Сила и термическая прочность неорганических соединений. Теорий кислот и оснований.

⇐ ПредыдущаяСтр 3 из 10Следующая ⇒

Теории кислот и оснований — совокупность фундаментальных физико-химических представлений, описывающих природу и свойства кислот и оснований. Все они вводят определения кислот и оснований — двух классов веществ, реагирующих между собой. Задача теории — предсказание продуктов реакции между кислотой и основанием и возможности её протекания, для чего используются количественные характеристики силы кислоты и основания.

Теория электролитической диссоциации Аррениуса — Оствальда

Определения. Кислоты — это соединения, образующие в водном растворе ионы гидратированные катионы водорода Н+ (ионы гидроксония) и анионы кислотного остатка.

Основания — соединения, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов металла и гидроксид-анионов ОН−.

Соли — вещества, диссоциирующие с образованием катиона металла и аниона кислотного остатка.

Продукты реакции. В реакции кислоты с основанием (реакция нейтрализации образуется соль и соли и воды.

Примеры. Кислота — HCl (кислотный остаток Cl-):

HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl-

Основание — NaOH:

NaOH ↔ Na+ + OH-

Реакция нейтрализации (соль — NaCl):

HCl + NaOH = NaCl + H2O

Критерии протекания реакции. Сильные кислоты реагируют с сильными основаниями. Чем слабее кислота, тем более сильное основание нужно для реакции.

Количественные характеристики. Сила кислоты и основания характеризуются их константами диссоциации K.

Для кислоты HA K = [H+]·[A-]/[HA]

Для основания MeOH K = [Me+]·[OH-]/[MeOH]

Протонная теория Брёнстеда — Лаури

Протолитическая (протонная) теория кислот и оснований была предложена в 1923 году независимо друг от друга датским учёным Й. Брёнстедом и английским учёным Т. Лаури. В ней понятие о кислотах и основаниях было объединено в единое целое, проявляющееся в кислотно-основном взаимодействии: А В + Н+ (А — кислота, В — основание). Согласно этой теории кислотами являются молекулы или ионы, способные быть в данной реакции донорами протонов, а основаниями являются молекулы или ионы, присоединяющие протоны (акцепторы). Кислоты и основания получили общее название протолитов.

Сущностью кислотно-основного взаимодействия является передача протона от кислоты к основанию. При этом кислота, передав протон основанию, сама становится основанием, так как может снова присоединять протон, а основание, образуя протонированную частицу, становится кислотой. Таким образом, в любом кислотно-основном взаимодействии участвуют две пары кислот и оснований, названные Бренстедом сопряженными: А1 + В2 А2 + В1.

Одно и то же вещество в зависимости от условий взаимодействия может быть как кислотой, так и основанием (амфотерность). Например, вода при взаимодействии с сильными кислотами является основанием: H2O + H+ H3О+, а реагируя с аммиаком, становится кислотой: NH3 + H2O NH4+ + OH−.

Электронная теория Льюиса

В теории Льюиса (1923 г.) на основе электронных представлений было ещё более расширено понятие кислоты и основания. Кислота Льюиса — молекула или ион, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они способны принимать электронные пары. Это, например, ионы водорода — протоны, ионы металлов (Ag+, Fe3+), оксиды некоторых неметаллов (например, SO3, SiO2), ряд солей (AlCl3), а также такие вещества как BF3, Al2O3. Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются апротонными. Протонные кислоты рассматриваются как частный случай класса кислот.

Основание Льюиса — это молекула или ион, способные быть донором электронных пар: все анионы, аммиак и амины, вода, спирты, галогены.

Примеры химических реакций между кислотами и основаниями Льюиса:

AlCl3 + Cl− → AlCl4−

BF3 + F− → BF4−

PCl5 + Cl− → PCl6−.

Механизм термической прочности химического соединения сводится к разрушению хотя бы одной химической связи.

-Термическая прочность оксокислоты или основания прямо пропорционально силе оксокислоты или основания.

-Термическая прочность бескислородной кислоты обратно пропорционально ее силе.

Пример 1: Сравнить ТП (Ba(OH)₂) и ТП (Mg(OH)₂) оснований

α (Ba(OH)₂)> α (Mg(OH)₂), т.к.

ПВ (Ba⁺² – O^-2)< ПВ (Mg⁺² – O^-2)

q (Ba⁺²) = q (Mg⁺²)

r (Ba⁺²) > r (Mg⁺²)

def_e (Ba⁺²) ≈ def_e(Mg⁺²) оба иона «жесткие»

Отсюда: ТП (Ba(OH)₂)>ТП(Mg(OH)₂), т.е. Т_разл_.(Ba(OH)₂)> _Тразл (Mg(OH)₂)

Ba(OH)₂→BaO+H₂O(Т_разл=780⁰);

Mg(OH)₂→MgO+H₂O(Т_разл=350⁰)

6 ВОПРОС

6. Классификация и изменение кислотно-основных свойств неорганических гидроксидов с позиции полярности химической связи, характера электролитической диссоциации и поляризации ионов.

Гидроксиды – это сложные химические соединения, содержащие гидроксогруппу (ОН-), представляет собой продукты прямого или косвенного взаимодействия оксида с водой. По характеру отношения к кислоте и основанию различают гидроксиды (NaOH), кислотные (H2SO4 или SO2(OH)2) иамфотерные (Zn(OH)2).

Кислотно- основной характер неорганических гидроксидов можно определить с позиции строения атома, полярности химической связи, электролитической диссоциации и поляризации ионов.

Характер гидроксидов с позиции строения атома.

*s- элементы, проявляющие типично Ме свойства, и некоторые d- элементы, имеющие в гидроксидах минимальную степень окисления, образуют основные гидроксиды (NaOH, Cr(OH)2).

*p- элементы, проявляющие типично НеМе свойства, и некоторые d- элементы, имеющие в гидроксидах максимальную степень окисления, образуют кислотные гидроксиды (HNO3, H2CrO4).

*s,p,d- элементы, проявляющие Ме и НеМе свойства, и некоторые d- элементы, имеющие в гидроксидах промежуточную степень окисления, образуют амфотерные гидроксиды (Be(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3)

Характер гидроксидов с позиции полярности химической связи и электролитической диссоциации.

Полярность химической связи характеризует степень ее ионности и количественно равна разности электроотрицательности (ЭО) атомов,образующих химическую связь:

П₁(Э⁺ⁿ-О^-2)=ЭО(О)-ЭО(Э); П₂(О^-2-Н⁺¹)=ЭО(О)-ЭО(Н)

Распад молекулы гидроксида под действием диполей воды (Н₂О) всегда происходит по более полярным связям. Это связано с тем,что повышение полярности химической связи уменьшает ее химическую прочность.

- Основной гидроксид: Э⁺ⁿ+ О^-2- Н⁺¹

П₁> П₂

Происходит разрыв связи Э⁺ⁿ- О^-2, в результате чего отщепляется ион гидроксида (ОН^-): NAOH→Na⁺ + OH^-. Для сильных оснований П₁>2.

- Кислотный гидроксид: Э⁺ⁿ- О^-2+Н⁺¹

П₁< П₂

Происходит разрыв связи О^-2 – Н^-1, в результате чего отщипляется ион водорода (Н⁺): H₂SO₄→ 2H⁺ + SO₄^-2. Для сильных кислот П₁<1.

Характер гидроксидов с позиции поляризации ионов.

Каждое химическое соединение состоит из ионов, которые создают вокруг себя электрическое поле знака «+» (катион) и знака «-» (анион). Между противоположно заряженными полями ионов возникает взаимодействие, приводящее к деформации электронных оболочек ионов. Это явление получило название поляризации ионов, а взаимодействие между ионами условно называют поляризационным взаимодействием (ПВ) ионов.

Учитывая, что в гидроксиде кислород связан с водородом и элементом гидроксообразователя, двумя химическими связями, имеет место два поляризационных взаимодействия (ПВ):

Э⁺ⁿ+ О^-2- Н⁺¹

П₁П₂

По соотношению ПВ можно предсказать характер гидроксида.

*Основной гидроксид: ПВ (Э⁺ⁿ+ О^-2) < (О^-2- Н⁺¹) происходит разрыв связиЭ⁺ⁿ+ О^-2, в результате отщепляется ион гидроксида (ОН-).

*Кислотный гидроксид: ПВ (Э⁺ⁿ+ О^-2) < (О^-2- Н⁺¹) происходит разрыв связиЭ⁺ⁿ+ О^-2, в результате отщепляется ион водорода (Н+).

ВОПРОС

7. Типы и механизмы образования химической связи. Гибридизация атомных орбиталей. Полярность связи и молекул.

Хим.связь (ХС)-взаимодействие атомов, обусловливающее их соединение в молекулы и кристаллы. Различают 3 основных типа ХС: ковалентную, ионную, металлическую, а также специфические связи – донорно-акцепторную и водородную.

Образование ХС – стремление атома иметь более устойчивую электронную оболочку (8ē, или для элементов первого периода 2ē) и придти в состояние, характеризующееся min энергией.

С помощью таблицы электроотрицательности ЭО атомов (см.приложение) можно предвидеть, как распределена электронная плотность между двумя химически связанными атомами в молекуле или сложном ионе.

Ковалентная ХС – осуществляется путем образования общих электронных пар между атомами преимущественно неметаллов с близкой или одинаковой электроотрицательностью. DЭО = от 0 до 1,7, где DЭО – разность электроотрицательностей двух атомов.

Ковалентная неполярная связь или 100%-но ковалентная ХС

(DЭО = 0): Н₂; Гал₂; О₂; N₂; CS₂; H₂Te

Ковалентно- полярная связь или полярная связь с долей ионности (с долей смещения ē пары в сторону более ЭО атома): NH₃, H₂O, НГал, СН₄, SO₂, PCI₃, BCI₃…(DЭО двух атомов >0, но <1,7). Чем различие ЭО двух атомов, тем полярность связи, т.е. доля ионности.

Координационная ХС или полярная ХС по донорно-акцепторному механизму. Один атом донор [(-) ион лиганда – молекулы или простой (-) ион] дает для обобществления свою элекронную пару, а второй – акцептор [(+) ион комплексообразователя] принимает эту ē пару на свою пустую атомную орбиталь. Этот тип связи возникает в комплексных ионах.

[Fe⁺²(CN)₆]^4-; [Cu⁺²(NH₃)₄]²⁺; [AI⁺³(OH)₆]^3-; [Ag⁺¹(NH₃)₂]⁺…Например,

[Cu⁺²(NH₃)₄]²⁺ Лиганды Координационное число H₃N ₊₂ NH₃

Комплексообразователь H₃N NH₃

ЭО (N)> ЭО (Н), поэтому атом азота в молекуле NH₃ – донор ē пары.

(+) Ион Cu²⁺ - акцептор 4-х ē пар.

Ионная ХС с долей ковалентности (с долей обобществления электронов) т.е. 100% -ной ионной связи нет. Возникает между атомами типичного металла (низкое значение ЭО) и атомом типичного неметалла (высокое значение ЭО атома). DЭО двух атомов > 1,7. Образуется в результате электрического притяжения двух разноименно заряженных ионов: NaCI, CsF, BaCI₂,…

Металлическая ХС образуется в металлах Ме в результате электрического притяжения между (+) ионами Ме и свободными ē.

Водородная ХС межмолекулярная и внутримолекулярная.

Межмолекулярная водородная ХС возникает между молекулами, в состав которых входит атом Н и атом сильно электроотрицательного элемента: F, O, N – (H₂O)_n, (HF)_n, (NH₃)_n, (CH₃OH)_n. ВХС сшивает молекулы веществ в ассоциаты, увеличивая молекулярную массу вещества и изменяет свойства вещества.

Внутримолекулярная водородная ХС имеет место в белках и полипептидах.

По ряду: КНХС®КПХС»К_цХС®ИХС®ВХС прочность ХС уменьшается.

Механизмы образования ХС

1.Обменный механизм – основан на следующих положениях:

- каждый атом отдает на образование общей электронной пары по одному неспаренному электрону;

- число неспаренных электронов у атома в основном или возбужденном состоянии определяет валентность (для s- и p-элементов это неспаренные электроны внешних оболочек; для d- и f-элементов – внешних, предвнешних, предпредвнешних оболочек).

Для большинства d- и f-элементов на внешних оболочках в основном состоянии нет неспаренных электронов, поэтому их валентность равна нулю. В таком состоянии неспаренные электроны d- и f-подоболочек не могут образовывать электронные пары с электронами других атомов, так как закрыты электронами внешней оболочки. При возбуждении атома распаренные электроны внешней оболочки вступают в хим.связь и открывают внутренние электронные оболочки.

Например: валентность железа в основном состоянии (4s²3d⁶4p⁰) равна нулю, а в возбужденном состоянии (4s¹3d⁶4p¹) равна 6. Спаренные d-электроны при этом не могут разъединиться, потому что в 3-ей оболочке нет вакантных орбиталей.

2. Донорно-акцепторный механизм – основан на положениях:

- общая электронная пара образуется за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и вакантной орбитали другого атома или иона (акцептора);

- суммарная валентность атома определяется суммой неспаренных электронов и связей, образованных по донорно-акцепторному механизму.

Например: в молекуле аммиака азот имеет неподеленную пару электронов, а у иона водорода имеется свободная орбиталь. При достаточном сближении молекулы NH₃ и иона Н⁺ двухэлектронное облако азота попадает в сферу притяжения иона водорода и становится общим и для атома азота, и для атома водорода, образуется еще одна связь N-H. Поэтому в ионе аммония NH₄⁺ азот проявляет валентность=4, т.к. с водородом он образует 3 ковалентные связи по обменному механизму и 1 по донорно-акцепторному механизму.

Гибридизация АО

· энергия Е связи (чем Е связи, тем прочность связи);

· длина d связи (чем ¯ d связи, тем прочность связи);

· угол между химическими связями (определяет строение молекулы)

Молекула	Угол между ХС. Тип гибридизации АО	Геометрия молекулы, полярность молекулы
Двухатомные молекулы типа А₂или АВ	Понятие «угол между ХС» не имеет смысла	Линейная, плоская неполярная. (А₂) или полярная (АВ)
Трехатомные молекулы H₂S, H₂Sе, H₂Te	Угол близок к 90⁰. Гибридизация АО (Э) отсутствует	Угловая (плоская), полярная или неполярная (Н₂Те)
Четырехатомные молекулы AsH₃, SbH₃	Угол близок к 90⁰. Гибридизация АО (Э) отсутствует.	Пирамида, полярная
Трехатомные молекулы BеCI₂, HgCI₂, ZnCI₂… CO₂, CS₂	Угол равен 180⁰. sp гибридизация АО (Э)	Линейная, неполярная
Четырехатомные BCI₃, BF₃, BI₃ …	Угол равен 120⁰. sp² гибридизация АО (Э)	Угловая (плоская) неполярная
Трехатомная SO₂	Угол равен 120⁰. sp² гибридизация АО (Э)	Угловая (плоская), полярная
Пятиатомные CH₄, SiH₄, CГал₄, SiГал₄, [NH₄]⁺,	Угол равен 109⁰28¹. sp³ гибридизация АО центрального атома	Тетраэдрическая, неполярная
NH₃, РН₃, РС1₃	Угол равен 107,3⁰. sp³ гибридизация АО (N). Одна вершина тетраэдра не занята	Тригональная пирамида, молекула полярная
Трехатомная молекула Н₂О	Угол равен 104,5⁰. sp³ гибридизация АО (О). Две вершины тетраэдра не заняты	Угловая, плоская. Молекула полярная

От геометрии молекул зависят физические и химические свойства веществ.

ВОПРОС

Дата добавления: 2016-01-03; просмотров: 28; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 1 234 5 6 7 8 9 10 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!