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: 3 из 13

(4) Ksp=4S³ S=2.189*10^-17 моль/л n=C*V=6.567*10^-17 m=n*M=1,627*10^-14
5 билет

Описание молекул методом МО. Энергетические диаграммы гетероядерных молекул. Примеры. Понятие о несвязывающих МО.

Растворы слабых электролитов. Константы ионизации слабых кислот и оснований (рК_а, рК_b).

Кремний, природные соединения. Силициды, силаны, силикаты. Галогениды.

(1) Метод МО – метод, в котором из одноэлектронных атомных орбиталей(АО) строятся одноэлектронные обобщенные МО, охватывающие всю молекулу.

В этом методе молекула представляется как единая многоэлектронная, многоцентровая система, где каждый электрон принадлежит молекул в целом и движется в поле всех ядер и электронов

В случае гетероядерных молекул в связывающие орбитали значительный вклад вносят атомы с большой электроотрицательностью , и связывающие орбитали по энергии ближе к орбиталям более электроотрицательного атома.

Величина «b» антибатна ковалентности связи. Cледует отметить, что в общем виде для гетероатомных изоэлектронных молекул можно использовать одни и те же схемы МО. Например, для рассмотрения строения СО, BF, NO+ и CN– можно использовать схему МО для N2, так как у всех этих частиц по 10 валентных электронов.

Однако в отличие от гомоядерных эти молекулы хотя и изоэлектронны, но образованы атомами с неодинаковыми зарядами атомов Z. Например, в молекуле СО АО кислорода лежат ниже АО углерода (это различие отражается на величинах потенциалов ионизации атомов: I1 углерода – 11,09 эВ, I1 кислорода – 13,62 эВ). Схема МО молекул СО, BF и молекулярных ионов NO+, CN– несколько трансформирована по сравнению с N2 в соответствии с требованиями построения диаграмм МО гетероядерных молекул. На рис. 3.13 приведена энергетическая диаграмма МО молекулы СО. При сохранении кратности связи энергия связи СО равна 1070 кДж∙моль–1 против 842 кДж∙моль–1 в N2. Это увеличение вызвано дополнительным вкладом ионной составляющей из-за разности электроотрицательностей атомов углерода и кислорода. Адекватное экспериментальным данным строение монооксида углерода соответствует формуле C– ≡ O+. Такое необычное распределение зарядов обусловлено переходом лишней по сравнению с углеродом () электроннной пары O() на молекулярные орбитали СО и хорошо согласуется с экспериментальной величиной дипольного момента СО μ = –0,027∙10–29 Кл∙м (–0,08 D). Отрицательный знак означает направление дипольного момента от кислорода к углероду.

(2) 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.

(3) По содержанию в земной коре кремний занимает третье место после кислорода и водорода. В природе кремний встречается в виде диоксида кремния, силикатов и алюмосиликатов. «Аморфный» (мелкокристаллический) кремний получают из диоксида кремния, применяя в качестве восстановителя магний или уголь: Si0₂ + 2Mg = Si + 2MgO Si0₂ + 2C = Si + 2CO Кристаллический кремний высокой степени чистоты получают разложением гидрида или восстановлением хлорида кремния водородом:SiCl₄ + 2Н₂ = Si + 4НС1 Соединения кремния с металлами, силициды, подобно карбидам, могут быть ионными (с активными металлами) или ковалентными (с неметаллами). Ионные силициды разлагаются водой и кислотами: Mg₂Si + 4НС1 = 2MgCl₂ + SiH₄ Mg₂Si + 4H₂0 = 2Mg(OH)₂ + SiH₄ и окисляются растворами щелочей: Mg₂Si + 2NaOH + 5H₂0 = Na₂Si0₃ + 4H₂ + 2Mg(OH)₂ Ковалентные силициды, например MoSi₂, инертны. Соединения кремния с водородом — кремневодороды или силаны — по составу аналогичны предельным углеводородам и имеют общую формулу Si„H_{2n 2}, где п = 1-8. Однако они менее устойчивы и более реакционноспособны Устойчивость силанов уменьшается с увеличением числа атомов кремния в молекуле. В настоящее время выделены силаны до Si₈Hi₈. Силаны токсичны. Восстановительные свойства у силанов выражены сильнее, чем у углеводородов, они легко самовоспламеняются на воздухе и разрушаются щелочами: SiH₄ + 20₂ = Si0₂ + 2Н₂0 Si₂H₆ + 4NaOH + 2Н₂0 = 2Na₂Si0₃ + 7Н₂ Галогениды кремния получают непосредственным взаимодействием кремния с галогенами, а также из диоксида кремния: Si0₂ + 2С + 2Г₂ = Sir ₄ + 2СО Тетрафторсилан можно получить также по реакции: Si0₂ + 4HF = SiF₄ + 2Н₂0 Галогениды кремния — летучие ковалентные соединения, относящиеся к классу галогенангидридов; гидролизуются аналогично галогенидам бора: 3SiF₄ + 4Н₂0 = 2H₂[SiF₆] + H₄Si0₄ SiCl₄ + 4H₂0 = 4HC1 + H₄Si0₄ Образующийся при гидролизе тетрафторсилана гексафторидосиликат водорода (кремнефтороводородная кислота) — H₂[SiF6] — является сильной двухосновной кислотой.

(4) Мn⁺²+4H2O +5e=МnO4 +8H+ z=5 n=V*C(1/z)/z=0.01моль m=n*M=1.51г
6 билет

Многоэлектронные атомы. Строение многоэлектронных атомов. (Энергетические уровни, подуровни, орбитали).

Равновесие между раствором и осадком малорастворимого электролита. Константа растворимости (К_sp). Условия растворения и образования осадков. Растворимость малорастворимых электролитов. Смещение равновесий в насыщенных растворах малорастворимых электролитов.

Характеристика d-элементов II группы. Оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения.
(1)Многоэлектронные атомы- атомы 2 и более е.Число электронов, которые могут находиться на одном энергетическом уровне, определяется формулой 2ⁿ2, где n – номер уровня. Максимальное заполнение первых четырех энергетических уровней: для первого уровня – 2 электрона, для второго – 8, для третьего – 18, для четвертого – 32 электрона. Максимально возможное заполнение электронами более высоких энергетических уровней, в атомах известных элементов не достигнуто.

Квантово-механические расчеты показывают, что в многоэлектронных атомах энергия электронов одного уровня неодинакова; электроны заполняют атомные орбитали разных видов и имеют разную энергию. Каждый энергетический уровень, кроме первого, расщепляется на такое число энергетических подуровней, сколько видов орбиталей включает этот уровень. Второй энергетический уровень расщепляется на два подуровня (2s – и 2p-подуровни), третий энергетический уровень – на три подуровня (3s-, 3p- и 3d-подуровни).Каждый s-подуровень содержит одну s орбиталь, каждый р-подуровень – три р-орбитали, каждый d-подуровень семь f-орбиталей.закономерность заполнения электронных (принцип Паули): В атоме нет е с одинаковыми квант числами. Правило хунда(максимальный заряд на оболочке) и заполняются по принципу наим. Е.
(2)В насыщенном р-ре сильного малорастворимого электролита устанавливается равновесие между осадком(тв.форма) и ионами электролита. СаСО₃ = Са²⁺(р)+ СО₃^2-(р).

К_р (константа равновесия) =(а(Са²⁺(р))*а( СО₃^2-(р))/а(СаСО₃(т)). Где а(Са²⁺(р)) и а( СО₃^2-(р) – активные концентрации ионов Са²⁺ и СО₃^2-.т.к. а(СаСО₃(т)) – постоянна, т.е. произведение Кр* а(СаСО₃(т)) при данной температуре, величина постоянная. Ksр = а(Са²⁺(р))*а( СО₃^2-(р)). Произведение растворимости –постоянная величина при постоянной температуре, характеризующая растворимость труднорастворимого электролита.

Для труднорастворимого электролита АmBn. Ksр(АmBn) = [A]^m *[B]ⁿ . [A]в степени m *[B] в степени n. Если в растворе произведение реальных концентраций ионов[A]^m и [B]ⁿ (больше чем произведение растворимости при данной температуре то выпадет осадок). Чтобы растворить осадок нужно:1) уменьшить в его насыщенном р-ре концентрации соответствующих ионов, за счет вовлечения их в разные комплекс, либо путем изменения кислотности среды.

2)более полное связывание ионов. 3)за счет связывания ионов в слабый электролит. 4)за счет связывания ионов в малорастворимый комплекс.
(3) Цинк и кадмий сгорают в токе кислорода с образованием оксидов ЭО.С серой и галогенами цинк и кадмий реагируют только при нагревании. В ряду Zn-Cd-Hg химическая активность понижается, что подтверждается и значениями стандартных электродных потенциалов (табл. 5). Цинк и кадмий не взаимодействуют с водой, так как покрыты защитной оксидной пленкой. В растворах аммиака защитная пленка растворяется:Zn + 4NH3 +2Н20 = [Zn(NH3)4](OH)2 + H2t Цинк вытесняет водород из кислот и щелочей, кадмий — только из кислот:Cd +2НС1 = CdCl2 + Н2Т Zn +2КОН + 2Н20 = K2[Zn(OH)4] + Н2Т. Цинк и кадмий восстанавливают концентрированную серную кислоту до S02, а при нагревании — до H2S:4Zn + 5H2S04 = 4ZnS04 + H2St +4H20 Cd + 2H2S04 = CdS04 + S02T + 2H20 Цинк и кадмий ведут себя по отношению к HN03 значительно активнее. Цинк, например, способен максимально восстанавливать очень разбавленную HN03:4Zn + 10HN03 = 4Zn(N03)2 + NH4N03 +3H20 Цинк, кадмий и ртуть легко образуют сплавы как друг с другом, так и с другими металлами.. Гидроксиды цинка и кадмия получают обменной реакцией соответствующих солей со щелочами. Zn(OH)₂, Cd(OH)₂ — малорастворимые, бесцветные соединения. Гидроксид цинка амфотерен с преобладанием основных свойств:Zn(OH)₂ + 2Н⁺ = Zn²⁺ + 2Н₂0 Zn(OH)₂ + 20Н = [Zn(OH)₄]² С увеличением радиуса катиона от Zn к Cd усиливаются основные свойства. Cd(OH)2 проявляет кислотные свойства только при длительном кипячении с концентрированной щелочью. Оба гидроксида растворяются в аммиаке с образованием комплексов: Э(ОН)₂ + 4NH₃ = [3(NH₃)₄]²⁺ + 20Н Гидроксиды ртути не получены в свободном виде, так как разлагаются с отщеплением воды из-за сильного поляризующего действия катионов ртути на гидроксид- ионы: Hg(N0₃)₂ + 2NaOH = HgO + 2Н₂0 + 2NaN0₃ Hg₂(N0₃)₂ + 2NaOH = Hg₂0 + H₂0 + 2NaN0₃ Основные свойства оксидов ртути выражены слабо. Малорастворимые соли ртути (HgS, Hg₂Cl₂ и т. д.) гидролизу практически не подвергаются. Сулема HgCl₂, являясь слабым электролитом, гидролизована в малой степени, а нитраты ртути в водных растворах сильно гидролизованы и образуют малорастворимые оксосоли, так как основные соли, подобно гидроксидам ртути, неустойчивы. Приготовление растворов нитратов ртути для предотвращения гидролиза ведут в присутствии азотной кислоты. В присутствии растворимых карбонатов соли цинка и кадмия полностью гидролизованы с выделением осадков основных солей: 2Э²⁺ + 2С0₃² + Н₂0 = (Э0Н)₂С0₃ + С0₂ Электрическая проводимость растворов однотипных солей цинка, кадмия и ртути в ряду Zn-Cd-Hg уменьшается. Электрическая проводимость растворов обусловлена концентрацией ионов в растворе. В воде соли цинка ионизированы практически полностью, соли кадмия образуют аутокомплексы типа Cd[CdX₃]₂ и Cd[CdX₄], Поэтому в растворах солей кадмия концентрация ионов, а вместе с ней и электрическая проводимость, меньше, чем в растворах аналогичных солей цинка. Растворы солей ртути, HgCl₂ и особенно Hg(CN)₂, неэлектропроводны, так как соли не являются электролитами вследствие высокой степени ковалентности связей Hg-Cl и Hg-CN. Соединения ртути(II) проявляют свойства окислителя 2HgCl₂ + S0₂ +2Н₂0 = Hg₂Cl₂ + H2SO4 + 2НС1 Соли ртути(1) характеризуются окислительно-восстановительной двойственностью: Hg₂(N0₃)₂ + 4HN0₃ = 2Hg(N0₃)₂ +2N0₂t +2H₂0 Hg₂Cl₂ + SnCl₂ = SnCl₄ + 2Hg. При добавлении аммиака к растворам солей цинка и кадмия образуются аммиачные комплексы состава [3(NH₃)₄]²⁺ или [3(NH₃)₂Cl2]. [Zn(NH₃)₂Cl2] — молекулярное соединение, имеющее тетраэдрическое строение; [Cd(NH₃)2Cl2] — полимер с координационным числом кадмия 6.
(4) pH=14-pOH pOH=-lgC[OH-] pOH=3.34 pH=10.66