Билет14

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 Δ ЭО. Чем больше Δ ЭО, 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-]= α с; [KtnAm]=с- α с
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