Наиболее известный пример соединения с водородной связью - это вода. Поскольку атом кислорода более электроотрицателен, чем связанные с ним два атома водорода (см. табл. 2.2), он оттягивает связывающие электроны от атомов водорода. Как мы уже знаем, в результате образования такой полярной ковалентной связи возникает диполь. Атом кислорода приобретает небольшой отрицательный заряд а каждый атом водорода - небольшой положительный заряд Этот положительный заряд атома водорода притягивается к неподеленной паре электронов на атоме кислорода соседней молекулы воды (рис. 2.16). Возникающая сила притяжения между атомом водорода и электроотрицательным атомом называется водородной связью. Хотя водородная связь намного слабее ковалентной, она обусловливает целый ряд аномальных свойств воды (см. ниже).
Большой дипольный момент воды приводит к водородной связи
Однако, поскольку две несвязывающие пары остаются ближе к атому кислорода, они оказывают более сильное отталкивание против двух ковалентных пар сцеплений, эффективно сжимая два атома водорода ближе друг к другу. Это иллюстрируется градацией цвета на принципиальной схеме здесь. Электронный заряд сосредоточен на конце кислорода молекулы, частично отчасти к несвязанным электронам, и к высокоэнергетическому заряду кислорода, который оказывает более сильные аттракционы на электронах.
Водородная связь чаще всего образуется с участием атомов таких элементов, как кислород, фтор и азот. Атомы этих элементов имеют высокую электроотрицательность и характеризуются малыми размерами. Водородная связь гораздо слабее с атомами большего размера, как, например, с хлором или серой, хотя по электроотрицательности эти элементы сравнимы с азотом (см. табл. 2.2).
Это смещение заряда представляет собой электрический диполь, представленный стрелкой на снизу, вы можете представить этот диполь как электрический «образ» молекулы воды. Противоположные заряды привлекают, поэтому неудивительно, что отрицательный конец одной молекулы воды будет стремиться ориентироваться, чтобы быть ближе к положительному концу другой молекулы, которая находится поблизости. Сила этого диполь-дипольного притяжения меньше, чем у нормальной химической связи, и поэтому она полностью перегружена обычными тепловыми движениями в газовой фазе.
Водородные связи, показанные на рис. 2.17, являются примерами межмолекулярных водородных связей; такие связи возникают между двумя молекулами. Однако водородная связь может осуществляться и внутри одной молекулы (рис. 2.18). Такая связь называется внутримолекулярной водородной связью. Она распространена не столь сильно, как межмолекулярная водородная связь.
И при температурах, достаточно низких, чтобы отключить разрушительные эффекты тепловых движений, вода замерзает на лед, в котором водородные связи образуют жесткую и стабильную сеть. Когда лед тает, более интенсивное тепловое движение нарушает большую часть водородной связи, позволяя молекулам упаковывать более близко. Таким образом, вода является одним из немногих веществ, чья твердая форма имеет более низкую плотность, чем жидкость в точке замерзания. Поскольку температура воды повышается выше нуля, время и время жизни этих кластеров уменьшаются, поэтому плотность воды увеличивается.
Рис. 2.16. Водородная связь в воде.
Рис. 2.17. Межмолекулярная водородная связь.
При более высоких температурах начинает доминировать другой эффект, свойственный всем веществам: по мере увеличения температуры происходит также и амплитуда тепловых движений. Это более энергичное толчок вызывает увеличение среднего расстояния между молекулами, уменьшая плотность жидкости; это обычное тепловое расширение.
Межмолекулярная и внутримолекулярная водородная связь
Поскольку оба конкурирующих эффекта приводят к уменьшению плотности, следует, что должна быть некоторая температура, при которой плотность воды проходит через максимум. Вероятно, нет жидкости, которая получила более интенсивное изучение, и теперь есть огромная литература по этому вопросу. Устанавливаются следующие факты.
Рис. 2.18. Внутримолекулярная водородная связь.
Слабые и сильные водородные связи
В настоящее время существует мнение, что есть два типа водородных связей - слабые и сильные. Слабые и сильные водородные связи различаются по длине связи и по энергии связи:
Для исследования микроскопической структуры воды были использованы различные методы, включая инфракрасное поглощение, рассеяние нейтронов и ядерный магнитный резонанс. Информация, полученная из этих экспериментов и теоретических расчетов, привела к разработке около двадцати «моделей», которые пытаются объяснить структуру и поведение воды. Совсем недавно компьютерные симуляции различных видов были использованы для изучения того, насколько хорошо эти модели способны предсказать наблюдаемые физические свойства воды.
Эта работа привела к постепенному уточнению наших взглядов на структуру жидкой воды, но она не дала окончательного ответа. Для этого есть несколько причин, но главное заключается в том, что сама концепция «структуры» зависит как от рассматриваемого времени, так и объема. Таким образом, вопросы следующего вида все еще открыты.
Все водородные связи, показанные на рис. 2.16-2.18, являются примерами слабой или обычной водородной связи. Экспериментальные данные свидетельствуют о том, что сильные водородные связи существуют в следующих ионах:
а также в некоторых органических и неорганических соединениях.
Водородная связь - это своеобразная химическая связь. Она возникает между молекулами, в состав которых входит водород и сильно электроотрицательный элемент. Такими элементами являются фтор, кислород, азот, хлор и др.
Другими словами, кластеры являются временными, тогда как «структура» подразумевает более прочное молекулярное расположение. Можем ли мы тогда законно использовать термин «кластеры» при описании структуры воды? Однако неясно, насколько эти структуры взаимодействуют по мере увеличения размера элемента объема. И, как упоминалось выше, в какой степени эти структуры поддерживаются на периоды дольше, чем несколько пикосекунд? Настоящий взгляд, поддерживаемый компьютерным моделированием и спектроскопией, заключается в том, что в очень короткие сроки вода больше похожа на «гель», состоящий из одного огромного водородно-связанного кластера.
Природу водородной связи объясняли по-разному. Наибольшее распространение получило электростатическое взаимодействие.
Механизм водородной связи рассмотрим на примере молекулы воды. При образовании полярной ковалентной связи между атомами водорода и атомом кислорода электроны, первоначально принадлежащие атому водорода, сильно смещаются в сторону кислорода. В результате атом кислорода приобретает значительный эффективный отрицательный заряд, а ядро атома водорода с внешней по отношению к атому кислорода стороны почти лишается электронного облака. Между протоном атома водорода и отрицательно заряженным атомом кислорода соседней молекулы воды возникает электростатическое притяжение, что и приводит к образованию водородной связи.
Современные виды водной структуры. Рисунок 1: Водородная связь и вторичная структура белка. Структуры альфа-спирали и бета-листа зависят от водородной связи как обозначенной в обеих схемах. Водородные связи являются вездесущими и лежат в основе многих биологических явлений, таких как образование вторичных структур альфа-спирали и бета-листа в белках, как показано на рисунке. Эти связи определяют скорость выключения для фактора транскрипции и, следовательно, константу диссоциации. Кроме того, водородные связи часто являются центральными для функции каталитических активных сайтов в ферментах.
Процесс образования водородной связи на примере двух молекул воды может быть представлен следующей схемой (точками обозначается водородная связь, а знаками σ + , σ – - эффективные заряды атомов):
. . σ+ . . σ–
: О – Н ∙ ∙ ∙ О – Н
׀ ׀
Более правильным следует считать, что в образовании водородной связи принимает участие и донорно-акцепторное взаимодействие. Ведь для этой связи характерны направленность в пространстве и насыщаемость. На это впервые указал Н. Д. Соколов, разработавший квантово-механическую теорию водородной связи.
Рисунок 2: Базовое спаривание в двойной спирали. Расстояние между соседними базовыми парами составляет примерно 34 нм. Из-за высокой частоты водородных связей в энергетической экономии клеток естественно спросить, сколько свободной энергии связано с образованием этих связей. Действительно, энергетический масштаб этих связей, немного превышающий масштаб тепловых энергий, является центральным для разрешения переходных ассоциаций, столь характерных для макромолекулярных взаимодействий, и это было бы совершенно запрещено, если бы эти связи были основаны на ковалентных взаимодействиях.
Согласно донорно-акцепторной теории, водородная связь начинается с электростатического взаимодействия, в результате которого электронная пара атомов водорода еще больше смещается в сторону кислорода, благодаря чему атом водорода как бы «оголяется», другими словами s-орбнталь атома водорода «высвобождается» и становится способной принять неподеленную электронную пару атома кислорода другой молекулы. Поле протона велико и притяжение им электронной пары атома кислорода весьма эффективно, в то время других своих электронов около протона нет, поэтому отталкивание другой молекулы воды в области атома водорода сильно понижается.
Хотя длина водородных связей довольно постоянна при ≈3 нм, их энергии не соответствуют простой и окончательной характеристике. Это обеспечивает сложный и интересный поворот в этом самом основном из биологических взаимодействий. Один из способов смириться с нюансом свободной энергии водородных связей заключается в том, чтобы понять, что члены водородной связи могут взаимодействовать со своей средой разными способами. Если водородная связь разрушена, два элемента будут образовывать альтернативные водородные связи с окружающим растворителем - водой.
Этот механизм объясняет, почему только водород способен образовывать водородную связь. У всякого другого атома при освобождении орбитали ядро не «оголяется» и внутренние оболочки обеспечивают отталкивание от электронных оболочек второй молекулы.
Рассмотренный механизм образования водородной связи требует, чтобы атом элемента, соединяясь с водородом, обладал высокой относительной электроотрицательностью и имел в наличии неподеленную электронную пару. Только при этом условии электронное облако атома водорода достаточно сильно сместится в сторону атома партнера. Таким образом, химическая связь, образованная положительно поляризованным водородом молекулы А-Н (или полярной группы-А-Н) и электроотрицательным атомом В другой или той же молекулы, называется водородной связью.
Но это ставит следующий вопрос: если растворение водородной связи приводит к образованию других водородных связей, что является источником любого связанного изменения свободной энергии? Фактически, такие связующие перегруппировки изменяют уровень порядка в растворителе, и поэтому энтропия может быть доминирующим вкладом свободной энергии.
Учитывая сильную контекстную зависимость силы водородных связей, это становится одним из таких случаев в нашей книге, где мышление порядка величины более полезно и честно, чем попытка предоставить одно окончательное число. То есть, через стопки базовых пар, двойная спираль скрывает в себе модель того, как она может быть реплицирована. Что устанавливает температуры?
Образование водородной связи обусловлено тем, что в полярных молекулах А-Н или полярных группах -А-Н поляризованный атом водорода обладает уникальными свойствами: отсутствием внутренних электронных оболочек, значительным сдвигом электронной пары к атому с высокой электроотрицательностьюи очень малым размером. Поэтому водород способен глубоко внедряться в электронную оболочку соседнего отрицательно поляризованного атома.
Рисунок 3: Углы водородного связывания для фосфатсвязывающего белка близки к оптимальным в структуре, связанной с фосфатом, но искажены арсенатом. Крупный план короткой водородной связи между кислородом связанного фосфата и карбоксилата аспартата. Угол привязки близко к каноническим оптимальным значениям. Такая же связь в структуре, связанной с арсенатом, имеет искаженный субоптимальный угол взаимодействия.
Еще более убедительным примером величины эффекта парного спаривания является использование его для изучения специфичности распознавания кодонов-антикодонов в трансляции. Но давайте посмотрим, сколько стоит дискриминационная власть, такая связь. Теперь многое меняется, но по крайней мере одна водородная связь, которая должна присутствовать, больше не существует. Красота этой простой оценки заключается в том, что она показывает, как механизм распределения Больцмана может быть использован для связывания изменений энергии водородного связывания с различными уровнями молекулярной дискриминации.
Электростатическая модель образования водородных связей верна только в первом приближении, поскольку энергетически дополнительное связывание атома водорода должно иметь химическую природу. Метод валентных связей не может объяснить образование дополнительной связи атома Н, так как атом водорода одновалентен. Метод молекулярных орбиталей в его многоцентровом варианте дает следующее объяснение образования водородной связи. При сближении атома Н, ковалентно связанного с атомом электроотрицательного элемента А δ- - Н δ+ , с другим атомом также электроотрицательного элемента В δ- возникает трехцентровая связывающая молекулярная орбиталь, пребывание в которой электронной пары атома В более выгодно, чем на атомной орбитали этого же атома.
Водородная связь в воде
Важность водородных связей заключается не только в их энергии, что приводит к благоприятному связыванию, но и в их сильной зависимости от конформации. Небольшое изменение угла или расстояния между соответствующими атомами и энергией резко изменится. Например, как показано на фиг. 3, водородная связь является ключевым элементом для специфичности в транспортерном белке, который должен различать две химические группы с очень похожим размером и зарядом, а именно: фосфат и арсенат. Изменение угла и расстояния может привести к разнице в порядках величины прочности связи, что делает эти связи ключевым элементом, придающим специфику.
Обычно водородную связь обозначают точками и этим указывают, что она слабее ковалентной связи (примерно в 15-20 раз). Тем не менее она ответственна за ассоциацию молекул. Например, образование димеров уксусной кислоты можно представить схемой агрегаций молекул за счет водородных связей:
1.Образование зигзагообразных цепей в жидком фтороводороде HF:
Пространственная зависимость намного слабее для других вкладов свободной энергии, таких как гидрофобный эффект, обсуждаемый в следующей виньетке. Здесь, на мой взгляд, было бы неправильно. Дополнительный вопрос 2: «Почему фтор с тремя не связанными электронными парами делает только один Н-мостик в отличие от кислорода?».
Водородные связи образуются, когда связь между водородом и его партнером является сильно полярной, т.е. если партнер очень электроотрицательный. Поэтому фторид водорода, вода и аммиак известны как типичные соединения, которые образуют водородные связи.
2. Образование гидрата аммиака NН 3 ∙ Н 2 О при растворении аммиака в воде:
Н – N ∙ ∙ ∙ H – O
Что будем делать с полученным материалом:
Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:
| Твитнуть |
Все темы данного раздела:
Основные законы и понятия химии
Раздел химии, рассматривающий количественный состав веществ и количественные соотношения (массовые, объемные) между реагирующими веществами, называется стехиометрией. В соответствии с этим,
Вы можете сделать это более ясным, если учесть, что атом хлора намного больше, чем фтор, кислород или азот. Поэтому отрицательный заряд его одиночных пар распределяется на большей площади. Поэтому место, где отрицательный заряд сильно сконцентрирован и который может сильно привлекать атом водорода, не существует.
Температуры кипения халькогеноводородов
Что касается картины, то она, безусловно, не должна точно отражать геометрические отношения, поскольку как молекула воды, так и молекула этанола расположены под углом, а не, как показано, линейны. Фактически, фтор может образовывать множественные водородные связи в других соединениях.
Химическая символика
Современные символы химических элементов были введены в 1813 г. Берцелиусом. Элементы обозначаются начальными буквами их латинских названий. Например, кислород (Oxygenium) обозначается буквой О, се
Латинские корни некоторых элементов
Порядковый номер в таблице периодической системы
Символ
Русское
название
Латинский корень
Природа водородной связи
Несколько примеров таких соединений - «учебник по неорганической химии» Холлемана и Виберга в главе «Соединения водорода галогенов». Водородное связывание представляет собой электростатическое притяжение между частично положительно заряженным атомом водорода и электроотрицательным атомом другой функциональной группы или молекулы.
Вообще говоря, можно использовать следующую упрощенную модель. Водород несет положительный частичный заряд, а кислород - отрицательный. Поскольку молекула воды находится под углом, легко образуется взаимодействие положительных атомов водорода с отрицательными атомами кислорода соседних молекул. Эти взаимодействия приводят к тому, что отдельные молекулы воды легче испаряются из состава жидкости, увеличивая температуру кипения воды.
Групповые названия элементов
Название группы элементов
Элементы группы
Благородные газы
He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Галогены
Названия наиболее часто употребляемых кислот и кислотных остатков
Формулы кислоты
Название кислоты
Формула
кислотного
остатка
Название кислотного остатка
Кислородные кислоты
Получение кислот
1 . Взаимодействие кислотных оксидов (большинства) с водой:
SO3 + Н2О=H2SO4;
N2O5 + Н2
Номенклатура неорганических соединений (по правилам ИЮПАК)
ИЮПАК – международный союз теоретической и прикладной химии. Правила ИЮПАК 1970 г. являются международной моделью, по которой создаются номенклатурные правила для химических соединений на языке соо
Первые модели атома
В 1897 г. Дж. Томсон (Англия) открыл электрон, а в 1909г. Р. Малликен определил его заряд, который равен 1,6 · 10-19 Кл. Масса электрона составляет 9,11 · 10-28 г. В
Атомные спектры
При нагреве вещество испускает лучи (излучение). Если излучение имеет одну длину волны, то оно называется монохроматическим. В большинстве же случаев излучение характеризуется неско
Кванты и модель Бора
В 1900 г. М. Планк (Германия) высказал предположение, что вещества поглощают и испускают энергию дискретными порциями, названными им квантами. Энергия кванта Е пропорциональна частоте излучения (ко
Двойственная природа электрона
В 1905 г. А. Эйнштейн предсказал, что любое излучение представляет собой поток квантов энергии, называемых фотонами. Из теории Эйнштейна следует, что свет имеет двойственную (корпускулярно-волновую
Энергетические подуровни
Орбитальное квантовое число l
Форма электронного облака в подуровне
Изменение энергии элект-ронов в преде-лах уровня
Значения квантовых чисел и максимальное число электронов на квантовых уровнях и подуровнях
Квантовый
Магнитное квантовое число ml
Число кванто-вых состояний (орбиталей)
Максимальное число электронов
Изотопы водорода
Изотоп
Заряд ядра (порядковый номер)
Число элект-ронов
Атомная масса
Число нейтронов
N=A-Z
Протий
Периодическая система элементов Д.И. Менделеева и электронная структура атомов
Рассмотрим связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атомов. У каждого последующего элемента периодической системы на один электрон больше, чем у предыдущ
Электронные конфигурации элементов первых двух периодов
Атом-ный номер
Элемент
Электрон-ные кон-фигурации
Атом-ный номер
Элемент
Электрон-ные кон-фигурации
Электронные конфигурации элементов
Пе-риод
Поряд-ковый номер
Эле-мент
Элект-ронная конфи-гурация
Пе-риод
Поряд-ковый номер
Эле-мент
Периодические свойства элементов
Так как электронное строение элементов изменяется периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие как энергия ионизации,
Электроотрицательность элементов по Полингу
Н
2,1
&
Степени окисления мышьяка, селена, брома
Элемент
Степень окисления
Соединения
высшая
низшая
Сокращенные и полные уравнения ядерных реакций
Сокращенные уравнения
Полные уравнения
27Al(p,
Определение химической связи
Свойства веществ зависят от их состава, строения, от типа химической связи между атомами в веществе. Химическая связь имеет электрическую природу. Под химической связью понимают вид
Ионная связь
При образовании любой молекулы, атомы этой молекулы «связываются» друг с другом. Причина образования молекул состоит в том, что между атомами в молекуле действуют электростатические силы. Образова
Ковалентная связь
Химическая связь, осуществляемая за счет перекрывания электронных облаков взаимодействующих атомов, называется ковалентной связью.
4.3.1. Неполярная ковале
Метод валентных связей (МВС, ВС)
Для глубокого понимания сущности ковалентной связи, характера распределения электронной плотности в молекуле, принципов построения молекул простых и сложных веществ необходим метод валентных связей
Метод молекулярных орбиталей (ММО, МО)
Хронологически метод МО появился позже метода ВС, поскольку оставались в теории ковалентной связи вопросы, которые не могли получить объяснение методом ВС. Укажем некоторые из них.
Как
Основные положения ММО, МО.
1. В молекуле все электроны являются общими. Сама молекула - это единое целое, совокупность ядер и электронов.
2. В молекуле каждому электрону соответствует молекулярная орбиталь, подобно
Гибридизация орбиталей и пространственная конфигурация молекул
Тип молекулы
Исходные орбитали атома А
Тип гибридизации
Число гиб-ридных ор-биталей атома А
Пр
Металлическая связь
Само название говорит, что речь пойдет о внутренней структуре металлов. Атомы большинства металлов на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число электронов. Так, по одному электрону со
Взаимодействия между молекулами
При сближении молекул появляется притяжение, что обусловливает возникновение конденсированного состояния вещества. К основным видам взаимодействия молекул следует отнести вандерваальсовы силы, во
Вклад отдельных составляющих в энергию межмолекулярного взаимодействия
Ве-щест-во
Элект-ричес-кий момент диполя, D
Поля-ризуе-мость, м3∙1030
Энергия взаимодействия, кДж/м
Общие понятия
При протекании химических реакций изменяется энергетическое состояние системы, в которой идет эта реакция. Состояние системы характеризуется термодинами-ческими параметрами (р, Т, с и др.)
Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики
При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощение
Энтальпия системы. Тепловые эффекты химических реакций
Теплота Q и работа A функциями состояния не являются, ибо они служат формами передачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием системы. При химических реакциях А - это работа против внешнег
Термохимические расчеты
Термохимические расчеты основаны на законе Гесса, позволяющее рассчитать энтальпию химической реакции: тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ
Стандартные теплоты (энтальпии) образования
некоторых веществ
Вещест-во
Химическое сродство. Энтропия химических реакций. Энергия Гиббса
Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не только выделением, но и поглощением теплоты.
Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температу
Второй и третий законы термодинамики
Для систем, которые не обмениваются с окружающей средой ни энергией, ни веществом (изолированные системы), второй закон термодинамики имеет следующую формулировку: в изолированных системах само
Понятие о скорости химических реакций
Скоростью химической реакции называется число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени в единице объема (в случае гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (в
Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов
Чтобы атом и молекулы смогли вступить в реакцию, необходимо их столкновение друг с другом, так как силы химического взаимодействия действуют только на очень малом расстоянии. Чем больше молекул реа
Влияние температуры на скорость реакции
Зависимость скорости реакции от температуры определя-ется правилом Вант-Гоффа, согласно которому при повыше-нии температуры на каждые 10 градусов скорость большин-ства реакций увеличивается в 2-
Энергия активации
Быстрое изменение скорости реакции с изменением температуры объясняет теория активации. Почему нагревание вызывает столь значительное ускорение химических превращений? Для ответа на этот вопрос нуж
Понятие о катализе и катализаторах
Катализом называется изменение скорости химических реакций в присутствии веществ – катализаторов. Катализаторы – это вещества, изменяющие скорость реакции за счет участия в промежуточном хим
Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье
Реакции, которые протекают в одном направлении и идут до конца, называются необратимыми. Их не так много. Большинство реакций являются обратимыми, т.е. они протекают в противоположных направ
Способы выражения концентрации растворов
Концентрацией раствора называется содержание растворенного вещества в определенной массе или известном объеме раствора или растворителя.
Различают массовую, молярную (мольно-объемную), мо
Коллигативные свойства растворов
Коллигативными являются свойства растворов, которые зависят от концентрации и практически не зависят от природы растворенных веществ. Они также называются общими (коллективными). Т
Растворы электролитов
Примерами растворов электролитов могут служить растворы щелочей, солей и неорганических кислот в воде, растворы ряда солей и жидком аммиаке и некоторых органических растворителях, например ацетонит
В растворах при 298 К
Концентрация, моль/1000г Н2О
Коэффициент активности для электролитов
NaCl
KCl
NaOH
KOH
Гидролиз солей
Химическое обменное взаимодействие ионов растворен-ной соли с водой, приводящее к образованию слабодисcоци-ирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых или катионов основн
Константы и степени диссоциации некоторых слабых электролитов
Электролиты
Формула
Численные значе-ния констант диссоциации
Степень диссо-циации в 0,1 н. растворе, %
Азотистая кислот
Процессы
Окислительно-восстановительными называют реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.
Валентности и степени окисления атомов в некоторых соединениях
Моле-кула
Ион-ность связи, %
Атом
Кова-лент-ность
Электро-валент-ность
Валент-ность:
v = ve
Окислительно-восстановительные реакции
Рассмотрим основные положения теории окислительно-восстановительных реакций.
1. Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления при этом
Важнейшие восстановители и окислители
Восстановители
Окислители
Металлы, водород, уголь
Оксид углерода (II) СО
Сероводород H2S, сульфид натрия Na2S, оксид се
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
Для составления уравнений окислительно-восстанови-тельных реакций и определения коэффициентов применяют два метода: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций).
Определение комплексных соединений
Такие соединения, как оксиды, кислоты, основания, соли образованы из атомов в результате возникновения между ними химической связи. Это соединения обычные, или соединения первого по
Лиганды
К числу лигандов относятся простые анионы, такие как F-, СI-, Вr-, I-, S2-, сложные анионы, например CN– , NCS – , NO
Номенклатура комплексных соединений
Название комплексного катиона записывается одним словом, начинающимся с названия отрицательного лиганда с прибавлением буквы «о», затем приводятся нейтральные молекулы и центральный атом с указани
Диссоциация комплексных соединений
Комплексные соединения - неэлектролиты в водных растворах диссоциации не подвергаются. У них отсутствует внешняя сфера комплекса, например: , ,"de":["En2hkTeICrc","En2hkTeICrc","En2hkTeICrc","En2hkTeICrc","rzrq7riuUSE"],"es":["C76wGduAQP8","C76wGduAQP8","WU4xT8ecrSE","oksYIKipDD0","C76wGduAQP8","2_KTmmW2wpM","ImVKdZx09AA"],"pt":["ozZ806dN3Rc","5r4KUPUjgkA","aQG7yywU1r8","aQG7yywU1r8"],"fr":["rDDvp8NXnP8","gKZE6yp4fHw"],"it":["Ck9n2PWuar8","kynaWqJmsA8"],"cs":["ZEf0zmwY9cU"],"pl":["dzKyViGlBpM","dzKyViGlBpM","dzKyViGlBpM"],"ro":["Nj1zG9UN7zQ","Nj1zG9UN7zQ"],"el":["X0H70YSWnrE"]}