ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ

Домашняя подготовка:

Н.В. Коровин, Общая химия, гл. 2. Н.Л. Глинка, Задачи и упражнения по общей химии, гл. IV, примеры; задачи 231, 233, 235, 237, 238, 240, 241, 243, 246, 257, 259, 260, 262, 746, 747, 748, 749, 750, 751, 752, 271, 274, 279, 280, 281, 282; вопросы для самоконтроля №№ 248-253, 265-267, 275-277.

План практического занятия

Основные типы химической связи – ковалентная и ионная. Полярность ковалентной связи. Электроотрицательность атомов. Теория Льюиса и ее недостатки. Квантово-механические представления о химической связи. «Валентные» электроны в атоме. Валентные возможности атомов. Атомные орбитали и формы электронных облаков. Химическая связь в молекулах водорода, фтора и фтороводорода с точки зрения теории Льюиса и метода валентных связей. Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной связи. Количественные характеристики связи: энергия и длина связи. Свойства связи: направленность, насыщаемость и поляризация связи. Изображение молекул стехиометрическими, графическими, структурными формулами.

Пространственная конфигурация молекул. Гибридизация атомных орбиталей. Форма гибридных облаков. σ - и π - связи. Кратность связей. Локализованная и нелокализованная связь. Влияние несвязывающих электронных пар и кратных связей на величину валентных углов. Построение пространственных конфигураций молекул (O₂, N₂, BeCl₂, BI₃, SiF₄, CH₄, NH₃, H₂O, CO₂). Полярная и неполярная связь. Дипольный момент связей и многоатомных молекул. Оценка полярности молекул, определение направления связей.

Ионная связь как крайний случай ковалентной полярной связи. Особенности ионной связи: ненаправленность и ненасыщаемость. Поляризуемость и поляризующее действие ионов. Свойства ионных соединений.

Водородная связь, ее влияние на свойства веществ. Межмолекулярные взаимодействия: ориентационное, индукционное, дисперсионное.

 

По теме «Строение атомов, периодическая система элементов и химическая связь» проводится тестовый опрос. Билет содержит 10 вопросов. В бланке ответов необходимо указать номер правильного ответа.

Пример:

Билет № …

Вопрос
Ответ

 

1. Среди приведенных электронных конфигураций укажите невозможную:

1) 7s1

2) 6p4

3) 2p1

4) 3d 7

5) 4f 10

6) 2d 2

2. Сколько значений может принимать орбитальное квантовое число, если главное квантовое число равно 3?

1) 0

2) 1

3) 2

4) 3

5) 4

6) 7

3. Какой подуровень заполняется в атомах после заполнения подуровня 4p?

1) 3d

2) 5d

3) 5s

4) 4p

5) 5p

6) 4d

4. Какая из приведенных электронных формул соответствует иону N⁺?

1) 1s22s22p3

2) 1s22s22p2

3) 1s22s22p4

4) 1s22s22p3

5) 1s22s2

5. Металлические свойства в ряду элементов Li – Na – K – Ca – Ti…

1) усиливаются,	2) не изменяются,
3) ослабевают,	4) сначала усиливаются, затем ослабевают

6. Электронная формула элемента имеет окончание 3d¹4s². Этот элемент:

1) Cl

2) Sc

3) Mn

4) Br

5) Cr

6) Ca

7. Ковалентная полярная связь осуществляется в веществе:

1) N2

2) NaF

3) P4

4) CaF2

5) BaCl2

6) PF5

8. Какой тип гибридизации атомных орбиталей центрального атома в молекуле CCl₄?

1) sp

2) sp2

3) sp3

4) sp3d2

5) гибридизации нет

9. Какая валентность, обусловленная числом неспаренных электронов, соответствует электронной структуре 4s²3d⁷?

1) 1

2) 2

3) 3

4) 5

5) 7

6) 9

10. Оцените правильность суждений о химической связи.

А. Ионная связь возникает между атомами за счет образования общих электронных пар.
Б. Чем выше порядок ковалентной связи, тем связь прочнее.
1) верно только А	2) верно только Б
3) верны оба суждения	4) оба суждения неверны

 

КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

 

Химическая кинетика изучает механизм и скорость реакций.

Средняя скорость гомогенной химической реакции (v) определяется изменением количества какого-либо из веществ, участвующих в реакции, в единицу времени (t) в единице объема (или изменением концентрации какого-либо вещества за единицу времени):

.

Факторы, влияющие на скорость химической реакции

Зависимость скорости химической реакции от концентрации подчиняется закону действия масс. Закон открыт Гульдбергом и Вааге (1876 г.). Согласно этому закону, мгновенная (истинная) скорость реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам в уравнении лимитирующей стадии реакции. Частицы взаимодействуют при столкновении, а число столкновений молекул пропорционально произведению концентраций реагентов. В реакции А + В = АВ, протекающей в закрытом сосуде, скорость взаимодействия веществ в соответствии с законом выражается уравнением:

v = k ´ [А] ´ [В],

где k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции.

Константа скорости реакции зависит от температуры, природы вещества и не зависит от концентрации, то есть является мерой реакционной способности веществ. При концентрации реагирующих веществ, равных 1 моль/дм³, v = k, поэтому физический смысл константы скорости реакции – это скорость химической реакции при концентрациях реагентов 1 моль/дм³.

Если газообразные или жидкие вещества реагируют с твердыми, то скорость реакции зависит от концентрации веществ в газообразном или жидком состоянии, но не зависит от концентрации веществ в твердом состоянии, например, для реакции

Н_{2 (г)} + S _(тв) = Н₂S _(г) v = k ´ [Н₂].

Скорость химических реакций, протекающих с участием газообразных веществ, зависит от давления. Если в системе увеличить давление путем сжатия, то объем системы уменьшится, концентрация взаимодействующих веществ увеличится, скорость реакции возрастет.

 

Влияние температуры на скорость реакции

Скорость химической реакции зависит от температуры. С увеличением температуры на 10 ^оС скорость большинства реакций возрастает в 2-4 раза (эмпирическое правило Вант–Гоффа).

Величина, показывающая, во сколько раз увеличивается скорость реакции при увеличении температуры на 10 ^оС, называется температурным коэффициентом скорости реакции, обозначается γ (гамма). Величина γ меняется в пределах от 2 до 4.

Математическое выражение правила Вант – Гоффа:

,

где v ₂ и v ₁ – скорость реакции при температуре t₂ и t₁ соответственно,

∆ t = t₂ – t₁.

Увеличение скорости реакций с повышением температуры связано с увеличением скорости движения частиц и числа столкновений между ними. Однако, расчеты показывают, что при нагревании реакционной системы от 273 К до 373 К (от 0 до 100 ^оС) число столкновений возрастет в = 1, 2 раза, а скорость реакции при γ = 2 увеличивается в 2¹⁰ = 1024 раза. Следовательно, основная причина сильного влияния температуры на скорость в другом.

Не всякое соударение приводит к химическому взаимодействию. Реагируют лишь частицы, обладающие определенной энергией. Превращение одних веществ в другие происходит через стадию образования некоторого активированного комплекса. Энергия, необходимая для перевода молекул в состояние активированного комплекса, называется энергией активации (Е_акт). При соударении взаимодействуют лишь частицы, обладающие энергией большей или равной энергии активации. Для большинства реакций Е_акт=0–500кДж/моль. При нагревании растет число активных частиц с Е Е_акт., увеличивается число эффективных столкновений и скорость реакции.

Зависимость константы скорости реакции k от энергии активации Е_акт и температуры Т выражается уравнением Аррениуса (1889 г.):

,

где Z – число столкновений в секунду в единице объема,

R – универсальная газовая постоянная (8, 314 Дж/моль´ К),

e – основание натурального логарифма (е =2, 718),

T – температура по шкале Кельвина, К,

P – стерический фактор.

С уменьшением энергии активации и с увеличением температуры возрастает константа скорости реакции, а, следовательно, и скорость реакции.

 

Катализ

Явление изменения скорости процесса в присутствии некоторых веществ (катализаторов) называется катализом.

Катализатор – вещество, которое изменяет скорость реакции, активно в ней участвует, оставаясь после реакции химически неизменным.

Катализаторы или увеличивают скорость реакции (они называются активаторами или положительными катализаторами), или замедляют реакции (они называются ингибиторами или отрицательными катализаторами).

Например, в присутствии MnO₂ (катализатор) наблюдается бурное разложение пероксида водорода: 2Н₂О₂ 2H₂O + O₂.

Если катализатор находится в той же фазе, что и реагирующие вещества, катализ называется гомогенным. Если катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах – это гетерогенный катализ.

В присутствии катализатора образуется иной активированный комплекс с другой величиной энергии активации, что проводит к изменению скорости реакции.

Увеличение скорости реакции в присутствии катализатора связано с меньшей энергией активации нового пути процесса.

При гетерогенном катализе процесс протекает более сложно, т.к. промежуточные поверхностные соединения формируются на активных центрах (активных участках) катализатора, поэтому твердые катализаторы должны иметь большую (развитую) поверхность.

 

Лабораторная работа