|
Читайте также: |
1. Ионная и ковалентная связи, их свойства. Полярная ковалентная связь. Что такое эффективные заряды атомов?
Связь, образованная электронами, принадлежащими обоим атомам, называется ковалентной. Ковалентная неполярная возможна лишь между одинаковыми атомами.
А-е-->В А+↔В- (электростатическое притяжение)
Это ионная связь. Строго говоря, соединения с чисто ионной связью нет. Самый частый тип связи – полярная ковалентная. В этом случае общая электронная пара смещена к одному из атомов в соответствии с их электроотрицательностью. ЭО – это суммарная хар-ка способности атома отдавать и присоединять электроны. ЭО сами по себе не очень важны, важны ΔЭО. Чем больше ΔЭО, тем полярнее (ионнее) связь.
Смещение электронной плотности при образовании полярной ков. связи можно учесть, приписав атомам эффективные заряды в единицах заряда электрона (δ,+δ, -δ). Это условные величины, т.к. электрон нельзя «разделить» между атомами. Эффективные заряды определяют экспериментально и они позволяют представить полярную ковалентную связь комбинацией «чисто» ковалентной и «чисто» ионной связей.
Если связь «чисто» ковалентная, то δ=0, если ионная, то δ=+-1 (однократная), δ=+-2 (двухкратная связь) и т.п.
А для полярной ковалентной связи – промежуточные значения.
пример Н+0,2∙∙Cl-0,2 0,8*0+0,2*1 (80% ковалентной связи и 20% ионной). Так даже у CsF δ=+-0,99, значит «чисто» ионных соединений нет!
2. Классификация комплексных соединений по виду координируемых лигандов. Номенклатура комплексных соединений.
Комплексные соединения, координационные соединения, химические соединения, состав которых не укладывается в рамки представлений об образовании химических связей за счет неспаренных электронов.
Соединения, образованные из двух или более простых соединений, каждое из которых может существовать независимо, называют комплексными соединениями.
К2[Zn(CN)4 ]
Центральный ион(атом) в комплексном соединении называется комплексообразователем. (ион d– или f–элемента, реже p- или s–элемента). Непосредственно окружающие к/о ионы или молекулы, называемые < EM>лигандами, образуют вместе с к/о внутреннюю (координационную) сферу.(выделяется [ ]). Ионы(молекулы) за пределами внутренней сферы образуют внешнюю сферу компл.соединения. Общее число лигандов во внутр.сфере называется координационным числом.
Простое объяснение механизма образования хим. связи – донорно-акцепторное. Лиганды поставляют свободные электронные пары на пустые d-орбитали к/о. Число координационных мест называется дентатностью (монодентатные, бидентатные и т.п.)
Координаци онные числа обычно в четные и равны удвоенной степени окисления к/о.
По характеру лигандов бывают аквакомплексы, гидроксокомплексы, аммиачные комплексы, ацидокомплексы (лиганды – анионы кислотных остатков).
Бывают однородные, а бывают и с разными лигандами.
Бывают комплексные соединения и без внешней сферы.
Названия комплексов строятся по принципу названий солей с указанием лигандов и степени окисления к/о. В случае аниона берется корень латинского названия элемента, к нему добавляется «ат».(станнат, аурат, плюмбат) К3[Al(OH)3 ] гексагидроксоалюминат (III) калия.
[Cr(NH3)4Cl2]Cl – хлорид дихлоротетрамминхрома (III)
3. Равновесие диссоциации ассоциированных (слабых) электролитов; связь константы диссоциации с концентрацией и степенью диссоциации.
Количественно характеристикой диссоциации является степень диссоциации α, равная отношению числа распавшихся на ионы молекул к общему их числу. Ее обычно выражают либо в долевом исчислении, либо в процентах.
К слабым электролитам в водных растворах относят кислоты: угольную, сернистую, сероводородную, серную (по второй ступени), ортофосфорную, все карбоновые к-ты; основания: гидроксиды магния, бериллия, алюминия, аммония, все гидроксиды d-элементов.
Константа равновесия диссоциации электролита:
KtnAm(k) ↔ nKtm++mAn-
Называется константой диссоциации:
Кравн=Кдисс=([Ktm+]n+[An-]m)/[KtnAm]
(три ступени диссоциации ортофосфорной к-ты)
Отрыв протона от анионов происходит в меньшей степени, чем отрыв от нейтральной молекулы. Кроме того, ионы водорода, образовавшиеся в первой ступени диссоциации, подавляют вторую степень диссоциации, ионы водорода, образовавшиеся при первой и второй ступенях, подавляют третью ступень диссоциации. В результате реально диссоциация протекает лишь по первой ступени.
Как вывод, диссоциацию любого слабого электролита, независимо от того, диссоциирует он ступенчато или нет, можно смоделировать равновесием диссоциации симметричного электролита:
KtA↔Ktn++An-
Пусть общая концентрация электролита KtA составляет с моль/л; степень диссоциации при этой концентрации равна α. Тогда равновесные концентрации катиона, аниона и недиссоциированного электролита составят:
[Ktm+]=[An-]= αс; [KtnAm]=с- αс
Подставляем эти соотношения в выражение для константы диссоциации:
Кдим=([Ktm+][An-])/[KtnAm]=(ас*ас)/(с-ас)=(а2с)/(1-с)
Соотношение, связывающее константу диссоциации с концентрацией электролита и степенью его диссоциации носит название закона разбваления Оствальда. Зачастую степень диссоциации элетролита мала, тогда выражение упрощается Кравн≈а2с
Дата добавления: 2014-12-20; просмотров: 105 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав |