1. Ионная связь как предельный случай ковалентной связи. Поляризация ионов и ее влияние на свойства вещества.
Ионная связь – ненаправленная и ненасыщаемая. Кулоновский потенциал равновероятно направлен во все стороны; межъионные вз-ия достаточно мощные, поэтому ионные кристаллы прочны, соединения тугоплавки и малолетучи. (ЭО>2,5)
Ионы, на ходящиеся рядом, влияют друг на друга, этот процесс называется поляризацией. Поляризация – двусторонний процесс; в нем различают поляризующее действие данного иона на другие и поляризуемость данного другими.
Поляризующее действие возрастает с ростом заряда иона, уменьшением его радиуса и ростом устойчивости электронной оболочки иона.
При одинаковых зарядах и близких радиусах поляризуемость минимальна у ионов с электр. конфигурацией благородного газа. Больше у ионов с незавершенным эл. слоем и максимальна у ионов с 18-ти электронной оболочкой (Аg+, Zn2+, Hg2+).
Если эл-т дает катионы, то поляризуемость иона тем меньше, чем больше его заряд.
Для изоэлектронных ионов с конфигурацией благородных газов поляризуемость растет с ростом отрицательного заряда.
Поляризационные вз-ия ведут к:
1) снижению термической устойчивости солей с общим катионом от фторида к иодиду.
СuCl2 - CuBr2 – (CuI2 -нет при комнатной температуре)
2) росту т-р разложения карбонатов по группе
3) ослаблению гидролиза солей по группе ВеCl2→ВaCl2
4) появлению окраски: сульфиды чаще окрашены, чем оксиды.
2. Модель отталкивания локализованных электронных пар (метод Гиллеспи). Основные положения на примере молекул SO2 и SO2Cl2.
Простым и удобным методом предсказания геометрии молекул является модель отталкивания локализованных электронных пар или метод Гиллеспи, имеющий в своей основе метод ВС, Исходными данными для указанного метода являются число связанных с центральным атомом других атомов, валентные возможности всех связа� �ных атомов, количество электронов на внешнем слое центрального атома.
Основные положения:
1) Каждая электронная пара, как образующая связь, так и неподеленная, занимает определенное место в пространстве (локализованная эл.пара). Облако двойной и тройной связи рассматривается как единое. Разумеется, электронные пары (эл.облака) отталкиваются.
2) В зависимости от числа локализованных электронных пар они располагаются в пространстве след образом:
2- линейная конфигурация
3 – правильный треугольник
4 – тетраэдр
5 – правильная тригональная бипирамида
6 – октаэдр
7 – октаэдр с искажением или правильная пентагональная пирамида.
Процедура работы:
Центральный атом – А (самый многовалентный атом)
связанный с ним другой атом – В
неподеленная эл� �ктронная пара – Е
общее число партнеров центрального атома по хим.связи – n
а число неподеленных эл.пар у него – m
ABnEm
Возможные дополнения:
а) облако двой ной связи занимает в пространстве большее место, чем облако однократной связи
б)облако тройной связи занимает в пространстве большее место, чем облако двойной связи и тем более, чем облако однократной связи
в)в случае полярной ковалентной связи электронное облако сконцентрировано в большей степени возле более электроотрицательного атома
г)облако неподеленной электронной пары занимает в пространстве большее место, чем облако однократной.
д)все электроны, образующ. хим.связи, считаются равноценными независимо от их вида (s,p,d,f)
е)атомный состав(ядро, внутр.оболочка) не оказывает влияния на расположение валентных электронов
ж)эл.пары располагаются в пространстве таким образом, чтобы отталкива ние между ними было минимальным
з)строение молекулы определяется в пространстве связывающих электронных пар
n+m=(Nbe+Nae-!z!)/2-π
SO2 n+m=
SO2Cl2 n+m=
3. Критерий самопроизвол ьного протекания ОВР в растворах. Стандартные величины электродных потенциалов. Рассмотреть окисление перманганатом калия в кислой среде ионов Fe2+ и Со 2+.
Любую реакцию мысленно можно разделить на две полуреакции – окислительную и восстановительную, а полученные полуреакции смоделировать соответств. электродами.
металл + р-р соли металла
на границе М – р-р устанавливается равновесие на границе М – р-р устанавливается равновесие М++nе- ↔ М
Возникает двойной электрический слой и соответствующий скачок потенциала. Его величина зависит только от природы металла и концентрации иона. Измерить величину этого скачка потенциала нельзя.
Еще больше можно построить электродов, где в р-ре будут ионы с различным и степенями окисления эл-та (MnO4-/Mn2+; Fe3+/Fe2+), в этот р-р опущена пластина из инертного металла не реагирующего с ионами в р-ре. Эта пластина служит лишь переносчиком электронов. На границе Pt – р-р устанавливается равновесие, возникает двойной электрический слой и соответствующий скачок потенциала. Измерить его нельзя!
Зато легко измеряется э.д.с. электрохимического элемента, состоящего из двух электродов, например
&nb sp;
Надо таким же образом измерить значения электронных потенциалов относительно одного электрода!
За такой электрод сравнения принят водородный электрод.
если fH2=1, аН+=1, то Е0Н2/2Н+=0
Вот относительно этого электрода и отсчитаны значения всех электродов! Эти величины найдены для стандартных условий и при 298,15К табулируются.
В наших таблицах принята окислительная форма записи полуреакций, например:
Cu2++2e=Cu
MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O
Потому что для расчета э.д.с. реакции надо сделать
φ=Еокисл-Евосст (Е – электрический потенци� �л, φ- э.д.с.)
Мы знаем, что ΔG<-Апол
А в ОВР Апол=Аэлектр=q* φ=n F φ (q – кол-во электричества, n – число электронов, отдаваемых или принимаемых в элементарном акте, F – число Фарадея 96500 Кл)
ΔG<-nFφ; ΔG<0
Значит, для самопроизвольного протекания ОВР необходимо, чтобы э.д.с. была >0
φ>0
MnO4-+8Н++5е-=Mn< SPAN style="FONT-SIZE: 8pt; FONT-FAMILY: Verdana">2++4 Н2О; Е10=1,51 В (окисл);
Fe3++е-=Fe2+; Е20=0,77 В (восст);
Со3++е-=Со2+ Е30=1,82 В (восст).
Для первого процесса
φ10=Еокисл0-Евосст0=Е10-Е20=1,51-0,77= 0,74 В
Для второго процесса
φ20=Еокисл0-Евосст0=Е10-Е30=1,51-1,82= -0,31 В
Как видно, самопроизвольное течение возможно лишь для первого процесса. Вторая реакция запрещена, перманганат-ион не может окислить ион Со2+ до Со3+, а наоборот – в кислой среде ион Со3+ окисляет Mn2+ до перманганат - иона.
4. Буферные растворы и их свойства на примере смеси растворов муравьиной кислоты и формиата калия.
Буферными растворами называют та� �ие электролитные системы, рН которых не меняется при разбавлении и мало меняется при добавлении небольших количеств сильных кислот и оснований.
Буферный р-р на кислую область – это р-р слабой к-ты и ее соли.
Буферный р-р на щелочную область – это р-р слабого основания.
Пусть у нас р-р слабой одноосновной к-ты и ее соли (НА+NаА)
В р-ре имеются след. равновесия:
НА↔Н++А-
NаА→ Nа++А-
Наличие в р-ре ионов А- за счет полностью диссоциирующей соли NаА ведет к смещению равновесия диссоциации НА влево (подавлению и без того незначительной диссоциации к-ты НА).
Пусть общая концентрация к-ты равна Ск-ты; общая концентрация соли Ссоли; степень диссоциации кты α. Равновесие концентрации равны:
[А-]= Ссоли+[Н+]= Ссоли+ α Ск-ты≈ Ссоли; т.к. α<<1
[НА]= Ск-ты - [Н+]= Ск-ты - α Ск-ты ≈ Ск-ты
Константа диссоциации к-ты:
[Н+]= Кдисс
Как видно:
1) разбавление р-ра ведет к одинаковому уменьшению Ск-ты и Ссоли; отношение Ск-ты/Ссоли не изменится и рН станет прежним.
2) добавим в буферный р-р несколько капель НСl, при этом часть соли NаА превратится в к-ту НА; в результате Ск-ты немного возрастает, а Ссоли – уменьшится. А отношение Ск-ты и соответственно рН буферного р-ра изменится мало.
3) Подобное произойдет при вливании в буферную смесь нескольких капель р-ра NфОН: Ссоли возрастает.
Дата добавления: 2014-12-20; просмотров: 89 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав |