Вариант №6.
Основные виды и важнейшие характеристики химической связи.
Решение:
Химическая связь — это взаимодействие атомов, обуславливающее устойчивость молекулы или кристалла как целого.
Химические связи бывают металлические, ионные и ковалентные.
Ковалентная связь — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой. Ковалентная связь возникает между атомами с близкой электроотрицательностью. Чаще всего между неметаллами. Если электроотрицательность атомов участвующих в связи равна, то возникает неполярная ковалентная связь. Например, неполярная связь реализуется в молекулах H2, N2, S8, P4 и др. Если атомы отличаются электроотрицательностью – между ними возникает полярная ковалентная связь. При этом общая электронная пара смещена к более электроотрицательному атому. Например, полярная ковалентная связь реализуется в таких соединениях: H2O, SO2, CCl4 и др.
Ковалентные связи бывают одинарными (H-Cl, H-O-H) и кратными (C=O, O=S=O).
Важнейшие характеристики ковалентной связи: длина связи, валентный угол, энергия связи, полярность и поляризуемость.
Ионная связь — очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,5 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара переходит к атому с большей электроотрицательностью. Это притяжение ионов как разноимённо заряженных тел. Ионная связь реализуется преимущественно между типичным металлом и типичным неметаллом. Примером могут служить соединения: CsF, NaCl, CaCl2 и др. Важнейшие характеристики ионной связи: расстояние между атомами в кристалле и усредненная энергия связи.
Металлическая связь — химическая связь между атомами в металлическом кристалле, возникающая за счёт обобществления их валентных электронов. В узлах кристаллической решётки расположены положительные ионы металла. Между ними беспорядочно, подобно молекулам газа, движутся валентные электроны, отделившиеся от атомов металлов при образовании ионов. Эти электроны играют роль «цемента», удерживая вместе положительные ионы. Свободно движущиеся электроны обусловливают высокую электро- и теплопроводность.
Вещества, обладающие металлической связью, часто сочетают прочность с пластичностью, так как при смещении атомов друг относительно друга не происходит разрыв связей.
Важнейшие характеристики металлической связи: расстояние между атомами в кристалле и усредненная энергия связи.
Теория электролитической диссоциации, степень диссоциации.
Решение:
Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым С.Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:
1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы - положительные и отрицательные.
Ионы могут состоять из одного атома - это простые ионы (Na+, Mg2+, Аl3+ и т.д.) - или из нескольких атомов - это сложные ионы (NО3-, SO42-, РО4З-и т.д.).
2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами.
Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.
3. Диссоциация - обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости.
Например уравнение электролитической диссоциации хлорида натрия:
NaCl «Na+ + Cl–
С точки зрения электролитической диссоциации вещества можно разделить на те, которые не диссоциируют (это неэлектролиты) и те, которые диссоциируют (это электролиты). Электолиты, в свою очередь, могут диссоциировать почти полностью (это сильные электролиты) или диссоциировать в незначительной степени (это слабые электролиты). Например, большинство растворимых в воде солей являются сильными электролитами, а некоторые кислоты могут быть слабыми электролитами (в водном растворе уксусной кислоты только несколько процентов молекул уксусной кислоты распадается на ионы).
Поскольку электролиты в водном растворе существуют в виде отдельных ионов, то химическое взаимодействие электролитов сводится к взаимодействию составляющих их ионов. Например, все реакции нейтрализации в растворе сводятся к такому взаимодействию ионов:
H+ + OH– ® H2O
Степенью диссоциации называют отношение числа продиссоциировавших молекул к начальному числу молекул. Например, для уксусной кислоты степень диссоциации равна 4% (в 0.1 М водном растворе). Степень диссоциации вещества определяется природой этого вещества, природой растворителя, и в меньшей мере концентрацией вещества и температурой раствора.