hcl и hno

• Название: hcl и hno
• Анкор: khimia_ekzamen_1.docx
• Дата: 08.11.2017
• Размер: 2.86 Mb.
• Имя файла: khimia_ekzamen_1.docx
• Тип: Документы; #10192
• страница: 10 из 13

26 билет

Растворы слабых электролитов. Константы ионизации слабых кислот и оснований (рК_b). Химическая связь в комплексных соединениях. Понятие о теории кристаллического поля. Параметр расщепления. Спектрохимический ряд лигандов. Характеристика р-элементов VI группы. Строение простых веществ, соединения с водородом, кислородом. Способность к образованию цепей и кратных связей.
(1) Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на ионы, называют электролитами, а процесс распада молекул на положительно и отрицательно заряженные ионы под действием растворителя называется электролитической диссоциацией.

Слабые электролиты – вещества, молекулы которых в растворах ионизированы со степенью ионизации α < 3%. К ним относятся слабые кислоты и слабые основания.

Процесс ионизации обратим:
Константа ионизации показывает отношение частиц, диссоциирующих в раствор, к количеству непродиссоциировавшего вещества.

Ионизация слабого электролита — процесс равновесный:СН3СООН <± Н+ + СН3СОСГ. В отличие от солей среди кислот и оснований есть и сильные и слабые электролиты. Большинство кислот и оснований — слабые электролиты. Ka и Kb зависят от природы, температуры, но не зависят от концентрации вещества.Ионизация электролитов, основность иили кислотность которых более 1 происходит ступенчато:

Диссоциация по каждой последующей ступени происходит в меньшей степени, чем по предыдущей.

(2) Комплексные соед-я - молекулярные соединения, сочетание отдельных компонентов которых приводит к образованию сложных ионов или молекул, способных к самост. существованию, как в кристалле, так и в растворе.

МВС Связь в компл соединение образуется по дон-акц механизму, где донором выступает лиганд, а акцептором – комплексообразователь.Орбитали комплексообразователя гибридизированны. Связь при этом чисто ковалентная.

[BF₄]^- sp³ гибридизация и форма - тетраэдр.



МВС объясняет, но не прогнозирует св-ва координационных соединений.

Основные положения ТКП:

Механизм образования связей в корд.соед. объясняется чисто электростатическим взаимодействием между центральным ионом и лигандами.

Лиганды независимо от их реальной структуры представляют как точечные заряды. Связь между лигандом и комплексообразователем ионная.

Электронная конфигурация центр.иона рассматривается в рамках квантовохимических представлений.

ТКП приложима для описания хим.связи корд.соед. исключительно d- и f-элементов.

Схема расщепления энергетических уровней центрального атома под действием электростатического поля лиганда.

Различие в энергии двух уровней E_eg - E_t2g=∆(∆₀,∆_T) называется энергией расщепления кристаллическим полем или просто расщеплением.

Энергия расщепления определяется и геометрической конфигурацией комплексного иона. Так энергия расщепления в тетраэдрическом комплексе ниже в сравнении с октаэдрическим. ∆_T ≈ 4/9∆₀

Факторы, определяющие энергию расщепления: степень окисления центр.атома, тип d-орбитали(3d,4d,5d), природу лиганда.

Энергия расщепления возрастает с увеличением степени окисления комплексообразователя. В этом случае лиганды располагаются ближе к центральному иону энергия взаимод. их с d-орбиталями возрастает. При переходе от 3d-> 5d энергия расщепления возрастает, т.к d-орбитали с большим главным квантовым числом имеют более вытянутую форму и активнее взаимодействуют с лигандами. Зависимость энергии расщепления от природы лиганда сложна, и учесть все факторы сложно. Характеристикой энергии расщепления кристаллическим полем определенного лиганда является его положение в спектрохимическом ряде:

(сил)CO>CN^->>NO₂^->NH₃>H₂O>F^->HO^->Cl^->Br^->I^-(слаб)
(3) Кислород — самый распространенный элемент. Его массовая доля в земной коре составляет 47,4 %. Ввиду высокой активности и большого содержания в земной коре кислород определяет формы существования других элементов периодической системы в виде оксидов, сульфатов, карбонатов. Объемная доля кислорода в земной атмосфере 21 % кислорода (массовая доля 23 %). Большое количество кислорода содержится в гидросфере (вода морей и океанов). Как простое вещество кислород существует в виде двух аллотропных модификаций: молекулярного кислорода 0₂ и озона Оз. В промышленности кислород получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. Особо чистый кислород получают электролизом воды, в которую для увеличения электрической проводимости добавляют сульфат натрия, щелочь или серную кислоту. Оксидами называются бинарные соединения кислорода, в которых кислород имеет степень окисления -II. Оксиды по химическим свойствам разделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды в зависимости от характера связи делятся на основные, амфотерные и кислотные. В основных оксидах связь преимущественно ионная, в кислотных — ковалентная. В подгруппах s- и p-элементов с возрастанием порядкового номера элемента увеличивается ионность связи, что приводит к усилению основных свойств оксидов. В периоде с возрастанием порядкового номера элемента увеличивается степень ковалентности связи в оксидах и усиливаются их кислотные свойства. Например, характер оксидов p-элементов группы V меняется следующим образом: N2O3 и Р2О3 — кислотные, AS2O3 и Sb₂Оз — амфотерные, Вi2Оз — основной оксид. Оксиды элементов третьего периода Na₂0, MgO проявляют основные свойства, AI2O3 — амфотерные, Si02, Р2О5, SO3, CI2O7 — кислотные. С возрастанием степени окисления элемента связь в оксиде становится более ковалентной и, следовательно, должны усиливаться кислотные свойства. Например, Sb₂O₅ имеет более кислотный характер, чем Sb₂03. d-Элементы в низших степенях окисления образуют основные оксиды, а в высших — кислотные. Например, МnО, СгО — основные, Мn0₂, Сг₂0з — амфотерные, Мn2О7, СгОз — кислотные оксиды. Серу получают из самородных руд или окислением H₂S, а также восстановлением S0₂. Для очистки от примесей серу перегоняют и осаждают в виде мелкого порошка — «серного цвета». Селен и теллур получают при переработке сульфидных руд, в которых они содержатся в виде примесей, а также из анодных шламов, остающихся после электролитической очистки меди. Сера на холоду сравнительно инертна, а при нагревании легко реагирует с галогенами, кислородом, водородом, металлами. По химическим свойствам селен и теллур являются аналогами серы. Они устойчивы на воздухе, легко взаимодействуют с галогенами, при нагревании образуют с кислородом диоксиды, Э0₂, со многими металлами — селениды и теллуриды. С водородом, как и сера, реагирует только селен. Усиление металлических свойств в ряду S, Se, Те проявляется в том, что теллур медленно реагирует с водой в обычных условиях с выделением водорода: Те + 2Н₂0 = Те0₂ + 2Н₂ Селен реагирует при нагревании. В ряду S, Se, Те усиливается восстановительная способность и уменьшается окислительная. Молекула H2S имеет угловое строение, угол HSH= 92°. В обычных условиях сульфид водорода — бесцветный токсичный газ с резким запахом.
Сульфид водорода — сильный восстановитель, сгорает с образованием серы или диоксида серы, а в растворах окисляется до серы или сульфат-иона:
В ряду H₂S, H₂Se, Н₂Те температуры кипения и плавления закономерно увеличиваются. Это можно объяснить усилением межмолекулярного взаимодействия вследствие увеличения радиуса атома элемента и увеличением поляризуемости молекул. Аномально высокие температуры кипения и плавления воды обусловлены ассоциацией молекул за счет водородных связей. Кислотные свойства в ряду Н₂0, H₂S, H₂Se, Н₂Те увеличиваются, что связано с увеличением поляризуемости связи Э-Н. S0₂ — бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде. Диоксиды селена и теллура — кристаллические вещества, а диоксид серы — газ. В ряду S0₂, Se0₂, Те0₂ кислотные свойства уменьшаются. Если S0₂ и Se0₂ хорошо растворимы в Н₂0 и щелочах, то практически не растворимый в воде Те0₂ взаимодействует с растворами щелочей и сильных кислот. В ряду гидроксидов H₂S0₃, H₂Se0₃, Н₂Те0₃ кислотные свойства уменьшаются. Теллуристая кислота амфотерна. В отличие от соединений S(IV) производные Se(IV) и Te(IV) проявляют в большей степени окислительные свойства, чем восстановительные: Н₂Э0₃ + 2H₂S0₃ = 2H₂S0₄ + Э + Н₂0, где Э = Se, Те H₂Se0₃ + 2S0₂ + Н₂0 = 2H₂S0₄ + Se
(4) Ksp=S² S=1.26*10^-5моль/л S=1.26*10^-5моль/л*253=318*10^-5г/л
27 билет
Окислительно-восстановительные процессы. Окислительно-восстановительные свойства веществ. Влияние различных факторов на характер и глубину протекания окислительно-восстановительных процессов. Необратимый гидролиз. Совместный гидролиз. Хлор. Химические свойства. Соединения с металлами, водородом. Кислоты хлора. Биологическая роль хлора.
(1)Окислительно-восстановительные реакции - это реакции, протекающие с изменением степеней окисления¹ одного или нескольких элементов, входящих в состав реагирующих веществ: Zn + 2НС1 —» Н₂ + ZnCl2 Окислительно-восстановительные реакции обусловлены процессами переноса электронов от восстановителя к окислителю. Окисление - процесс отдачи электронов. Окисление приводит к повышению степени окисления элемента: Восстановление - процесс присоединения электронов. Восстановление приводит к понижению степени окисления элемента: Окислитель — вещество, в молекулу которого входит элемент, присоединяющий электроны. Восстановитель - вещество, в молекулу которого входит элемент, отдающий электроны. Окислительно-восстановительная реакция - это единый процесс окисления — восстановления. Не существует отдельных процессов окисления или восстановления. В результате окислительно-восстановительного процесса окислитель становится потенциальным восстановителем, а восстановитель - потенциальным окислителем. Влияние среды на окислительно-восстановительные процессы Влияние среды на протекание окислительно-восстановительных процессов определяется в соответствии с принципом Ле Шателье. :Повышение кислотности среды активирует реакцию, протекающую с участием ионов водорода. Повышение щелочности среды активирует реакции, протекающие с участием гидроксвд-ионов.. Реакции тормозятся ионами водорода и гидроксид-ионами в том случае, когда последние являются продуктами реакции. В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие окислитель и восстановитель. Кроме того, в реакционной массе находятся продукты их взаимодействия — новый окислитель и новый восстановитель. NaOCl + Pb(N0₃): + Н₂0 = РbO₂ + 2HN0₃ + NaCl Окислитель и его восстановленная форма, восстановитель и его окисленная форма образуют две сопряженные пары:. Окислителем в окислительно-восстановительных реакциях выступает только окисленная форма, восстановителем - восстановленная форма. В рассмотренной выше реакции окислителем является гипохлорит-ион ОСl (окисленная форма по отношению к Cl), восстановитель - РЬ“ (восстановленная форма по отношению к РbO2). Таким образом, в любой окислительно-восстановительной реакции участвуют, как минимум, две окислительно-восстановительные пары. Условием необходимым и достаточным для определения направления окислительно-восстановительного процесса является выделение среди реагентов окислителя и восстановителя.

(2) Гидролиз-обменное взаимодействие между ионами соли и водой/Необратимый гидролиз известен только для некоторых солей — Cr₂S₃, A1₂S₃ и др. В воде эти соли полностью разлагаются:Cr,S₃ + 6Н0Н -> 2Сг(0Н)₃ + 3H₂S.

К числу особых случаев гидролиза следует отнести и совместный гидролиз. Совместный гидролиз возможен в растворе двух или более солей. Условием для протекания этого типа гидролиза является гидролиз одной соли по катиону, а второй — по аниону:

А” + НОН  НА + ОН", Ме⁺ + НОН  МеОН + Н\

Образующиеся гидроксид-ионы и ионы водорода выводятся из сферы реакции в виде молекулы воды.

Этот тип — тип необратимого гидролиза. Он характерен для солей металлов со степенями окисления +3 и +2 (Fe³⁺, Ст³⁺. Си²*, Zn²⁺ и др.). Природа продуктов гидролиза определяется природой их солей. В случае солей металлов со степенями окисления +3 продуктами реакции является слабые основания и кислота:

CrCl₃ + 3Na₂C0₃ + 6Н₂0 -> 2Сг(ОН)₃ + Н₂С0₃ + 6NaCI

2А1С1₃ + 3Na₂S + 6 Н₂0 = 2А1(ОН)₃ + 6NaCl + 3H₂S.

Если соль образована металлами со степенями окисления +2, то один из продуктов реакции — основная соль:

2CuC1₂ + 2Na₂C0₃ + Н₂0 = (Cu0H)₂C0₃ + СО, + 2NaCl.

(3) Cl 1s²2s²p⁶3s²p⁵

Хлор проявляет степени окисления от -I до VII, что обусловлено наличием d-подуровня в атомах.

Хлор йод имеет положительные степени окисления в соединениях с

кислородом (оксиды, кислородосодержащие кислоты и их соли), азотом (хлорамины и др.)

и в межгалоидных соединениях. Хлор содержится в виде солей в воде морей и океанов.

Получение электролиз концентрированного раствора NaCl. В лаборатории хлор получают окислением соляной кислоты различными окислителями 4НС1 + Мп0₂ = С1₂ + МпС1₂ + 2Н₂0 хлор — газ. Свободный хлор -сильный окислитель.Взаимодействуют с металлами и большинством неметаллов, кроме углерода, азота и кислорода: 2Р + 5С1₂= 2РС1₅

Хлор с водородом в обычных условиях реагирует медленно, а при нагревании или освещении — со взрывом. Хлор при растворении взаимодействует с водой Г2 + Н2О  нг + нго

Водный раствор хлора – хлорная вода. Хлорид водорода получают также из простых веществ: Н₂ + С1₂ = 2НСl. Хлорид водорода хорошо растворяются в воде. Водный р-р НС1— сильная к-та. HClO – слабый электролит. НСlО существует только в разбавленных растворах и неустойчива. Так, в растворе хлорноватистой кислоты параллельно протекают следующие процессы: НС10 = НС1 + О (на свету) 2НСЮ = С1₂0 + НгО (в присутствии водоотнимающих средств) ЗНСЮ = 2НС1 + НСЮз (при нагревании). Соединения галогенов со степенью окисления I во всех средах проявляют сильные окислительные свойства, например: HClO + Н2О2 = О2 + НС1 + Н₂0 Хлор в степени окисления III образует хлористую кислоту НСl0₂, Хлористая кислота слабая неустойчивая, существует только в разбавленных растворах. Хлористая кислота обладает сильными окисл. свойствами. Хлорноватая кислота существует только в растворе. Получить можно из солей Ва(С10₃)₂ + H₂S0₄ = BaS0₄ + 2НС10₃ . Хлорная к-та самая сильная из всех кислот. Получают ее электролитически из НС1, а также отгонкой в вакууме при 16 °С из смеси перхлората калия и серной кислоты: 2КС10₄ + H2SO4 = 2НС10₄ + K2SO4 Безводная хлорная кислота — подвижная, дымящая на воздухе жидкость, при нагревании разлагается со взрывом: 4НС10₄ = 4С10₂ + 30₂ + 2Н₂0 При взаимодействии с оксидом фосфора(5) образует оксид хлора(7) (хлорный ангидрид):

4НС10₄ + Р₄О10 = 2С1₂0₇ + 4НР0₃

Хлорная кислота, как окислитель, гораздо менее активна, чем другие кислоты хлора и в растворах практически не проявляет окислительных свойств. Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов в виде соединений. У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия

(4) Ksp=S² S=1.26*10^-5моль/л S=1.26*10^-5моль/л*253=318*10^-5г/л