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: 9 из 13

(3) На предпоследнем уровне у бора 2е, у Al 8e, у Ga, In, Tl -18e. Последние 3 полные электронные аналоги и их объединяют в группу Галлия. В атомах в образовании хим.связи могут принимать участие и вакантные d-орбитали внешнего уровня. Радиус увеличивается от B к Tl, потенциал ионизации падает, ОЭО уменьшается(но Al 2 с конца).У галлия более слабые металлические свойства чем у Al. Из-за f- орбитали у талия больше чем у индия, радиус и Е ионизации. Все элементы проявляют устойчивую степень окисления 3, кроме таллия. Для таллия степень 1.Бор отличается от всех других т.к. он элемент 2периода. Он образует только ковалентные соединения, т.к. из-за радиуса сильное поляризующие действие. Бор неметалл и проявляет свойства аналогичные кремнию. Al,Ga,In- мет и немеет свойства. Tl-металл свойства. В возбужденном состоянии оболочка содержит 3 неспаренных е. После образ 3 ковал. Связей остается 1 p-орбиталь. Молекула становится электроненасыщенной и обладает акцепторными свойствами.

При нагревании бор реагирует с другими галогенами с образованием тригалогенидов, с азотом образует нитрид бора BN, с фосфором — фосфид BP, с углеродом — карбиды различного состава (B4C, B12C3, B13C2). При нагревании в атмосфере кислорода или на воздухе бор сгорает с большим выделением теплоты, образуется оксид B2O3: 4B+3O2= 2B2O3 С водородом бор напрямую не взаимодействует, хотя известно довольно большое число бороводородов (боранов) различного состава, получаемых при обработке боридов щелочных или щелочноземельных металлов кислотой: Mg3B2+6HCl= 3MgCl2+ B2H6 .При сильном нагревании бор проявляет восстановительные свойства. Он способен, например, восстановить кремний или фосфор из их оксидов: 3SiO2+ 4B=2 B2O3+ 3Si; 3P2O5+10B= 5B2O3+ 6P

Данное свойство бора можно объяснить очень высокой прочностью химических связей в оксиде бора B2O3.

При отсутствии окислителей бор устойчив к действию растворов щелочей. В горячей азотной, серной кислотах и в царской водке бор растворяется с образованием борной кислоты H3BO3 .

(4) α=sqrt(Ka/Cm) Ka=1.8*10^-4 моль/л C[H+]=sqrt(Ka*Cm) =0,6*10^-2 pH=-lgС[H+]=2,22
24Билет

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы. Направление окислительно-восстановительных реакций. Изменение окислительно-восстановительных свойств веществ в связи с положением элементов в периодической системе и с изменением степени окисления. Классификация кислородных соединений. Бинарные соединения: пероксиды, надпероксиды, озониды. Их свойства. Сопоставление свойств простых веществ, оксидов и гидроксидов элементов VI А и VI В групп.
(1) Окислителем в окислительно-восстановительных процессах является окисленная форма окислительно-восстановительной пары, характеризующаяся более высоким значением стандартного электродного потенциала. Восстановитель - восстановленная форма окислительно-восстановительной пары с меньшим в сравнении с окислителем значением стандартного электродного потенциала. При сравнении потенциалов пар используются алгебраические значения электродных потенциалов. сравнивая электродные потенциалы окислительно-восстановительных пар, можно определить окислитель и восстановитель, а также и направление окислительно-восстановительного процесса. Окислительно-восстановительная реакция протекает в том направлении, ДЛЯ которого Аф° = ф°окисл ф° восст > 0. По окислительно-восстановительной способности различают: окислители; восстановители;вещества, обладающие окислительно-восстановительной двойственностью. К окислителям относятся: простые вещества: F2, О2, Оз;вещества, содержащие в своем составе элементы в высших степенях окисления: KMnO4, К2СГ2О7, КВЮ3, HNO3, HCIO4, H2SO4, РЬСl и др. К восстановителям относятся: металлы Zn, Al, Na, Fe и др.; вещества, в состав которых входят элементы в низших степенях окисления: СаН2, H2S, НС1, НВг, NaI и др. Группа веществ, обладающих окислительно-восстановительной двойственностью, наиболее многочисленна. Необходимым условием для проявления окислительно-восстановительной двойственности является наличие в составе вещества элемента в промежуточной степени окисления. Окислительно-восстановительная двойственность характерна: для ряда простых веществ CI2, Вг2, S, Н2, N2 и др.; ионов ряда металлов Сu²⁺, Сг*⁺ и др.; анионов неметаллов в промежуточных степенях окисления и других соединений, содержащих элементы в промежуточной степени окисления: NO2", ЗОз^2-, СЮ", CIO3", ASO3³", Н3РО3 и ее соли, H3PQ2 и ее соли, SO2, NH₂OH,N₂H4 и др. Проявление веществами этого типа окислительных или восстановительных свойств определяется природой второго реагент (какие свойства, окислительные или восстановительные он проявляет), а также конкретными условиями процесса. Например, Вг2 имеет промежуточную степень окисления, поэтому может выступать и окислителем, и восстановителем: Вг₂ + 5С1₂+ 6Н₂0 = 2НВОз + I0HC1(хлор проявляет более сильные окислительные свойства) 4Вг₂ + H₂S + 4Н₂0= H₂S0₄ 4 НВr
(2) Оксидами называются бинарные соединения кислорода, в которых кислород имеет степень окисления -2. 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. Пероксиды-вещества, содержащие пероксогруппу -О-О- (например, пероксид водорода Н₂О₂, пероксид натрия Na₂O₂). Пероксиды щелочных металлов реагируют с водой, образуя щёлочь и пероксид водорода. В пероксидах кислород имеет степень окисления -1. Надпероксиды (гипероксиды, супероксиды) — неорганические соединения, содержащие анион О₂⁻, например, надпероксид калия КО₂. Кислородные соединения, содержащие атомы О в степени окисления −1/2

Пероксиды и надпероксиды получают при сгорании щелочных и щелочноземельных металлов на воздухе: 2Na+O₂=Na₂O₂ K+O₂=KO₂. Водой эти соединения легко разлагаются: Na₂O₂+2H₂O=2NaOH+H₂O₂; 2KO₂+2H₂O=2KOH+H₂O₂+O₂. Пероксиды и надпероксиды проявляют окислительные свойства: KO₂+CrCl₃+4KOH=K₂CrO₄+3KCl+2H₂O, а с сильными окислителями -восстановительные: 5BaO₂+2KMnO₄+8H₂SO₄=2MnSO₄+5O₂+5BaSO₄+K₂SO₄+8H₂O.

Озони́ды — вид пероксидных соединений. например КО₃ характеризуются наличием иона О₃⁻ в кристаллической решетке (так называемый озонидный ион). При раствоворении мгновенно гидролизуются с образованием кислорода, перекиси водорода и обычных гидроксидов и оксидов. Неорганические озониды — очень сильные окислители. Существуют устойчивые при комнатной температуре озониды лишь трёх самых активных металлов — K, Rb, Cs. Известны устойчивые лишь при низких температурах озониды аммония, натрия. В сильно загрязненном виде удалось получить очень неустойчивые озониды щелочноземельных металлов. С водой озониды реагируют с выделением кислорода и образованием гидроксидов металлов. Солеобразные KO₃, RbO₃, CsO₃ получают действием озона на пероксиды, супероксиды или гидроксиды:

3КОН_(тв.) + 2О₃ = 2КО₃ + КОН·Н₂О + ¹⁄₂ О₂ КО₂ + О₃ = КО₃ + О₂

(3) Элементы VIA группы-халькогены.В неё входят пять элементов: кислород О, сера S, селен Se, теллур Te, полоний Po. Характерное для халькогенов строение внешнего электронного уровня и степени окисления элементов. У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня – ns2np4. Этим объясняется сходство их химических свойств. Для всех элементов (кроме полония и кислорода) характерны степени окисления (+VI), (+IV) и (-II); полоний в соединениях проявляет состояния окисления (+IV), (+II) и (-II); для кислорода типична степень окисления (-II), исключение составляют его фториды OF2 и O2F2 со степенями (+II) и (+I) соответственно и перекись водорода Н2О2, а также её производные, где она равна (-I). Такие значения степеней окисления следуют из электронного строения халькогенов: Устойчивость состояния окисления (+VI) понижается от S к Te, устойчивость состояния (+IV) повышается от S к Po, а устойчивость состояния (-II) понижается от O к Po.Сравнение простых в-в Сера-элемент главной подгруппы VI группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде. На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом Восстановительные свойства серы проявляются в реакциях серы и с другими неметаллами, однако при комнатной температуре сера реагирует только со фтором. Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование двух низших хлоридов Кроме того, при нагревании сера реагирует с водородом, углеродом, кремнием:При нагревании сера взаимодействует со многими металлами, часто — весьма бурно. Иногда смесь металла с серой загорается при поджигании. При этом взаимодействии образуются сульфиды:Растворы сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов (Na₂S₂)
Из сложных веществ следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щёлочью, в которой сера диспропорционирует аналогично хлору. Полученный сплав называется серной печенью. С концентрированными кислотами-окислителями (HNO₃, H₂SO₄) сера реагирует только при длительном нагревании. Теллу́р — химический элемент главной подгруппы VI группы, халькогены), 5-го периода в периодической системе, имеет атомным номером 52; Теллур — хрупкое серебристо-белое вещество с металлическим блеском. В тонких слоях на просвет красно-коричневый, в парах — золотисто-жёлтый.
Химически теллур менее активен, чем сера. Он растворяется в щелочах, поддается действию азотной и серной кислот, но в разбавленной соляной кислоте растворяется слабо. С водой металлический теллур начинает реагировать при 100 °C, а в виде порошка он окисляется на воздухе даже при комнатной температуре, образуя оксид TeO₂.
При нагреве на воздухе теллур сгорает, образуя TeO₂. Это прочное соединение обладает меньшей летучестью, чем сам теллур. Поэтому для очистки теллура от оксидов их восстанавливают проточным водородом при 500—600 °C. Поло́ний — химический элемент главной подгруппы VI группы, халькогены), 6-го периода в периодической системе, имеет атомный номер 84, Радиоактивный полуметалл серебристо-белого цвета. Не имеет стабильных изотопов. Полоний — мягкий серебристо-белый радиоактивный металл. Металлический полоний быстро окисляется на воздухе. Известны диоксид полония (РоО₂)_x и монооксид полония РоО. С галогенами образует тетрагалогениды. При действии кислот переходит в раствор с образованием катионов Ро²⁺ розового цвета. При растворении полония в соляной кислоте в присутствии магния образуется полоноводород:

Ро + Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂Po, Известен также диоксид полония PoO₂. Образует галогениды состава PoX₂, PoX₄ и PoX₆. Подобно теллуру полоний способен с рядом металлов образовывать химические соединения — полониды/6B. Хром. В свободном виде -- голубовато-белый металл.Хром является самым твердым металлом Устойчив на воздухе. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома (III) Cr₂O₃, обладающего амфотерными свойствами. Сплавляя Cr₂O₃ со щелочами получают хромиты:Непрокаленный оксид хрома (III) легко растворяется в щелочных растворах и в кислотах:При термическом разложении карбонила хрома Cr(СО)₆ получают красный основной оксид хрома (II) CrO. Коричневый или желтый гидроксид Cr(OH)₂ со слабоосновными свойствами осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома (II).Вольфрам. Вольфрам -- светло-серый металл, имеющий самые высокие температуры плавления и кипения. Вольфрам является одним из наиболее тяжелых и самым тугоплавким металлом. В чистом виде представляет собой металл серебристо-белого цвета. Валентность от 2 до 6. Наиболее устойчив 6-валентный вольфрам. 3- и 2-валентные соединения вольфрама неустойчивы и практического значения не имеют.
Вольфрам имеет высокую коррозионную стойкость: при комнатной температуре не изменяется на воздухе; при температуре красного каления медленно окисляется в оксид вольфрама VI; в соляной, серной и плавиковой кислотах почти не растворим. В азотной кислоте и царской водке окисляется с поверхности. В смеси азотной и плавиковой кислоты растворяется, образуя вольфрамовую кислоту. Из соединений вольфрама наибольшее значение имеют: триоксид вольфрама или вольфрамовый ангидрид, вольфраматы, перекисные соединения с общей формулой Me₂WO_X, а также соединения с галогенами, серой и углеродом.Молибден -- светло-серый металл.При комнатной температуре на воздухе Mo устойчив. Начинает окисляться при 400°C. Выше 600°C быстро окисляется до триоксида МоО₃. Этот оксид получают также окислением дисульфида молибдена MoS₂ .Мо образует оксид молибдена (IV) МоО₂ и ряд оксидов, промежуточных между МоО₃ и МоО₂. Mo образует молибдаты.Молибдаты металлов I и III групп содержат тетраэдрические группировки [МоО₄]/

Сравнение оксидов. 6A. SO₃ – летучая жидкость с т. кип. 44,8⁰С, легко полимеризуется благодаря образованию донорно-акцепторных связей. При нагревании выше 600⁰С SO₃ разлагается: 2SO₃=2SO₂+O₂. Оксид серы (VI) бурно реагирует с водой, образуя серную кислоту. H₂SeO₄ – 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 хлороводород и золото: H₂SeO₄+2HCl=H₂SeO₃+Cl₂+H₂O; В воде теллуровая кислота малорастворима, при нейтрализации образует такие соли, как Ag₆TeO₆, с большими по размеру катионами дает гидротеллураты, например, K₂ТеО₄*2Н₂О. SO₂ – бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде. При каталитическом окислении SO₂ образуется оксид серы (VI): 2SO₂+O₂=2SO₃. Проявляют свойства восстановителей: SO₂+Cl₂=SO₂Cl₂; 2Na₂SO₃+O₂=2Na₂SO₄, и окислителей: SO₂+2H₂S=3S+H₂O. При нагревании сульфиты диспропорционируют: 4Na₂SO₃=Na₂S+3Na₂SO₄. В отличие от оксида серы (IV), оксиды селена (IV) и теллура (IV) можно получить не только сжиганием на воздухе простых веществ, но и окислением их азотной кислотой: 2Э+4HNO₃=3ЭО₂+4NO+2H₂O. Оксиды селена (IV) и теллура (IV) – кристаллические вещества, а оксид серы (IV) – газ. В ряду SO₂ – TeO₂ кислотные свойства уменьшаются. Если SO₂ и SeO₂ хорошо растворимы в H₂O и щелочах: SeO₂+H₂O=H₂SeO₃; SeO₂+2NaOH=Na₂SeO₃+H₂O, то практически нерастворимый в воде TeO₂ взаимодействует с растворами щелочей и сильных кислот: TeO₂+2NaOH=Na₂TeO₃+H₂O; TeO₂+4HJ=TeJ₄+2H₂O. В ряду гидроксидов H₂SO₃ – H₂SeO₃ – H₂TeO₃ кислотные свойства уменьшаются, теллуристая кислота амфотерна.

VIб Оксид хрома (III) - это самое устойчивое соединение хрома
Он обладает полупроводниковыми и антиферромагнитными свойствами при температуре ниже 35⁰С. Cr₂O₃ - наиболее устойчивый оксид хрома Если температуру разложения поддерживать постоянной (250^оС), то продуктом реакции будет черный оксид CrO₂, при 420^оС он превращается в Cr₂O₃. Для перевода Cr₂O₃ его в растворимое состояние без изменения степени окисления использует хлорирование в смеси с углем: Cr₂O₃ + 3С +3CL₂ = 2CrCl₃ + 3CO Сплавление с пиросульфатами: Cr₂O₃+3 K₂S₂O₇ = 3 K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ Карбонаты или гидроксидами щелочных металлов: Cr₂O₃ + Na₂CO₃ = 2NaCrO₂ + CO₂ При сплавлении с окислителями (NaNO₃, O₂, Na₂O₂, KClO₃) и карбонатами или гидроксидами щелочных металлов оксид хрома (III) превращается в хроматы: Cr₂O₃ + 3NaNO₃ + 2Na₂CO₃ = 2Na₂CrO₄+3NaNO₂ + 2CO 2Cr₂O₃ + 3O₂ +8NaOH = 4Na₂CrO₄ + 4H₂O Оксид хрома (VI), или хромовый ангидрид, по свойствам значительно отличается от высших оксидов молибдена и вольфрама Оксид CrO₃ представляет собой темно-красные призматические кристаллы, состоящие из тетраэдров [CrO₄], связанных вершинами в цепи. При температуре 197^оС вещество плавится, превращаясь в летучую темную жидкость, пары которой окрашены в красный цвет. Разложение происходит в интервале 200 - 550 ^оС и заканчивается образованием оксида хрома (III): 4CrO₃ = 2Cr₂O₃ + 3O₂ CrO₃ проявляет сильные кислотные свойства и является ковалентным оксидом с температурой плавления лишь 197⁰С. Его обычно называют «хромовой кислоты» и получают добавлением концентрированной серной кислоты к насыщенному водному раствору дихромата. CrO₃ плавится с частичным разложением, а при нагревании выше 220-250⁰С теряет кислород, образуя ряд низших оксидов вплоть до зеленого Cr₂O₃ Белые кристаллы высшего оксида молибдена МоО₃, имеют слоистую структуру, в которой октаэдры [MoO₆], сильно искажены из-за неравноценности связей Мо - О, соединяются и вершинами, и ребрами. При нагревании вещество желтеет, а при температуре 795 ^оС плавится, превращаясь в подвижную жидкость. Оксид вольфрама (VI) WO₃ представляет собой желтый кристаллический порошок. Его структура образована октаэдрами [WO₆], связанными между собой всеми вершинами. Такой структурный тип получил название «структура типа ReO₃» по первому исследованному веществу аналогичного строения. Известны несколько модификаций WO₃, в которых атом вольфрама смещен из центра октаэдра, и возникающая деформация ведет к понижению симметрии.

(4) C(OH-)=sqrt(Ka*Cm)=0.6*10^-2моль/л pOH=-lgС[OH-]=2,22 pH=11.78
25 билет

Комплексные соединения. Способы получения и разрушения комплексных соединений. Современная формулировка периодического закона. Периоды, группы, семейства. Строение атома, валентные электроны.

Характеристика р-элементы V группы. Строение атомов, степени окисления. Отношение к кислотам.
(1)Координационными называются молекулярные соединения, сочетание отдельных компонентов которых приводит к образованию сложных ионов или молекул, способных к самостоятельному существованию, как в кристалле, так и в растворе.Cr(OH)3+3NaOH-> Na3[Cr(OH)6] Zn(OH)2+2NaOH-> Na2[Zn(OH)4] BiI3+KI->K[BiI4](желтый) PbCl2+2NaCl->Na2[PbCl4] Ag2S2O3+3Na2S2O3->2Na3[Ag(S2O3)2] (CuOH)2SO4+8NH4OH(к)->[Cu(NH3)4]SO4+[Cu(NH3)4](OH)2+8H2O AgCl+2NH4OH(к)->[Ag(NH3)2]Cl+2H2O

Комплексообразование-ступенчатый процесс, каждая ступень характеризуется константй равновесия, которая называется константой образования комплекса, часто используется термин константа устойчивости.
Пример: растворе содержащем ионы Hg2+ и Br- имеют место следующие равнтвесия:
Hg2+ +Br-<=> HgBr + ;K1=[ HgBr + ]/[ Hg2+]*[ Br –]
HgBr+ + Br-<=> HgBr2 ;K2=[ HgBr2]/[ HgBr + ]*[ Br -]
HgBr2 + Br-<=> HgBr3- ;K3=[ HgBr3-]/[ HgBr2]*[ Br -]
HgBr3- + Br-<=> HgBr42- ;K4=[ HgBr42-]/[ HgBr3-]*[ Br -]
K1, K2, K3, K4, - ступенчатые константы образования Общая константа образования Кn = K1* K2* K3* K4=[ HgBr42-]/[Hg2+][Br -]4
При растворении в воде комплексных соединений, содержащий комплексные катиоы или комплексные анионы , происходит ионизация по типу сильных электролитов:
2K+ + HgBr42-K2[HgBr4]
Ионизация комплексного иона идет по типу слабого электролита, ступенчато и обратимо:
HgBr42-  HgBr3-+Br - K4H=[ HgBr3- ]*[ Br -]/ [HgBr42-]
HgBr3- HgBr2 + Br -K3H=[ HgBr2]*[ Br -]/[HgBr3-]
HgBr2 HgBr + + Br -K2H =[ HgBr +]*]*[ Br -]/[ HgBr2]
HgBr + Hg2+ + Br -K1H =[ Hg2+]*[ Br -]/[ HgBr +]
K1H, K2H, K3H, K4H называется константами нестойкости. Общая константа нестойкости равна произведению ступенчатых:
K H= K1H* K2H * K3H * K4H =[ Hg2+]*[ Br -]4/[ HgBr42- ]
Эти константы характеризуют устойчивость комплексных частиц: чем больше константа образования, тем более устойчива частица.
[Ag(NH3)2]Cl
+2HNO3=AgCl+2NH4NO3
2[Ag(NH3)2]Cl+
2H2S=Ag2S+2NH4Cl+(NH4)2S
Разрушение может происходить в процессе окислительно-восстановительной реакции.
Fe(CO)5+2HCl=FeCl2+5CO+H2
(2)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. А́том (от др.-греч. ἄτομος — неделимый) — наименьшая химически неделимая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств[1]. Атом состоит из атомного ядра и электронов. Ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и незаряженных нейтронов. Если число протонов в ядре совпадает с числом электронов, то атом в целом оказывается электрически нейтральным. В противном случае он обладает некоторым положительным или отрицательным зарядом и называется ионом. Атомы классифицируются по количеству протонов и нейтронов в ядре: количество протонов определяет принадлежность атома некоторому химическому элементу, а число нейтронов — изотопу этого элемента.

Атомы различного вида в разных количествах, связанные межатомными связями, образуют молекулы. Внешняя электронная оболочка атома, если она не полностью заполнена, называется валентной оболочкой, а электроны этой оболочки называются валентными электронами. Число валентных электронов определяет то, как атом связывается с другими атомами посредством химической связи. Путём образования химических связей атомы стремятся заполнить свои внешние валентные оболочки.

(3) Азот — элемент второго периода и особенностью строения его атома является наличие только двух электронов на предпоследнем уровне (оболочка гелия) и отсутствие б/-орбиталей в валентном слое: Азот может образовать максимально четыре ковалентные связи. В ионе аммония NH₄, его производных и комплексных соединениях азот образует три связи по обменному механизму и одну — по донорно-акцепторному. В азотной кислоте, ее солях и нитропроизводных атом азота ионизирован и образует четыре ковалентные связи по обменному механизму. В атоме фосфора на предпоследнем уровне находится 8 электронов, а в атомах элементов подгруппы мышьяка (мышьяк, сурьма и висмут) по 18. На внешнем валентном слое в атомах фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута имеются вакантные ^/-орбитали, которые могут принимать участие в образовании химических связей. С возрастанием атомной массы элемента (от азота к висмуту) атомные радиусы монотонно возрастают, энергии ионизации уменьшаются (от 14,53 эВ для атома азота до 7,3 эВ для атома висмута). Так же изменяются и относительные электроотрицательности ОЭО (от 3,1 для атома азота до 1,7 для атома висмута). Азот способен к образованию кратных связей, в соединениях с низкими степенями окисления для азота весьма характерно образование водородных связей. В соединениях азот проявляет степени окисления -III, -II, -I, 0,1, II, III, IV, V. Белый фосфор имеет молекулярную структуру, состоящую из тетраэдрических молекул Р4. Чистую Н3РО4 получают при взаимодействии с водой Р4О10, РСЬ или POCI3, а также окислением красного фосфора азотной кислотой: ЗР + 5HN0₃ + 2Н₂0 = ЗН3РО4 + 5NO В обычных условиях металлические модификации мышьяка, сурьмы и висмута устойчивы по отношению к кислороду и воде. При сгорании образуют оксиды Э2О3. В электрохимическом ряду напряжений металлов эти элементы расположены после водорода, поэтому не взаимодействуют с соляной, разбавленной серной кислотами и с растворами щелочей, но реагируют с концентрированными серной и азотной кислотами. По характеру продуктов реакций можно проследить усиление металлических свойств от мышьяка к висмуту. Мышьяк проявляет неметаллические свойства, образуя соединения анионного типа: 3As + 5HN0₃ + 2Н₂0 = 3H₃As0₄ + 5NO 2As + 3H₂S0₄ = As₂0₃ + 3S0₂ + Н₂0 , где AS2O3 представляет собой обезвоженную форму мышьяковистой кислоты (мышьяковистый ангидрид). Сурьма при взаимодействии с азотной кислотой также проявляет неметаллические свойства, образуя Р-сурьмяную кислоту:3Sb + 5HNO3 + 2Н₂0 = 3H₃Sb0₄ + 5NO а с серной кислотой — соединение катионного типа:2Sb + 6H2SO4 = Sb₂(S0₄)₃ + 3S0₂ + 6Н₂0 Висмут при взаимодействии с кислотами проявляет только металлические свойства, образуя соли катионного типа: Bi + 4HN0₃ = Bi(N0₃)₃ + NO + 2Н₂0 2Bi + 6H2SO4 = Bi₂(S0₄)₃ +3S0₂ + 6H₂0 В природе фосфор встречается в виде минералов: фосфорита Саз(Р04)₂ и апатитов ЗСаз(Р04)₂ CaF₂; ЗСаз(Р04)₂ Са(ОН)₂. Из природных соединений фосфор получают восстановлением углем в электрических печах при температуре 1500-2000 °С по реакции: 2Са₃(Р0₄)₂ + 6Si0₂ + 10С = 6CaSi0₃ + 10СO + Р₄ Известно несколько аллотропных модификаций фосфора: белый, фиолетовый, черный и другие. Белый фосфор имеет молекулярную структуру, состоящую из тетраэдрических молекул Р4. Очень токсичен. Доза 0,1 г смертельна для человека. Белый фосфор очень активен, самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой. Применяемый в лаборатории красный фосфор представляет собой смесь нескольких аллотропных форм.Химическая активность фосфора выше, чем азота. Он взаимодействует с кислородом, галогенами, серой, металлами. С водородом фосфор образует два соединения: фосфин, РН₃, и дифосфин, Р₂Н₄. Фосфин, РНз, — бесцветный газ с неприятным запахом, токсичен, термически устойчив. Молекула фосфина менее полярна, чем молекула аммиака. Основные и электронодонорные свойства фосфина проявляются очень слабо, поэтому он образует соли фосфония только с очень сильными кислотами. Водородные связи между молекулами РНз практически не проявляются, поэтому температуры кипения и плавления фосфина ниже, чем аммиака. Дифосфин, Р2Н4, — жидкость, с т. кип. +52 °С. Сильный восстановитель, самовоспламеняется на воздухе. Основных свойств не проявляет. Фосфор образует два оксида. Оксид фосфора(Ш), Р₂0з, получают медленным окислением фосфора при недостатке кислорода. При избытке кислорода получают оксид фосфора(У), Р₂05. Оба оксида при обычных условиях твердые, бесцветные летучие вещества. Существуют в виде нескольких модификаций: димеры Р4О6 и Р4О10, имеющие молекулярные решетки, и полимеры. Молекулы димеров состоят из четырех тетраэдров, соединенных через атомы кислорода. Оксид фосфора(5), фосфорный ангидрид, очень легко присоединяет воду и применяется как водоотнимающее средство. В природе мышьяк, сурьма и висмут встречаются в виде сульфидов (AS2S3 — аурипигмент, AS4S4 — реальгар, Sb₂S₃— сурьмяный блеск, ВI2Sз — висмутовый блеск), а также в виде примесей в других минералах. В обычных условиях металлические модификации мышьяка, сурьмы и висмута устойчивы по отношению к кислороду и воде. При действии на эти соединения водой или кислотой выделяются газообразные водородные соединения — арсин, стибин, висмутин: Na₃3 + НС1 = 3NaCl + ЭН₃, Устойчивость водородных соединений уменьшается от арсина к висмутину, который разлагается уже в момент получения. Эти соединения являются сильными восстановителями: AsH₃ + 8HN0₃ = H₃As0₄ + 8NO2 + 4Н₂0В отличие от аммиака и фосфина они не проявляют основных свойств. Качественной реакцией на мышьяк является проба Марша: восстановление мышьяка из любого его соединения до арсина цинком, 4Zn + Na₃As0₄ + 11НС1 = AsH₃ + 4ZnCl₂ + 3NaCl + 4H₂0 и дальнейшее разложение его при нагревании до металлического мышьяка: 2AsH₃ = As + ЗН₂

(4) n(PbI2) = = 6,29*10^-4моль C(PbI2) = 1,258*10^-3 Ksp=4S³=7,96*10^-9