hcl и hno
 Скачать 2.86 Mb.
|
|
1билет Квантово-механическая модель строения атома. Состояния атома. их связь с квантовыми числами. Понятие орбитали. Формы атомных орбиталей. Ионизация воды. Водородный показатель (рН). Использование величины рН для характеристики реакции среды Азотная кислота. Строение молекулы. Получение. Действие на металлы и неметаллы азотной кислоты и смесей HNO3 + HCl и HNO3 + HF. Свойства азотистой кислоты и ее солей. (1) Современные квантово-механические представления о строении электронной оболочки атома исходят из того, что движение электрона в атоме нельзя описать определенной траекторией. Можно рассматривать лишь некоторый объем пространства. В котором находится электрон. Поскольку электрон обладает одновременно свойствами частицы и волны, то подходом к объяснению строения электронной оболочки может быть как корпускулярная, так и волновая теория; обе они приводят к одинаковому наглядному представлению, сформулированному как орбитальная модель атома. Атомная орбиталь – это геометрический образ, отвечающий объему пространства вокруг атомного ядра, который соответствует 90%-ой вероятности нахождения в этом объеме электрона (как частицы) и одновременно 90%-ой плотности заряда электрона (как волны). Собственной характеристикой каждого электрона в атоме является спин. Два электрона, находящиеся в одной атомной орбитали, различаются по спину. В квантовой механике каждая атомная орбиталь определяется тремя квантовыми числами. Главное квантовое число n – может принимать целочисленные значения от 1 до ¥. В Периодической системе элементов максимальному значению главного квантового числа соответствует номер периода. Орбитальное квантовое число l – определяем орбитальный момент количества движения (импульс) электрона, точное значение его энергии и форму орбитали. Может принимать значения 0,1,2,3,…(n-1). Орбитальное квантовое число определяет форму атомной орбитали. При l=0 это сфера, при l=1 – объемная восьмерка (гантель), при l =2 четырехлепестковая розетка. Магнитное квантовое число ml определяет возможные значения проекции орбитального момента количества движения электрона на фиксированное направление в пространстве (например ось Z) движение электрона вокруг ядра можно сравнить с движением тока по замкнутому контуру. Магнитное квантовое число определяет ориентацию орбитального углового момента относительно некоторого фиксированного направления. Орбитальному квантовому числу l =0 отвечает единственное значение магнитного квантового числа ml =0. Эти значения l и ml характеризуют все s –орбитали, которые имеют форму сферы. Так как в этом случае магнитное квантовое число принимает только одно значение, то каждый s подуровень состоит только из одной орбитали. Рассмотрим р-подуровень. При l =1 орбитали имеют форму гантелей, магнитное квантовое число принимает следующие значения ml = -1, 0, +1. Следовательно, р-подуровень состоит из трех атомных орбиталей, которые располагаются вдоль осей координат, их обозначают рx, рy, рz (2)электролитом: лишь незначительная часть молекул воды диссоциирует на ионы: H2O ↔ H+ + OH¯ Экспериментально установлено, что произведение концентраций ионов H+ и OH¯ в воде и разбавленных водных растворах электролитов является величиной постоянной и называется ионным произведением воды (Kw) Kw = [H+] + [OH¯] = 10-14, [H+] = [OH¯] = 10-7 моль/л Для удобства условились выражать кислотность раствора как отрицательный логарифм концентрации водородных ионов. Эту величину называют водородным показателем и обозначают pH. pH = -lg[H+] Аналогично, отрицательный логарифм концентрации гидроксильных ионов обозначают pOH, однако, пользуются этим показателем значительно реже. pH + pOH = 14 В зависимости от соотношения концентраций ионов H+ и OH¯ различают три вида реакции среды: кислая среда: [H+] > [OH¯]; [H+] > 10-7 моль/л; pH < pOH; pH < 7; нейтральная среда: [H+] = [OH¯] = 10-7 моль/л; pH = pOH = 7; щелочная среда: [H+] < [OH¯]; [H+] < 10-7 моль/л; pH > pOH; pH >7; Химические индикаторы - это органические и неорганические вещества, используемые для определения водородного показателя pH или установления конечной точки титрования (обычно по изменению окраски).
При избытке «царской водки» или соляной кислоты происходит образование комплексных соединений золота: (AuCl3 + NOC1 = NO[AuC14]) (A11CI3 + НС1 = H[AuC14]) Соли азотной кислоты — нитраты — термически нестойки и при нагревании разлагаются с выделением кислорода. Состав продуктов разложения определяется природой металла, входящего в соль. Нитраты щелочных металлов образуют нитриты: 2KN03 = 2KN02 + 02, нитраты менее активных металлов — оксиды: 2Zn(N03)2 = 2ZnO + 4N02 + 02,а нитраты благородных металлов — свободные металлы: 2AgNO3 = 2Ag + 2N02 + 02 Окислительные свойства солей азотной кислоты можно подтвердить следующими реакциями: а) окисление Мn02 в щелочной среде при сплавлении: KN03 + 2КОН + Мп02 = К2Мп04 + KN02 + Н20 б)восстановление в щелочном растворе активными металлами (Al, Zn) нитратов до аммиака: 3KN03 + 8А1 + 5КОН + 18Н20 = 8К[А1(ОН)4] + 3NH3/ Пассивируются в концентрированных растворах HNO3 (на холоду) Be, Al, Cr, Fe, Co, Ni, Ti, Zr, Hf, Pb, Bi но при нагревании ряд металлов начинает активно взаимодействовать с HNO3. Не взаимодействуют: Pt, Au, Ir, Ru, Rh, Nb, Ta. (4) C =m/ M*V=0,033 моль/л pKa=-lgKa=4.7447 pH=(4.7447-lg0.033)/2=3.1131 2Билет Метод ВС. Основные положения метода ВС. Параметры ковалентной связи. Механизмы образования ковалентной связи. Теория растворов сильных электролитов. Ионная сила растворов, коэффициент активности и активность ионов. Характеристика d-элементов VI группы. Строение атомов. Свойства простых веществ и соединений. (1)Метод валентных связей Впервые метод валентных связей был применен немецкими учеными в 1927 г. Гейтлером В. и Лондоном Ф. для рассмотрения образования молекулы Н2. Они рассмотрели систему из двух атомов водорода находящихся на большом расстоянии друг от друга. При этом электрон взаимодействовал только со своим ядром. При сближении атомов происходило притяжение ядер с электронами и отталкивание электронов и атомов. В результате взаимодействия ядер и электронов получается зависимость потенциальной энергии Е системы от расстояния r между ядрами этих атомов. При этом оказалось, что результаты зависят от того, одинаковы или противоположны по знаку спины взаимодействующих электронов. При совпадении спинов электронов кривая 2 сближения атомов приводит к непрерывному возрастанию энергии системы. Для сближения атомов требуется затрата энергии, такой процесс энергетически невыгоден и химическая связь между атомами не возникает. При противоположно направленных спинах (кривая 1) сближение атомов до расстояния r0 сопровождается уменьшением энергии системы. При r = r0 система обладает наименьшей потенциальной энергией, т.е. находится в устойчивом состоянии; дальнейшее сближение атомов приводит к возрастанию энергии. Т.е. в случае противоположно направленных спинов электронов образуется молекула Н2 - устойчивая система из двух атомов водорода, находящихся на определенном расстоянии друг от друга (рис. 2) При образовании химической связи происходит перекрывание электронных облаков взаимодействующих атомов. Вследствие образования области с высокой плотностью электрического заряда в межъядерном пространстве происходит стягивание ядер атомов и образуется устойчивая молекула. Позднее метод ВС был распространен и на другие молекулы. Основные положения метода валентных связей 1. Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, принадлежащими двум атомам. 2. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака. 3. Характеристики химической связи определяются типом перекрывания АО. 4. Ковалентная связь направлена в сторону максимального перекрывания АО реагирующих атомов. Свойства ковалентной связи 1. Насыщаемость- способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. 2. Направленность ковалентной связи определяет пространственную структуру молекул. Так как атомные орбитали пространственно ориентированы, то перекрывание электронных облаков происходит по определенным направлениям, что и обусловливает направленность ковалентной связи. Количественно направленность выражается в виде валентных углов между направлениями химической связи в молекулах. 3. Полярность ковалентной связи. Если ковалентная связь образована одинаковыми атомами, например, Н - Н, О = О, Cl - Cl, то обобществленные электроны равномерно распределены между ними. Такая связь называется ковалентной неполярной. Если же один из атомов сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается в сторону этого атома и в этом случае возникает полярная ковалентная связь. Критерием способности атома притягивать электрон может служить электроотрицательность (ЭО). Чем выше ЭО у атома, тем вероятнее смещение электронной пары в сторону ядра этого атома. Механизмы образования ковалентных связей. Различают несколько механизмов образования ковалентной связи: обменный (равноценный), донорно акцепторный,дативный. При использовании обменного механизма образование связи рассматривается как результат спаривания спинов свободных электронов атомов. При этом осуществляется перекрывание двух атомных орбиталей соседних атомов, каждая из которых занята одним электроном. Таким образом, каждый из связываемых атомов выделяет для обобществления пары по электрону, как бы обмениваясь ими. По донорно-акцепторному механизму перекрывается орбиталь с парой электронов одного атома и свободная орбиталь другого атома. В этом случае в области перекрывания также оказывается пара электронов. (2) Электролиты — вещества, образующие в растворах и расплавах ионы. К электролитам относят соли, кислоты и основания. Сильные электролиты в растворе полностью ионизированы: НСl = Н+ + Сl; Ва(ОН)2 = Ва2+ + 2ОН.Практически все соли относятся к сильным электролитам. Большинство кислот и оснований — слабые электролиты. К сильным относят некоторые ки слоты элементов V—VII групп и все комплексные кислоты.. В число оснований — сильных элек тролитов входят основания, образованные S-элементами I и II групп, и все комплексные основания. Коэффициент активности иона как величина, учитывающая взаимодейст вие ионов в растворе, определяется двумя факторами: зарядом ионов и концентрацией ионов. активность ионов. где C иона – истинная концентрация иона (моль/л), а γ – коэффициент активности, показывающий отклонение свойств данного раствора от идеального (в оч. разбавленных р-рах = 1). Ионная сила раствора учитывает оба фактора (заряд и концентра цию ионов), от которых зависит коэффициент активности. Суммарное влияние различных ионов на его активность выражается с помощью ионной силы раствора.   (3) В атомах d-элементов группы VI валентными электронами являются s-электроны внешнего уровня и d-электроны предпоследнего. В атомах хрома и молибдена имеет место проскок одного электрона с ns- на (и-1)d-оболочку. Близость значений атомных и ионных радиусов молибдена и вольфрама связана с наличием заполненной электронами 4f-оболочки в атоме вольфрама (лантаноидное сжатие). Следствием этого является сходство химических свойств молибдена и вольфрама и их соединений. Свойства хрома и его соединений существенно отличаются.В виде простых веществ хром, молибден, вольфрам — металлы, так как на внешнем энергетическом уровне имеют только один или два электрона. Энергия ионизации от хрома к молибдену увеличивается, а химическая активность, следовательно, уменьшается. Устойчивой степенью окисления для Mo, W является VI. Для хрома наиболее устойчивая степень окисления +III. В степени окисления VI хром, молибден и вольфрам — электронные аналоги, а следовательно, и химические аналоги p-элементов группы VI: образуют соединения анионного типа, например, Н2ЭО4, Ме2ЭO4, Ме2Э2С7, где М — однозарядные катионы; оксиды ЭОз имеют кислотный характер; связь в оксогалогенидах 3O2Hal2 преимущественно ковалентная; хроматы и сульфаты сходны по строению и растворимости. Хром, молибден и вольфрам являются хорошими комплексообразователями, так как в валентном слое имеются вакантные орбитали с низкой энергией. В ряду Сг - Mo - W химическая активность уменьшается. По отношению к воздуху и воде эти металлы вполне устойчивы, так как покрыты прочной оксидной пленкой. хром реагирует с разбавленными кислотами с выделением водорода. К концентрированным HNO3 и H2SO4 хром устойчив на холоду, а при нагревании окисляется с образованием солей хрома(Ш). Перевод молибдена и вольфрама в растворимое состояние легче всего осуществить сплавлением со щелочами в присутствии окислителей: Э + 2NaOH + 3NaN03 = Na2304 + 3NaN02 + H20 Концентрированная азотная и серная кислоты при нагревании окисляют молибден до М0О3. Вольфрам можно растворить в смеси азотной и плавиковой кислот: W + 2HN03 + 8HF = H2[WF8] + 2NO + 4Н20 Оксид хрома(III), Сг20з, — тугоплавкое темно зеленое вещество, нерастворимое в воде, кислотах и щелочах, обладает амфотерными свойствами. Кислотные свойства Сг20з можно доказать сплавлением со щелочами или содой:Сг203 + Na2C03 = 2NaCr02 + С02, основные — сплавлением с дисульфатом калия (натрия): Сг203 + 3K2S207 = Cr2(S04)3 + 3K2S04 Сг(ОН)з, получают взаимодействием солей хрома(Ш) со щелочами. Сг(ОН)з — вещество, труднорастворимое в воде, амфотерное с преобладанием основных свойств. Амфотерные свойства Сг(ОН)з проявляются при его взаимодействии с кислотой и щелочью, при добавлении которых осадок гидроксида хрома(III) растворяется.Сг(ОН)з + ЗНС1 = СгС13 + ЗН20 Сг(ОН)з + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6] Соли хрома(Ш). В водных растворах растворимые соли хрома(Ш) гидролизованы. Так как основные свойства хрома(Ш) выражены сильнее, чем кислотные, то катионные соли хрома гидролизованы частично: а анионные — полностью. В присутствии карбонатов и сульфидов щелочных металлов гидролиз катионных солей хрома протекает необратимо: 2Сг3+ + 3 С032 + ЗН20 = 2Сг(ОН)31 + ЗС02 В присутствии окислителей соли хрома(Ш) переходят в соединения хрома(VI) — К2Сг04 (в щелочной среде) и К2Сг207 (в кислой среде). Восстановительные свойства соединений хрома(Ш) можно показать на примере взаимодействия солей хрома(Ш) с пероксидом водорода: 2СгС13 + l0NaOH + ЗН202 = 2Na2Cr04 + 8Н20 + 6NaCl Хром(Ш) образует большое количество комплексных соединений с координационным числом 6. Например, в водных растворах хлорида хрома(Ш) образуются аквакомплексы: [Сг(Н20)б]С1з, [Cr(H20)sCl]Cl2, [Сг(Н20)4С12]С1. Окраска комплексных соединений хрома(Ш) изменяется, в зависимости от состава внутренней сферы, от зеленой до сине-фиолетовой. В степени окисления VI хром образует оксид СгОз — хромовый ангидрид. Оксид хрома(VI) при растворении в воде образует сильную двухосновную хромовую кислоту Н2Сг04 желтого цвета. При изменении pH раствора протекает поликонденсация с образованием полихромовых кислот: Н2Сг207 — дихромовая, Н2СгзОю — трихромовая, H2Cr40i3 — тетрахромовая. По мере увеличения числа атомов хрома в молекуле полихромовой кислоты окраска усиливается от оранжевой (Н2СГ2О7) до коричневой (Н2СГ4О13). Образование подобных и более сложных изополикислот типа Н2О иЭОз особенно характерно для молибдена и вольфрама. Соединения хрома(У1) — оксид хрома(У1), хроматы и дихроматы — в окислительно-восстановительных реакциях являются сильными окислителями.Обладающая очень сильным окислительным действием смесь равных объемов насыщенного на холоду раствора К2СГ2О7 и концентрированной H2SO4 («хромовая смесь») применяется в лабораториях для мытья посуды. Хромовый ангидрид, СгОз, применяется в качестве окислителя в органическом синтезе. Хром, молибден, вольфрам образуют оксогалогениды Э02Hlg2 и Э0Hlg4. Соединения состава ЭHlg6 известны только для молибдена и вольфрама. Кислотные свойства гидроксидов Н2ЭО4 в ряду Сг - Мо - W уменьшаются, соответственно уменьшается и степень ковалентности связи Э-Hlg. Соединения типа 302Hlg2 гидролизуются по типу галогеноангидридов 302Hlg2 + 2Н20 = Н2ЭО4 + 2HHlg Для соединений хрома гидролиз необратим. Производные молибдена и вольфрама гидролизованы меньше, что связано со значительно меньшими кислотными свойствами гидроксидов молибдена и вольфрама. Наибольшее практическое применение имеет хлорид хромила Сг02С12 — красно- бурая жидкость, обладающая ярко выраженными окислительными свойствами: 2Сг02С12 + 8НС1 = ЗС12 + 2СгС13 + 4Н20 (4) C(1/z)=n(1/z)/V n(1/z)=0.06моль n=n(1/z)/z=0.03 моль m=n*M=7.83 | ||||||||||||||||||||||||||