кистяковскому¹⁸. Они предложили механизм диссоциации электролитов на ионы, в котором решающую роль играет взаимодействие молекул или кристаллов растворяемого вещества с молекулами растворителя.

Попадая в раствор, кристаллы или молекулы вещества оказываются окруженными молекулами растворителя и связаны с ним силами ион-дипольного или диполь-дипольного взаимодействия. Взаимодействие с молекулами растворителя приводит к разрыву ионных или ковалентных полярных связей между частиц растворенного вещества. Этот разрыв происходит по гетеролитическому типу, то есть из молекул образуются заряженные частицы ионы, ионы окружены молекулами растворителя сольватированы A⁺_(solv). Если растворителем является вода, то сольватацию называют гидратация или акватация A⁺_(aq). Схематически диссоциацию вещества на ионы модно представить схемой (рис.37).

Таким образом, образование раствора можно представить, как физико-химический процесс – диссоциация молекул и кристаллов происходит с образованием сольватированных ионов, но связь растворитель – ион менее прочная, чем ковалентная или ионная химическая связь.

11 Электроли́т — вещество, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, что происходит в растворах и расплавах, или движения ионов в кристаллических решётках твёрдых электролитов. Примерами электролитов могут служить водные растворы кислот, солей и оснований и некоторые кристаллы (например, иодид серебра, диоксид циркония). Электролиты — проводники второго рода, вещества, электропроводность которых обусловлена подвижностью положительно или отрицательно заряженных ионов.

Степень и константа диссоциации

Частичный или полный распад растворенного вещества на ионы в результате взаимодействия с растворителем называется электролитической диссоциацией. Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым.

Диссоциацию электролита Kt_nAn_mможно представить:

Kt_nAn_m nKt^m+ + mAn^n-

Так как слабые электролиты подчиняются закону действующих масс, это равновесие может количественно характеризоваться константой равновесия, называемой в данном случае константой диссоциации Кд.

Константа диссоциации для рассматриваемого электролита:

Кд = [Kt^m+]ⁿ[An^n-]^m

[Kt_nAn_m]

Где[Kt^m+] и[An^n-]– молярные равновесные концентрации ионов электролита;

[Kt_nAn_m]- молярная равновесная концентрация недиссоциированных молекул электролита.

Полнота распада характеризуется степенью диссоциации.

Степенью диссоциации(α) называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы(n_i) к общему числу молекул растворенного вещества(Ni) в растворе

α=n_i/Ni

степень диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя, температуры и степени его разбавления.

Закон разбавления растворов.

Истинным раствором называется однородная гомогенная система, образованная двумя или большим количеством компонентов.

Состав раствора можно изменять непрерывно в определенных пределах.

Истинный раствор отличается от коллоидных растворов и механических смесей (суспензии, эмульсии, аэрозоли), т.к. последние пред-ставляют собой многокомпонентные микрогетерогенные системы.

Диссоциация воды. Водородный показатель.

Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но всё же обладает измеримой электропроводностью, которая объясняется частичной диссоциацией молекул Н₂О на ионы водорода и гидроксид-ионы:

Н₂О Н⁺+ ОН^–

По величине электропроводности чистой воды можно вычислить концентрацию в ней ионов Н⁺и ОН^–. При 25^оС она равна 10^-7моль/л.

Константа диссоциации Н₂О рассчитывается следующим образом:

Перепишем это уравнение:

Следует подчеркнуть, что данная формула содержит равновесные концентрации молекул Н₂О, ионов Н⁺и ОН^–, которые установились на момент наступления равновесия в реакции диссоциации Н₂О.

Но, поскольку степень диссоциации Н₂О очень мала, можно считать, что концентрация недиссоциированных молекул Н₂О в момент наступления равновесия практически равна общей начальной концентрации воды, т.е. 55,56 моль/дм³(1 дм³Н₂О содержит 1000 г Н₂О или 1000: 18 ≈ 55,56 (молей). В разбавленных водных растворах можно считать, что концентрация Н₂О будет такой же. Поэтому, заменив в уравнении (42) произведение двух постоянных величин новой константой (или K_W), будем иметь:

Полученное уравнение показывает, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение молярных концентраций ионов водорода и гидроксид

 

12 Электролиз растворов электролитов Закономерности реакций восстановления на катоде.

 

Главное отличие этого типа электролиза от электролиза расплавов состоит в том, что в водных растворах электролитов (при электролизе в качестве электролитов значительно чаще используют соли, чем кислоты или основания) кроме катионов и анионов электролита (соли) всегда присутствуют молекулы воды, а также ионы Н⁺и ОН^–, образующиеся в результате ее диссоциации, а в случае гидролиза соли — то и в результате гидролиза. Поэтому наряду с ионами растворенной соли в электродных реакциях могут принимать участие молекулы воды, ионы Н⁺или ОН^–.

Продукты, выделяющиеся на электродах, зависят от природы ионов соли, находящегося в растворе, а также вида материала, из которого изготовлены электроды.

Рассмотрим отдельно катодные и анодные процессы.

Напомним, что в гальваническом элементе катодом называется положительный электрод, а анодом — отрицательный. При электролизе — наоборот. Но главное состоит в том, что и в гальваническом элементе и при электролизе на катоде идет восстановление, а на аноде — окисление. (— Почему это так, я спрошу у вас на предстоящем семинаре). А для себя объяснение этого вопроса в Гельфмане М.И. (на стр. 298–299).

Итак, катодные процессы при электролизе.

На катоде могут протекать три вида процессов:

1. Восстановление ионов металла: Меⁿ⁺+ne→Me
2. Восстановление молекул воды в нейтральных или щелочных растворах:

2Н₂О + 2е → Н₂+ 2ОН^–Е_Н2О/Н2 = –0,828 В.

1. Восстановление ионов водорода в кислотных растворах:

2Н⁺+ 2е → Н₂, Е_Н+/Н2 = 0,000 В.

⇐ Предыдущая123456Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: