hcl и hno
 Скачать 2.86 Mb.
|
|
10 билет Квантово-механическая модель строения атома. Основные принципы, определяющие порядок заполнения электронных орбиталей. Обратимые и необратимые химические реакции и состояние химического равновесия. Константа равновесия в гомо- и гетерогенных системах. Принцип Ле-Шателье. Сопоставление свойств простых веществ и соединений элементов главной и побочной подгруппы VII группы. Оксиды, гидроксиды VIIА и VIIВ групп. (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) Любое изменение условий химического равновесия (Т, р, с) приводит к изменению положения равновесия. Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: Любое изменение одного из условий химического равновесия (температуры, давления, концентрации) приводит к смещению равновесия в направлении реакции, протекание которой уменьшает эффект произведенного изменения. 1) Влияние температуры. Повышение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции, а понижение – в сторону экзотермического процесса. 2) Влияние давления. Давление влияет на положение равновесия реакций, протекающих с участием газообразных веществ. Увеличение давления смещает положение равновесия реакции в сторону уменьшения числа моль газообразных веществ, т.е. в сторону уменьшения давления. При уменьшении давления равновесие смешается в сторону увеличения числа моль газообразных веществ, т.е. в сторону увеличения давления. 3) Влияние концентрации. Увеличение концентрации одного из реагирующих веществ смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к его связыванию и наоборот, уменьшение концентрации вещества смещает равновесие в сторону процесса образования этого соединения. Состояние химического равновесия устойчиво и может сохраняться неограниченно долго при постоянных внешних условиях. В состоянии химического равновесия прямая и обратная реакции протекают с равными скоростями, химическое равновесие является динамическим равновесием. Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций является также величиной постоянной и носит название константы химического равновесия. Величина константы химического равновесия зависит только от природы реагирующих веществ и температуры. Катализатор не влияет на величину константы химического равновесия. Для обратимой реакции, записанной в общем виде аА + bB ↔ dD + eE константа химического равновесия, выраженная через молярные концентрации, запишется следующим образом:  Константа равновесия гетерогенных реакций не включает концентрации твердых веществ. Химические реакции-это явления, при которых одно (или одни) вещества превращаются в другие, доказательством этого являются видимые и невидимые изменения. Видимые: изменени цвета, запаха, вкуса, выпадение осадка, изменение окраски индикатора, поглощение и выделение тепла. Невидимые: изменение состава вещества, которое можно определить с помощью качественных и аналитческих реакций. Все эти реакции можно подразделить на два типа: обратимые и необратимые реакции. Необратимые реакции. Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми. Примером такой реакции может служить разложение хлората калия (бертолетовой соли) при нагревании: 2KClO 3 = 2KCl + 3O2 Реакция прекратится тогда, когда весь хлорат калия превратится в хлорид калия и кислород. Необратимых реакций не так много. Необратимыми называются такие реакции, при протекании которых: 1) образующиеся продукты уходят из сферы реакции - выпадают в виде осадка, выделяются в виде газа.образуется малодиссоциированное соединение, например вода. реакция сопровождается большим выделением энергии, например горение магния Mg + 1/2 О2 = МgО, ∆H = -602,5 кДж / моль .Реакцию называют обратимой, если её направление зависит от концентраций веществ - участников реакции. Например, в случае гетерогенно-каталитической реакции N2 + 3H2 = 2NH3 (1) при малой концентрации аммиака в газовой си и больших концентрациях азота и водорода происходит образование аммиака; напротив, при большой концентрации аммиака он разлагается, реакция идёт в обратном направлении. (3)Мn — 3 d54s2 Тс — 4d55s2 Re — 4f145s2p6d5 6s Валентными электронами в атомах d-элементов группы VII являются (п - 1 )d5ns2. Близкие значения атомных и ионных радиусов технеция и рения («лантаноидное сжатие») обуславливают сходство свойств этих элементов и отличие их от свойств соединений марганца. При переходе от марганца к рению уменьшается устойчивость низших степеней окисления и возрастает устойчивость высших степеней окисления, как и в ряду d- элементов группы VI. Так, для марганца наиболее устойчива степень окисления +IV, а для технеция и рения — +VII. Кислородом марганец окисляется до Мп02, а технеций и рений — до Э207. Марганец способен вытеснять водород из кислот, а при нагревании — разлагать воду: Мп + 2Н20 = Мп(ОН)2 + Н2| Для технеция и рения образование катионных соединений не характерно, эти металлы малоактивны и с разбавленными кислотами не взаимодействуют. Концентрированная азотная кислота окисляет их до технециевой и рениевой кислот: Э + 7HN03 = НЭ04 + 7N02| + 3H20. В этих же условиях марганец реагирует как металл, образуя соль марганца(П): Мп + 4HN03 = Mn(N03)2 + 2N02| + 2Н20. В степени окисления +II марганец образует оксид МпО, гидроксид Мп(ОН)2 . Оксид и гидроксид марганца(П) проявляют слабые основные свойства и растворяются только в сильных кислотах с образованием солей катионного типа. ). В степени окисления III марганец образует неустойчивые оксид Мп203, слабое основание Мп(ОН)3. ). Оксид марганца(4) Мп02 проявляет окислительно- восстановительную двойственность. В кислой среде он восстанавливается до соединений марганца(2): Мп02 + 4НС1 = МпС12 + С12| + 2Н20. При сплавлении с окислителями в присутствии щелочи оксид марганца(4) проявляет свойства восстановителя: 3Mn02 + 6КОН + КС103 = 3K2Mn04 + ЗН20 + КС1 В нейтральной среде он устойчив. Мп02 легко образуется из других соединений марганца в нейтральной, а также слабокислой и слабощелочной средах. В обменных реакциях диоксид марганца проявляет амфотерные свойства, образуя неустойчивые соли. Марганцовая кислота в свободном виде не выведена(H2Mno4). Соединения маргаца(7) представлены марганцевой кислотой. Марганцовую кислоту можно получить, окисляя в сильнокислой среде соли марганца(П) висмутатом натрия 2MnS04 + 5NaBi03 + 16HN03 = 2HMn04 + 5Bi(N03)3 + NaN03 + 2Na2S04 + 7H20. Соединения марганца(7) неустойчивы. Кислотно-основные свойства гидроксидов зависят от степени окисления марганца. С возрастанием степени окисления увеличивается ковалентность связи Мп-О, поэтому усиливается ионизация гидроксидов по кислотному типу и уменьшается по основному. Так, Мп(ОН)2 — слабое основание, Мп(ОН)4 — амфолит, НМп04 — сильная кислота. В ряду Мп(ОН)2, Мп(ОН)3, Мп(ОН)4, (Н2Мп04), НМп04усиливаются кислотные свойства, а основные ослабевают.F ls22s2p5 Cl 1s22s2p63s2p5 Br 3s2p6d104s2p5 I 4s2p6d105s2p5 С увеличением порядкового номера элемента радиусы атомов монотонно возрастают. Вследствие этого уменьшаются энергия ионизации, энергия сродства к электрону и относительная электроотрицательность (ОЭО), ослабляются окислительные и нарастают восстановительные свойства свободных галогенов. Аномальное значение энергии сродства к электрону у фтора объясняется более высокой электронной плотностью и значительно меньшим, чем у других галогенов, радиусом атома, а в связи с этим более сильным отталкиванием электрона. В ряду F, Cl, Br, I уменьшаются неметаллические свойства. Если фтор — типичный неметалл, то йод проявляет такие свойства металлов, как металический блеск в кристаллическом состоянии, способность к образованию солей катионного типа 1(СНзСОО)з], амфотерность НIO. Хлор, бром, йод в соединениях проявляют степени окисления от -I до VII, что обусловлено наличием d-подуровня в атомах. Степень окисления фтора, как самого электроотрицательного элемента, в соединениях с другими элементами всегда -I. Галогены образуют соединения с положительными степенями окисления с элементами, имеющими более высокие значения ОЭО. Хлор, бром и йод имеют положительные степени окисления в соединениях с кислородом (оксиды, кислородосодержащие кислоты и их соли), азотом (хлорамины и др.) и в межгалоидных соединениях. Фтор не образует соединений с положительными степенями окисления. фтор и хлор — газы, бром — жидкость, йод — кристаллическое вещество. Свободные галогены являются сильными окислителями. Непосредственно взаимодействуют с металлами и большинством неметаллов, кроме углерода, азота и кислорода. Фтор не проявляет восстановительных свойств. Восстановительные свойства хлора, брома и йода возрастают с увеличением порядкового номера элемента. Кислоты НГО — слабые элекгролиты, сила которых уменьшается в ряду НСlO, HBrO, НIO, вследствие увеличения радиусов атомов галогенов. Соединения галогенов со степенью окисления I во всех средах проявляют сильные окислительные свойства. Хлористая кислота слабая(HClO2) неустойчивая, существует только в разбавленных растворах. Она обладает сильнами окислительными свойствами. Степень окисления(5) -хлорноватая, НСЮз, бромноватая, НВгОз, йодноватая, HIОз, Кислоты НГОз — сильные электролиты, однако в ряду НСЮз, НВгОз, НЮз кислотные свойства несколько ослабевают. Окислительные свойства в ряду НСЮз, НВгОз, НЮз уменьшаются. степень окисления VII в кислотах НГО4. Хлорная самая сильная из всех кислот. Хлорная кислота, как окислитель, гораздо менее активна, чем другие кислоты хлора и в растворах практически не проявляет окислительных свойств. Бромная кислота, НВГО4, наименее устойчивая из кислот НГО4, существует только в водных растворах (w < 55 %), по свойствам близка к хлорной кислоте. Кислотные свойства йодной кислоты выражены значительно слабее, чем у хлорной кислоты. Оксиды галогенов получают косвенным путем. Известны следующие оксиды хлора: С120, СЮ2, (С10з)2, С1207. Оксид хлора(1) (хлорноватистый ангидрид) — газ желто-бурого цвета. Оксид хлора(1У) — газ желтого цвета. Оксид хлора(6), (С10з)2, — маслообразная жидкость красного цвета. Оксид хлора(7) — бесцветная маслянистая жидкость, является ангидридом хлорной кислоты. Для брома известны Вг20, Вг02 и ВгОз, существующие только в атмосфере озона. Оксид йода(5), I2O5, — белое кристаллическое вещество, обладает сильными окислительными свойствами. (4) V=m/(C(1/z)*M(1/z))=0.8л |