hcl и hno
 Скачать 2.86 Mb.
|
|
3билет Структура периодической системы Д.И.Менделеева: периоды, группы, семейства. Закономерности в изменении свойств атомов: радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электроотрицательность. Современные теории кислот и оснований. Протолитическая теория Бренстеда. Кислота, основание по Бренстеду. Селен, теллур: соединения с металлами , водородом, кислородом. Кислоты, их свойства. (1)Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер атомов. Периодическая система состоит из периодов. В настоящее время система включает семь периодов. Первые три периода называются малыми, остальные – большими. Первый период включает в себя 2 элемента, второй и третий периоды – по 8 элементов, четвертый и пятый – по 18, шестой – 32. Все периоды начинаются со щелочных металлов и заканчиваются инертным газом. В периоде по мере возрастания порядкового номера элементов происходит переход от типичных металлов (щелочные металлы) к типичным неметаллам (галогены, инертные газы). Большие периоды в отличие от малых включают в себя вставные декады. В состав вставных декад входят только металлы. VI и VII периоды включают еще по 14 элементов – лантаноиды в шестом периоде (Ce – Lu) и актиноиды в VII периоде (Th – Lr). Эти группы элементов вынесены за рамки таблицы. Расположение элементов по периодам в рамках периодической системы приводит к тому, что сходные по своим свойствам элементы располагаются в вертикальных столбцах. Такие последовательности элементов образуют группы. Группы подразделяются на подгруппы (основные и побочные). Основные подгруппы включают в себя элементы всех периодов. Побочные подгруппы образованны элементами вставных декад. Поскольку в декады входит десять элементов, то и таких подгрупп в таблице тоже десять. Семь первых элементов вводятся в семь основных подгрупп, а три последние входят в состав восьмой группы. Семейства – элементы, схожие по химическим свойствам. Элементы расположены по своим сходным свойствам, образуя группы: главные и побочные. Энергия ионизации-min энергия, необходимая для удаления электрона из атома. В группах элементов ПСХЭ потенциалы ионизации уменьшаются с возрастанием порядкового номера (только для s- и p- элементов) Энергия, которая выделяется или поглощается при присоединении электрона к атому-энергия сродства к электрону. определяется строением электронных оболочек атомов. наиболее высокая энергия сродства характерна для галогенов. Способность атома оттягивать электр. Облако- э/о. э/о в периоде увеличивается с увеличением порядкового номера, в группах уменьшается. в группах с возраст порядкового номера возраст атомный радиус, в периоде-уменьшается. Номер элемента= заряд ядра, число электронов, число протонов; номер периода= число энерг.уровней; номер группы=число валентных электронов, max степень окисления. В периоде уменьшаются метал.св-ва, увелич.заряд ядра, уменьш.радиус, увелич.число внешних электронов. В группе увелич. Металл.св-ва, увелич заряд ядра,уменьш.радиус, число внешних электронов постоянно,с лабеет их связь с ядром. (2)Теории кислот и оснований — совокупность фундаментальных физико-химических представлений, описывающих природу и свойства кислот и оснований. Протолитическая теория кислот и оснований - в ней понятие о кислотах и основаниях было объединено в единое целое, проявляющееся в кислотно-основном взаимодействии: А = В + Н+ (А - кислота, В - основание). Согласно этой теории кислотами являются молекулы или ионы, способные быть в данной реакции донорами протонов, а основаниями являются молекулы или ионы, присоединяющие протоны (акцепторы). Кислоты и основания получили общее название протолитов. Сущностью кислотно-основного взаимодействия является передача протона от кислоты к основанию. При этом кислота, передав протон основанию, сама становится основанием, так как может снова присоединять протон, а основание, образуя протонированную частицу, становится кислотой. Таким образом, в любом кислотно-основном взаимодействии участвуют две пары кислот и оснований, названные Бренстедом сопряженными: А1 + В2=А2 + В1. Одно и то же вещество в зависимости от условий взаимодействия может быть как кислотой, так и основанием (амфотерность). Например, вода при взаимодействии с сильными кислотами является основанием: H2O + H+=H3О+, а реагируя с аммиаком, становится кислотой: NH3 + H2O+ NH4+ + OH−. (3) 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. В отличие от серы селен и теллур окисляются концентрированной азотной кислотой только до степени окисления IV:3Se + 4HN03 + Н20 = 3H2Se03 + 4NO ЗТе + 4HN03 = ЗТе02 + 4NO + 2Н20 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. Сера более сильный окислитель, чем селен и теллур: S + H2Se = Se + H2S. 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. В ряду H2Se, Н2Те уменьшается прочность связей и восстановительные свойства возрастают. Водные растворы H2Se и Н2Те быстро окисляются кислородом воздуха: 2Н2Э + 02 = 2Э + 2Н20. Селеновую кислоту, H2Se04, получают действием сильных окислителей на селенистую кислоту: 5H2Se03 + 2НС10з = 5H2Se04 + Cl2 + Н20ю H2Se04 — сильная кислота, во многом сходна с серной (обезвоживает и обугливает органические вещества), но является более сильным окислителем, чем серная: Так, селеновая кислота, в отличие от серной, может окислять хлорид водорода и золото: H2Se04 + 2НС1 = H2Se03 + Cl2 + Н20 6H2Se04 + 2Au = Au2(Se04)3 + 3H2Se03 + 3H20 .В отличие от серной и селеновой теллуровая кислота имеет устойчивую ортоформу Н6ТеО6 и является слабой шестиосновной кислотой. Теллуровую кислоту получают окислением теллура «царской водкой», хлорной кислотой или пергидролем:Те + ЗН202 = Н6ТеО6 . В воде теллуровая кислота малорастворима, при нейтрализации образует такие соли, как Agr.TeOr,; с большими по размеру катионами дает гидротеллураты, например, К2Те04 2Н20. При нагревании до 140 °С Н6ТеО6 теряет воду, превращаясь в полимерную аллотеллуровую кислоту (Н2Те04)„; при нагревании до 300 °С образуется желтый порошок ТеОз. Окислительные свойства Н6ТеО6 выражены слабее, чем у селеновой, но сильнее, чем у серной кислоты: НбТеОб +2ё + 2Н+ = Те02 + 4Н20 (4) Ksp=S2 S=1.048*10-5 n=C*V=3.144*10-6моль m=n*M=4.3 *10-3 4Билет Определение направления химических процессов. Энергия Гиббса и ее изменение при химических реакциях. Понятие о теории кристаллического поля. Сравнительная характеристика элементов подгруппы мышьяка. Отношение к кислотам. Свойства гидроксидов, оксидов, сульфидов, галогенидов. Из-за того, что тепловой эффект реакции(ΔH) не может являться критерием самопроизвольности процесса(из-за того, что существуют самопроизвольные экзогенные процессы и эндотермические реакции), вводится изобарно-изотермический потенциал –ΔG - энергия Гиббса. Основной критерий – переходит ли система в более устойчивое состояние. Энергия Гиббса зависит от: энтальпийного фактора: стремление частиц образовывать сложные связи для понижения П(потенциальной энергии) энтропийного фактора: при повышении температуры частицы стремятся разорвать связи Таким образом, энергия Гиббса наиболее четко показывает устойчивость системы :ΔG=ΔH-TΔS ΔG<0 – процесс протекает самопроизвольно ΔG=0 – процесс равновесный ΔG>0 – процесс не протекает самопроизвольно (2)Теория кристаллического поля — квантохимическая модель, в которой электронная конфигурация соединений переходных металлов описывается как состояния иона либо атома, находящегося в электростатическом поле, создаваемым окружающими его ионами, атомами или молекулами . Согласно ТКП, взаимодействие между переходным металлом и лигандами возникает вследствие притяжения между положительно заряженным катионом металла и отрицательным зарядом на несвязывающих электронах лиганда. Теория рассматривает изменение энергии пяти вырожденных d-орбиталей в окружении точечных зарядов лигандов. По мере приближения лиганда к иону металла, электроны лиганда становятся ближе к некоторым d-орбиталям, чем к другим, вызывая потерю вырожденности. Электроны d-орбиталей и лигандов отталкиваются друг от друга как заряды с одинаковым знаком. Таким образом, энергия тех d-электронов, которые ближе к лигандам, становится выше, чем тех, которые дальше, что приводит к расщеплению уровней энергии d-орбиталей.На расщепление влияют следующие факторы:Природа иона металла.Степень окисления металла. Чем выше степень окисления, тем выше энергия расщепления.Расположение лигандов вокруг иона металла.Природа лигандов, окружающих ион металла. Чем сильнее эффект от лигандов, тем больше разность между высоким и низким уровнем энергии. Самый распространённый вид координации лигандов — октаэдрическая, при которой шесть лигандов образуют октаэдр вокруг иона металла. При октаэдрическом окружении d-орбитали разделяются на две группы с разностью энергетических уровней Δокт (энергия расщепления), при этом энергия у орбиталей dxy, dxz и dyz будет ниже, чем у dz2 и dx2-y2, так как орбитали первой группы находится дальше от лигандов и испытывают меньшее отталкивание. Три орбитали с низкой энергией обозначаются как t2g, а две с высокой — как eg. Следующими по распространённости являются тетраэдрические комплексы, в которых четыре лиганда образуют тетраэдр вокруг иона металла. В этом случае d-орбитали также разделяются на две группы с разностью энергетических уровней Δтетр. В отличие от октаэдрической координации, низкой энергией будут обладать орбитали dz2 и dx2-y2, а высокой —dxy, dxz и dyz. Кроме того, так как электроны лигандов не находятся непосредственно в направлении d-орбиталей, энергия расщепления будет ниже, чем при октаэдрической координации. Разность энергетических уровней Δ между двумя или более группами орбиталей зависит также от природы лигандов. Спектрохимический ряд — полученный опытным путём список лигандов, упорядоченных в порядке возрастания Δ: I− < Br− < S2− < SCN− < Cl− < NO3− < N3− < F− < OH− < C2O42− < H2O < NCS− < CH3CN < NH3 < NO2− < PPh3 < CN− < CO Металл с более высокой степенью окисления ближе притягивает лиганды за счёт большей разности зарядов. Лиганды, находящиеся ближе к иону металла, вызывают большее расщепление. Лиганды, вызывающее большое расщепление d-уровней, например CN− и CO, называются лигандами сильного поля. Орбитали с низкой энергией полностью заполняются до того, как начинается заполнение орбиталей с высокой энергией. Такие комплексы называются низкоспиновыми. Лиганды, вызывающие малое расщепление, например I− и Br−, называются лигандами слабого поля. Электроны помещаются в орбитали с высокой энергией. Т.о., прежде чем появятся парные электроны, в каждую из пяти d-орбиталей должно быть помещёно по одному электрону в соответствии с правилом Хунда. Такие комплексы называются высокоспиновыми. Например, Br− — лиганд слабого поля, вызывающий малое расщепление. Все 5 d-орбиталей иона [FeBr6]3−, у которого тоже 5 d-электронов, будут заняты одним электроном. Диаграммы распределения d-электронов позволяют предсказать магнитные свойства координационных соединений. Комплексы с непарными электронами являются парамагнитными и притягиваются магнитным полем, а без — диамагнитными и слабо отталкиваются. (3)В ряду мышьяк, сурьма, висмут усиливаются основные и уменьшаются кислотные свойства гидроксидов. Гидроксид мышьяка(Ш) проявляет амфотерные свойства с преобладанием кислотных (мышьяковистая кислота). Гидроксид сурьмы(Ш) амфотерен с преобладанием основных свойств. Гидроксид висмута(Ш) в растворе проявляет только основные свойства. Получение гидроксида сурьмы и его амфотерные свойства можно подтвердить следующими уравнениями реакций: SbCl3 + 3NaOH = Sb(OH)3 + NaCl Sb(OH)3 + 3NaOH = Na3[Sb(OH)6] Sb(OH)3 + 3HC1 = SbCl3 + 3H20ь Окислительные свойства соединений мышьяка, сурьмы и висмута в степени окисления V усиливаются от мышьяка к висмуту. Для мышьяка эта степень окисления устойчива, поэтому и мышьяковая кислота и арсенаты очень слабые окислители. При взаимодействии арсената натрия с концентрированной соляной кислотой протекает обменная реакция: Na3As04 + 8НС1 = AsC15 + 3NaCl + 4Н20. AsC15в кислотной среде устойчив. Для сурьмы более устойчива степень окисления III, поэтому соединения сурьмы(У) обладают значительными окислительными свойствами: Na3Sb04 + 8НС1 = SbCl5 + 3NaCl + 4Н20 Получающийся SbCl5 легко разлагается:SbCl5 SbCl3 + Cl2 и сохранить его можно только в токе хлора или в избытке концентрированной соляной кислоты: SbCl5 + HCl = H[SbCl6] Cтепень окисления V для висмута неустойчива, и такие соединения являются очень сильными окислителями. По этой причине не получены соединения висмута(V) с серой, кислородом и галогенами. Удается выделить только малорастворимые соли висмутовой кислоты — висмутаты: Bi(N03)3 + Br2 + 6NaOH = NaBi03+ 2NaBr + 3NaN03 + 3H20, которые в кислой среде легко восстанавливаются в соли висмута(Ш):2NaBi03 + 4H2S04 = Bi2(S04)3 + 02 + Na2S04 + 4Н20 Висмутат натрия является сильным окислителем, что подтверждается следующей реакцией:5NaBi03 + 2Mn(N03)2 + 16HN03 = 2HMn04 + 5Bi(N03)3 + 5NaN03 + 7H20. Сульфиды мышьяка(Ш), сурьмы(Ш) и висмута(Ш) получают непосредственным взаимодействием простых веществ или действием сульфида водорода в кислотной среде на соответствующие соли: 2Э + 3S = Э2S3 . Sb2(S04)3 + H2s = Sb2S3 + 3H2S04 . 2Na3As03 + 3H2S + 6HC1 = As2S3 + 6NaCl + 6H20. Сульфиды мышьяка(5) и сурьмы(5) осаждают, пропуская сульфид водорода через сильно подкисленные растворы арсенатов или антимонатов: 2Na3304 + 5H2S + 6НС1 = 32S5 + 6NaCl + 8H20 Сульфиды мышьяка и сурьмы имеют кислотный характер и относятся к классу тиоангидридов, взаимодействуют с основными сульфидами, образуя тиосоли: Э2S3 + 3Na2S = 2Na3ЭS3Э2S5 + 3Na2S = 2Na3ЭS4Э2S3 + 3Na2S2 = 2Na3ЭS4 + S Сульфид висмута(III), Bi2S3, имеет основной характер, относится к классу солей и тиосолей не образует. Сульфид мышьяка(III), As2S3, — ковалентное соединение, тиоангидрид, растворяется в основных сульфидах и щелочах. Сульфид висмута(III), Bi2S3, — ионное соединение, соль, с растворами основных сульфидов и щелочей не взаимодействует. Bi2S3 не растворяется ни в растворе сульфида натрия, ни в щелочи. AsCb, AsCl3 и SbCb — кислотные соединения, относящиеся к классу галогенангидридов, в водных растворах гидролизованы нацело, но обратимо: AsC13 + 4H20 As(OH)3 + ЗНС1; AsC15 + 4H20 H3As04 + 5HC1; SbCl5 + 4H20 H3Sb04 + 5HC1. В хлоридах сурьмы(Ш) и висмута(Ш) связь более ионная и эти соединения относятся к классу солей. В водных растворах SbCl3 и BiCl3 сильно гидролизованы с образованием основных солей Э(ОН)2С1, которые, отщепляя воду, выпадают в осадок в виде оксидохлоридов ЭОС1 |