Условия устойчивой гибридизации:
•В гибридизации могут участвовать орбитали с близкими значениями энергии, s и p орбитали внешнего энергетического уровня и d орбиталь внешнего или предвнешнего уровня
•Гибридная атомная орбиталь должна более полно перекрываться с орбиталями другого атома при образовании связи
•В гибридизации участвуют орбитали с достаточно высокой электронной плотностью в большинстве случаев это орбитали элементов начальных периодов
•Гибридные орбитали должны быть ориентированы в пространстве таким образом чтобы обеспечить максимальное удаление друг от друга. В этом случае энергия всей системы минимальная.
12. Метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей.
Основу метода валентных связей составляют следующие положения:
•Ковалентная связь образуется между двумя атомами за счет двух электронов с антипараллельными спинами.
•Связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания электронных облаков наибольшая.
•Ковалентная связь является тем более прочной, чем более полно перекрываются электронные облака.
Несмотря на свою простоту и наглядность, метод валентных связей имеет ряд существенных недостатков:
1)Не мог объяснить парамагнитных свойств уже известных молекул. Например кислород при температуре – 220 градусов по Цельсию переходит в жидкое состояние, которое притягивается магнитом. Парамагнитные свойства обусловлены наличием хотя бы одного электрона.
2)К моменту создания метода валентных связей доказано существование молекулярных ионов. Однако метод валентных связей не мог объяснить возникновение молекулярных ионов.
Метод МО позволяет описывать важнейшие свойства молекулярных систем:
•Принципиальную возможность образования молекулярных систем.
•Насыщаемость химической связи и состав молекул.
•Энергетическую устойчивость молекул и (соответствующих молекулярных ионов) прочность химической связи.
•Распределение электронной плотности и полярность химических связей.
•Донорно-акцепторные свойства молекулярных систем.
Метод МО основан на следующих правилах:
1)При сближении атомов до расстояния химических связей из атомных орбиталей (АО) образуются молекулярные. Число полученных молекулярных орбиталей равно числу исходных атомных.
2)Перекрываются атомные орбитали, близкие по энергии. В результате перекрывания двух атомных орбиталей образуются две молекулярные. Одна из них имеет меньшую энергию по сравнению с исходными атомными и называется связывающей, а вторая молекулярная орбиталь обладает большей энергией, чем исходные атомные орбитали, и называется разрыхляющей.
3)Молекулярная орбиталь не участвующая в образовании химической связи носит название несвязывающей. Ее энергия равна энергии исходной атомной орбитали.
4)На одной молекулярной орбитали (как, впрочем, и атомной) возможно нахождение не более двух электронов (принцип Паули).
5)Электроны занимают молекулярную орбиталь с наименьшей энергией (принцип наименьшей энергии).
6)Заполнение орбиталей вырожденных (с одинаковой энергией) происходит последовательно по одному электрону на каждую из них.
13. Ионная и металлическая связь.
Ионная химическая связь — связь, обусловленная образованием электронных пар за счет перехода валентных электронов от одного атома к другому. Характерна для соединений металлов с наиболее типичными неметаллами.
Механизм образования ионной связи можно рассмотреть на примере реакции между натрием и хлором. Атом щелочного металла легко теряет электрон, а атом галогена - приобретает. В результате этого возникает катион натрия и хлорид-ион. Они образуют соединение за счет электростатического притяжения между ними.
Взаимодействие между катионами и анионами не зависит от направления, поэтому о ионной связи говорят как о ненаправленной. Каждый катион может притягивать любое число анионов, и наоборот. Вот почему ионная связь является ненасыщенной. Число взаимодействий между ионами в твердом состоянии ограничивается лишь
размерами кристалла. Поэтому "молекулой" ионного соединения следует считать весь кристалл.
Характеристикой подобных соединений служит хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т. д.). Это происходит из-за заряженности частей молекулы. При этом диполи растворителя притягиваются к заряженным концам молекулы, и, в результате Броуновского движения, «растаскивают» молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получаются ионы, окружённые диполями растворителя.
Металлическая связь возникает между атомами металлов. Характерной особенностью атомов металлов является небольшое число электронов на внешнем энергетическом уровне, слабо удерживаемых ядром, и большое число свободных атомных орбиталей с близкой энергией, поэтому металлическая связь ненасыщенная.
Металлическая связь характеризуется слабым взаимодействием общих электронов с ядрами соединяемых атомов и полной делокализацией этих электронов между всеми атомами в кристалле, что обеспечивает устойчивость данной связи.
Металлы имеют особую кристаллическую решётку, в узлах которой находятся как нейтральные, так и положительно заряженные атомы металла, между которыми свободно перемещаются (в пределах кристалла) обобществлённые электроны ("электронный газ"). Движение общих электронов в металлах осуществляется по множеству молекулярных орбиталей, возникших за счёт слияния большого числа свободных орбиталей соединяемых атомов и охватывающих множество атомных ядер. В случае металлической связи невозможно говорить о её направленности, так как общие электроны равномерно делокализованы по всему кристаллу.
Особенности строения металлов определяют их характерные физические свойства: твёрдость, ковкость, высокую электрическую проводимость и теплопроводность, а также особый металлический блеск.
14. Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь.
Межмолекулярное взаимодействие — взаимодействие молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых химических связей. Силы притяжения, действующие между молекулами на больших расстояниях, называются силами Ван- дер-Ваальса и представляют собой кулоновские силы, возникающие между электронами и ядрами двух молекул.
Межмолекулярные взаимодействия характеризуются отсутствием обмена электронами между частицами, отсутствием специфичности и насыщаемости. Энергия межмолекулярного взаимодействия сравнительно невелика, однако она вносит существенный вклад в энергетическое состояние системы, определяя в значительной степени физические и химические свойства вещества.
Механизмы возникновения сил притяжения:
Ориентационное взаимодействие (диполь-диполь). Полярные молекулы, в
которых центры тяжести положительного и отрицательного зарядов не совпадают (HCl, H2O, NH3), ориентируются таким образом, чтобы рядом находились концы с противоположными зарядами. Между ними возникает притяжение.
Энергия взаимодействия в таком случае пропорциональна кубу расстояния между диполями.
Притяжение диполь-диполь может осуществляться только тогда, когда энергия притяжения превышает тепловую энергию молекул. Обычно это имеет место в твердых и жидких веществах и проявляется в полярных жидкостях.
Индукционное взаимодействие – это электростатическое взаимодействие полярной и неполярной молекулы. Энергия взаимодействия обратно пропорциональна в степени расстояния между ними.
Неполярные молекулы под действием поля полярной молекулы поляризуются (становятся полярными), молекулы начинают притягиваться друг к другу, но намного слабее чем две полярные молекулы. Этот вид соединения проявляется в растворах полярных соединений в неполярных растворителях.
Дисперсионное взаимодействие (Лондоновские силы) – это взаимодействие,
которое может возникнуть между неполярными молекулами. Электроны, которые находятся в постоянном движении могут на очень короткое время оказаться сосредоточенными с одной стороны молекулы и тогда неполярная частица становится полярной. Между молекулами устанавливается кратковременная связь. Является самым слабым из всех взаимодействий.
Водородная связь – это взаимодействие между двумя электроотрицательными атомами (O,N, наиболее сильное с F) одной или разных молекул посредством атома водорода.
В большинстве случаев водородная связь слабее ковалентной, но существенно сильнее обычного притяжения молекул друг к другу. В отличии от межмолекулярного взаимодействия водородная связь обладает направленностью и насыщаемостью. Иногда водородная связь образуется в органических соединениях между кислотами, поэтому органические кислоты очень слабые.
Молекула воды образует 4 водородные связи. В их образовании принимают участие оба атома Н, а атом О из-за неподеленной электронной пары образует 2 водородные связи с атомами Н соседних молекул воды.
При плавлении льда около 10% водородной связи разрушается, и молекулы воды сближаются. Поэтому плотность жидкой воды при t-плавлении выше, чем плотность льда.
15. Кристаллическое, жидкое и аморфное состояние веществ.
Как известно, любое вещество может находиться в твёрдом, жидком и газообразном состоянии. Это зависит от температуры, давления, а также от того, как сильно взаимодействуют частицы вещества. Выражаясь точнее, реализация того или иного агрегатного состояния вещества определяется соотношением средней энергии движения его атомов или молекул (Екин) и средней энергии их взаимодействия (Епот).
Если Екин > Епот, вещество находиться в газообразном состоянии. При этом частицы вещества располагаются на относительно больших расстояниях друг от друга и практически не взаимодействуют, за исключением случайных столкновений, в которых они разлетаются. Двигаясь почти свободно, частицы газа занимают весь предоставленный им объём, и этим объясняется самое общее свойство всех газов – их летучесть.
Вжидком состоянии энергия движения частиц вещества сравнима с энергией их взаимодействия (Екин = Епот). В результате связи между частицами оказываются неустойчивыми, легко нарушаемыми тепловым движением. Частицы часто меняют своих ближайших соседей, совершая так называемые перескоки с места на место, чем и объясняется текучесть жидкостей.
Втвёрдом состоянии средняя энергия движения частиц вещества не превышает энергию межатомных или межмолекулярных связей (Екин < Епот). Перескоки частиц совершаются крайне редко, и вещество длительное время сохраняет свою форму, т.е. остаётся твёрдым.
С изменением температуры или давления изменяется соотношение между энергией движения частиц вещества и энергией их взаимодействия. Повышение температуры приводит к возрастанию Екин, а повышение давления – к возрастанию Епот, и наоборот. Следствием изменения соотношения энергий является переход вещества из одного агрегатного состояния в другое.
Вещества, находящиеся в твёрдом состоянии, могут быть либо аморфными, либо кристаллическими. Аморфное состояние твёрдых тел характеризуется тем, что атомы, молекулы или ионы вещества располагаются в пространстве хаотически. Аналогичную внутреннюю структуру имеют жидкости, но в них частицы вещества за счёт энергии теплового движения совершают частые перескоки с места на место, что и является причиной текучести жидкостей. В аморфных материалах более сильное взаимодействие удерживает частицы вещества вместе и не позволяет им совершать частые перескоки с места на место. В результате образец остаётся твёрдым и не течёт, хотя и имеет структуру жидкости. С повышением температуры вязкость этой «твёрдой жидкости» плавно понижается, вещество размягчается и постепенно переходит из твёрдого состояния в жидкое. Примером материала, находящегося в аморфном состоянии, является обычное оконное стекло, янтарь.
Кристаллические материалы переходят в жидкое состояние при постоянной температуре, называемой температурой плавления. Обратный переход осуществляется также при постоянной температуре, называемой температурой кристаллизации.
В кристаллических твёрдых телах частицы вещества располагаются в пространстве упорядоченно, т.е. выстроены правильными рядами, плоскостями, симметричными блоками, что придаёт отдельным кристаллам характерную правильную форму. Кристаллическое состояние твёрдых тел встречается в природе чаще, чем аморфное, поскольку обладает меньшей свободной энергией и, в силу этого, является более стабильным. Примерами кристаллических материалов являются различные горные минералы (кварц, гранит, рубин, алмаз и т.д.), а также соль, речной песок и глина, состоящая в основном из мелких кристаллов Al2O3.
16. Скорость химических реакций. Константа скорости и ее физические свойства
Скорость химической реакции – число элементарных актов реакции, происходящих за единицу времени, в единице объема (гомогенная реакция) или на единице поверхности (гетерогенная реакция) раздела фаз.
Мера скорости химической реакции – количество вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося при реакции за единицу времени в единице объема системы или на единице поверхности раздела фаз.
; 
- число молей какого-либо из получающихся при реакции веществ; V – объем системы; t – время; S – площадь поверхности фазы, на которой протекает реакция; 
– молярная концентрация данного вещества.
Средняя скорость реакции при определенной температуре равна изменению концентрации одного из реагентов или одного из продуктов за единицу времени.
Элементарные реакции – протекают в одну стадию.
Сложные реакции – протекают в несколько стадий.
Закон действующих масс: скорость химических реакций пропорциональна концентрации реагирующих веществ, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов.
Для гомогенных реакций: 
k- константа скорости; [ ] – молярная концентрация.
Величина k зависит от природы реагирующих веществ, от температуры и присутствия катализатора, но не зависит от концентрации реагирующих веществ.
Для гетерогенных реакций в уравнении закона действующих масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой форме или в растворе. Концентрация твердых веществ представляет собой постоянную величину и поэтому входит в константу скорости. Скорость любого гетерогенного процесса возрастает при увеличении поверхности контакта фаз (измельчение).
17. Влияние температуры на скорость химических реакций. Основные положения теории активации Аррениуса.
Правило Ван-Гоффа: скорость большинства химических реакций увеличивается в 2-
4 раза при повышении температуры на 10 градусов.
= 1−2
10 γ - температурный коэффициент
Ускорение химической реакции с ростом температуры, казалось бы, можно объяснить увеличением числа столкновений реагирующих частиц. Однако далеко не каждое столкновение приводит к акту химической реакции. Для того чтобы столкновение стало эффективным, реагирующие частицы должны не только обладать достаточной энергией, но и иметь пространственное соответствие. Количественной характеристикой энергетического соответствия является величина,
называемая энергия активации (Еа).
Энергия активации (Еа) – это некоторое избыточное количество энергии по сравнению со средней ее величиной, которым должна обладать молекула в момент столкновения, чтобы произошла реакция.
Энергия активации расходуется на преодоление отталкивания между частицами и на ослабление химических связей у исходных веществ. Таким образом, энергия активации косвенно характеризует природу реагирующих веществ, так как отражает прочность химической связи в них.
Влияние температуры и природы реагирующих веществ на скорость химической реакции описывается уравнением Аррениуса, которое связывает константу химической реакции с энергией активации и температурой:
где Ао – предэкспоненциальный множитель; Еа– энергия активации; R– универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль∙К); Т– абсолютная температура.
Из уравнения Аррениуса следует, что при постоянной температуре константа скорости определяется величиной энергии активации. Чем выше Еа, тем меньше в реакционной смеси активных молекул, тем меньше константа скорости и сама скорость химической реакции.
18. Катализ. Влияние катализаторов на скорость химических реакций.
Катализ – это процесс изменения скорости химической реакции в присутствии катализатора.
Типы катализа: гомогенный и гетерогенный.
Гомогенный катализ – если катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе.
Гетерогенный катализ – если катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах.
Катализаторы - это вещества, которые повышают скорость химической реакции.
При этом сами катализаторы в химической реакции не расходуются. Установлено, что катализаторы изменяют механизм химической реакции. При этом возникают другие, новые, переходные состояния, характеризуемые меньшей высотой энергетического барьера. Таким образом, под действием катализатора снижается энергия активации процесса. Вступая в различного рода взаимодействия с промежуточными частицами, катализаторы по окончании реакции остаются в неизменном количестве. Катализаторы оказывают действие только на термодинамически разрешенные реакции. Катализатор не может вызвать реакцию, так как не влияет на ее движущие силы. Катализатор не влияет на константу химического равновесия, т.к. в равной степени уменьшает энергию активации и прямой, и обратной реакций.
Механизм действия катализаторов объясняется образованием промежуточных соединений. Например, механизм действия катализатора К в реакции А + В = АВ можно схематически показать так:
А + К = АК
АК + В = АВ + К
А + В = АВ (АК - промежуточное соединение).
В присутствии катализатора изменяется путь, по которому происходит суммарная реакция, поэтому изменяется ее скорость. Например: 2SO2 + O2 = 2 SO3 (медленно);
2SO2 + O2 = 2 SO3 (в присутствии катализатора NO - быстро).
Механизм: 2 NO + O2 = 2 NO 2 (быстро)
NO2 + SO2 = SO3 + NO (быстро). NO - катализатор, NO 2 - промежуточное соединение.
Энергия активации существенно меньше, следовательно, скорость реакции возрастает.
19. Необратимые и обратимые реакции. Принцип Ле Шателье.
Все реакции можно разделить на обратимые и необратимые.
Реакции, которые протекают практически до конца, называются необратимыми. Конец реакции наступает тогда, когда одно из реагирующих веществ будет полностью израсходовано. При необратимых реакциях одно из образующихся веществ удаляется из сферы химического взаимодействия в виде газа, трудно растворимого или мало диссоциирующего вещества. Необратимыми являются реакции, сопровождающиеся выделением большого количества энергии, а также многие реакции комплексообразования и окислительно-восстановительные реакции. Рассмотрим примеры необратимых реакций:
а) один из продуктов реакции удаляется из раствора в виде газа:
Nа2СО3 + 2НСl = 2NаС1 + СО2↑ + Н2О;
б) один из продуктов реакции выпадает в осадок:
АgNО3 + NаВг = АgВг↓ + NаNО3;
в) образуется малодиссоциирующее вещество (здесь вода):
KOH + HCl = KCl + H2O;
г) образуется комплексная соль:
СuSO4 + 4NНз = [Сu(NНз)4]SO4;
д) выделяется большое количество теплоты:
2Mg + O2 = 2MgO - ∆H;
е) окислительно-восстановительные реакции:
2CrCl3 + 10KOH + 3H2O2 = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O.
Если смешать пары йода с водородом при температуре 300°С, то произойдет реакция:
Н2 + I2 = 2НI
Но йодоводород. нагретый до 300°С, разлагается на йод и водород:
2НI → Н2 + I2