природе. Примеры соединений с такой связью и их особенности.

МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ, взаимод. молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых хим. связей. Межмолекулярное взаимодействие определяет отличие реальных газов от идеальных, существование жидкостей и мол. кристаллов. От межмолекулярного взаимодействия зависят мн. структурные, спектральные, термодинамич., теплофиз. и др. св-ва в-в. Появление понятия межмолекулярного взаимодействия связано с именем Й. Д. Ван-дер-Ваальса, к-рый для объяснения св-в реальных газов и жидкостейпредложил в 1873 ур-ние состояния, учитывающее межмолекулярное взаимодействие (см. Ван-дер-Ваальса уравнение). Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия часто называют ван-дер-ваальсовыми.

Водородная связь — форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательныматомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N, O или F. Водородные связи могут быть межмолекулярными или внутримолекулярными.

Главную роль в межмолекулярных взаимодействиях играют водородные связи, которые возникают между веществами, в состав молекул которых входят группы ОН и NH. Легче всего такое взаимодействие можно проследить на примере молекул воды. За счёт водородных связей на 180 градусов повышается температура кипения воды, по сравнению с теоретически рассчитанной. Другими словами, вода даже зимой в Антарктиде должна быть газообразной, если бы не слабые, но многочисленные водородные связи, которые связывают все молекулы воды в Мировом океане. За счёт водородных связей между водой и другими полярными веществами вода растворяет эти вещества, дробит их на мельчайшие частицы (молекулы и ионы) , в результате чего резко возрастает скорость химических реакций и возможно усвоение растворённых питательных веществ. Поэтому жизнь зародилась в океане. За счёт водородных связей лёд и снег имеет рыхлую структуру, в результате чего лёд плавает на поверхности водоёмов, а снег, как одеяло, предохраняет растения и прочую живность от вымерзания зимой.

15. Основания. Классификация. Номенклатура. Свойства. Получение. Применение.

Основания - это сложные вещества, состоящие из атома металла и одной или нескольких гидроксогрупп. С точки зрения теории электролитической диссоциации основания следует рассматривать как электролиты, которые при диссоциации образуют гидроксид – ионы.

суммарно:

Классификация.

Признак классификации	Группы кислот	Примеры
Кислотность (количество гидроксогрупп)	А) однокислотные Б) двукислотные В) трехкислотные
Растворимость в воде	А) растворимые (щелочи) Б) нерастворимые
Степень электролитической диссоциации	А) сильные   Б) слабые В) малодиссоциирующие	Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов Гидроксид аммония Нерастворимые основания
Стабильность (устойчивость молекул)	А) стабильные   Б) нестабильные	Многие растворимые и нерастворимые основания ,

Номенклатура

Названия оснований составляются из слова гидроксид и названия металла с указанием переменной степени окисления римской цифрой в скобках. Например, - гидроксид натрия; - гидроксид железа (II), - гидроксид железа (III). Помимо международных названий применяют традиционные русские названия: - едкий натр, - едкое кали, - гашеная известь, - едкий барит.

Получение

1. Щелочи получают

· Взаимодействием металлов с водой:

· Взаимодействием основных оксидов с водой:

· Электролизом водных растворов солей:

2. Нерастворимые основания получают по реакциям ионного обмена:

Химические свойства

Определяются наличием в водных растворах ионов .

1. Вступают в реакции нейтрализации:

2. Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами:

3. Щелочи взаимодействуют с солями:

4. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании:

5. Вступают в окислительно – восстановительные реакции:

Среди оснований встречаются амфотерные соединения, проявляющие кислотные и основные свойства в зависимости от свойств реагирующего с ними вещества. Такими основаниями являются , , , и др. Амфотерные основания вступают в реакции с кислотами и щелочами: