Неорганическая химия, ответы. 1. Строение атома. Атом
 Скачать 436.56 Kb.
|
|
35, 44. Механизм образования ковалентной связи. Различают две разновидности ковалентной связи: неполярную и полярную. В случае неполярной ковалентной связи электронное облако, образованное общей парой электронов, или электронное облако связи, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов. Примером являются двухатомные молекулы, состоящие из атомов одного элемента: Н2, Сl2, О2, N2, F2 и др., в которых электронная пара в одинаковой мере принадлежит обоим атомам. В случае полярной ковалентной связи электронное облако связи смещено к атому с большей относительной электроотрицательностью. Примером могут служить молекулы летучих неорганических соединений: НСl, Н2О, Н2S, NН3 и др. Образование молекулы НСl можно представить схемой Н.+ .Сl: = Н :Cl: Электронная пара смещена к атому хлора, так как относительная электроотрицательность атома хлора (2,83) больше, чем атома водорода (2,1). Ковалентная связь образуется не только за счет перекрывания одноэлектронных облаков, — это обменный механизм образования ковалентной связи. Возможен и другой механизм ее образования — донорно-акцепторный. В этом случае химическая связь возникает за счет двухэлектронного облака одного атома и свободной орбитали другого атома. Рассмотрим в качестве примера механизм образования иона аммония  .В молекуле аммиака атом азота имеет неподеленную пару электронов двухэлектронное облако):
У иона водорода свободна (не заполнена) 1s-орбиталь, что можно обозначить как □H+. При образовании иона аммония двухэлектронное облако азота становится общим для атомов азота и водорода, т.е. оно превращается в молекулярное электронное облако. А значит, возникает четвертая ковалентная связь. Процесс образования иона аммония можно представить схемой <>
Заряд иона водорода становится общим (он делокализован, т.е. рассредоточен между всеми атомами), а двухэлектронное облако (неподеленная электронная пара), принадлежащее азоту, становится общим с водородом. В схемах изображение ячейки □ часто опускается. Атом, предоставляющий неподеленную электронную пару, называется донором, а атом, принимающий ее (т.е. предоставляющий свободную орбиталь), называется акцептором. Механизм образования ковалентной связи за счет двухэлектронного облака одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора) называется донорно-акцепторным. Образованная таким путем ковалентная связь называется донорно-акцепторной или координационной связью. Однако это не особый вид связи, а лишь иной механизм (способ) образования ковалентной связи. По свойствам четвертая N—Н-связь в ионе аммония ничем не отличается от остальных трех. 36. Способы выражения концентрации растворов.2.1 Массовая доля (С%) или процентная концентрация определяет, какую частьмасса растворенного вещества составляет от массы раствора (обычно в процентах), и рассчитывается как отношение: С% = m(х) •100% или С% = m(х) •100% m(у) ) m(х)+m(z) Определение процентной концентрации можно сделать конкретной, если принять массу раствора за 100 г, тогда С% = m(х) т.е. процентная концентрация (в %) показывает, сколько граммов растворенного вещества содержится в каждых 100 г раствора. 2.2 Молярная концентрация(См) или молярность определяет, сколько молей растворенного вещества содержится в каждом литре данного раствора, и рассчитывается как отношение количества растворенного вещества в молях nм(х), содержащегося в растворе, к объему этого раствора: nм(х) моль m(х) m(х) • ρ(у) СМ = ————— = ————— = ———————— V(y) л М(х) V(y) М(х)•[(m(z)+m(х)] 2.3 Моляльная концентрация (Cm) или моляльность определяет, сколько молей растворенного вещества приходятся на каждый килограмм растворителя, и рассчитывается как отношение количества растворенного вещества в молях n(х) к массе растворителя: nм(х) моль m(х) m(х) Сm ————— = ———— = ——————— m(z) кг М(х) m(z ) М(х)•[m(y)-m(х)] 2.4 Молярная концентрация эквивалента (СN) или нормальность определяет, сколько молей эквивалента растворенного вещества содержится в каждом литре раствора, и рассчитывается как отношение количества растворенного вещества в молях эквивалента nэ(х), содержащегося в растворе, к объему этого раствора: nэ(х) моль m(х) СМ СN = ————— = ——————— = ———— V(у) л Э(х) М(х) • V (y) Э(х) 2.5 Мольная доля (С) показывает, какую часть число молей растворенного вещества составляет от суммы числа молей растворенного вещества и растворителя в растворе. Для двухкомпонентного раствора состоящего из растворителя и одного растворенного вещества мольная доля рассчитывается по уравнению: n(х) m(x)/M(х) С = —————— = ———————————, n(х) + n(z) m(х)/M(x) + m(z)/M(z) где nм(z) - число молей растворителя, в котором растворили nм(х) молей растворенного вещества. Очевидно, численное значение С всегда меньше единицы ( или 100% ). 37,75. Осмос. Если система, разделенная мембраной, представляет собой растворы, в которых через мембрану способны проходить только молекулы растворителя, то свойства ее будут определяться разностью мольных долей (концентраций) растворителя по обе стороны мембраны. Явление, связанное со способностью проходить через мембрану, в частности, только молекул растворителя, называется осмосом, а вызываемое им изменение давления по обе стороны мембраны – осмотическим давлением. Явление осмоса чрезвычайно разнообразно и во многом определяется природой мембраны и компонентов раствора. Осмотическое давление π – внутреннее давление растворенного вещества, численно равное тому внешнему давлению, которое нужно приложить, чтобы прекратить осмос; оно зависит от температуры и концентрации. Эту зависимость Вант-Гофф уподобил поведению идеального газа:
По Вант-Гоффу осмотическое давление раствора численно равно тому газовому давлению, которое имело бы растворенное вещество, будучи переведенным в газообразное состояние в том же объеме и при той же температуре. Поскольку объем (разбавление) обратно пропорционален концентрации, то закон Вант-Гоффа можно записать в виде
Так как объем одного моля газообразного вещества при нормальных условиях равен 22,4 литра, то осмотическое давление раствора, содержащего 1 моль вещества, равно 22,4 атм. Измерение осмотического давления раствора используется для определения молекулярных масс даже разбавленных растворов, что позволяет оценивать молекулярные массы растворимых высокомолекулярных соединений, в частности, биополимеров. Заменив C (B) в формуле Вант-Гоффа соотношением (m (B) ∙ 1000 / μ (B) ∙ V), получим уравнение, позволяющее вычислять молекулярные массы растворенных веществ:
m (B) – масса растворенного вещества, V – объем раствора. 38,59. Гидролиз. Степень гидролиза. Гидро́лиз (от др.-греч. ὕδωρ — вода + λύσις — разложение) — сольволиз водой. Это химическая реакция взаимодействия вещества с водой, при которой происходит разложение этого вещества и воды с образованием новых соединений. Гидролиз соединений различных классов (соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др.) существенно различается. Степень гидролиза Под степенью гидролиза понимается отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. Обозначается α (или hгидр); α = (cгидр/cобщ)·100 % где cгидр — число молей гидролизованной соли, cобщ — общее число молей растворённой соли. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие. Является количественной характеристикой гидролиза. 39. Правило Хунда Наименьшей энергии атома соответствует такое распределение электронов по АО данного подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина максимально. 40,78,97. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Правило Вант-Гоффа — эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале (обычно от 0 °C до 100 °C). Я. Х. Вант-Гофф на основании множества экспериментов сформулировал следующее правило:
Уравнение, которое описывает это правило, следующее: {\displaystyle V_{2}=V_{1}\cdot \gamma ^{\frac {T_{2}-T_{1}}{10}}} где {\displaystyle V_{2}} — скорость реакции при температуре {\displaystyle T_{2}}, {\displaystyle V_{1}} — скорость реакции при температуре {\displaystyle T_{1}}, {\displaystyle \gamma } — температурный коэффициент реакции (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов). Следует помнить, что правило Вант-Гоффа применимо только для реакций с энергией активации 60-120 кДж/моль в температурном диапазоне 10-400 oC. Правилу Вант-Гоффа также не подчиняются реакции, в которых принимают участие громоздкие молекулы, например, белки в биологических системах. Температурную зависимость скорости реакции более корректно описывает уравнение Аррениуса. 41. Приведите примеры амфотерных оксидов. Амфотерные оксиды — солеобразующие оксиды, проявляющие в зависимости от условий либо осно́вные, либо кислотные свойства (то есть проявляющие амфотерность). Образуются переходными металлами. Металлы в амфотерных оксидах обычно проявляют степень окисления от III до IV, за исключением ZnO, BeO, SnO, PbO. Оксид цинка ZnO Оксид хрома(III) Cr2O3 Оксид алюминия Al2O3 Оксид марганца (IV) MnO2 Оксид свинца(II) PbO Оксид бериллия BeO Оксид железа (III) Fe2O3 42. Структура ПС. Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома. ПС является графическим изображением периодического закона. Повторяемость свойств элементов и их соединений обусловлена периодической повторяемостью электронной конфигурации внешнего слоя атомов элементов, так как именно эти электроны, обладающие максимальной энергией, в первую очередь принимают участие в образовании химических связей, а значит и определяют химические свойства веществ. ПС состоит из 7 периодов и 8 групп. Период – горизонтальный ряд. Группа – вертикальный ряд. Период – это последовательный ряд элементов, в атомах которых происходит заполнение одинакового числа квантовых слоев (n). С увеличением порядкового номера (заряда ядра) изменяется конфигурация внешнего электронного слоя. Это определяет закономерное изменение и разнотипность свойств элементов в одном периоде. Номер периода совпадает со значением главного квантового числа. Элементы, у которых последним заполняется s-уровень, называются s-элементами. У р-элементов последним заполняется р-уровень, у d-элементов - d-уровень, , у f-элементов - f-уровень. d-элементы и f-элементы объединяются в семейства по 10 и 14 элементов, соответственно. 1-3 – малые периоды: 2 и 3 начинаются щелочными металлами и заканчиваются благородными газами. 4-7 – большие периоды: свойства уже не изменяются так плавно, как в малых периодах, что связано с появлением d и f-элементов. Валентность растет плавно до середины периода, а затем падает резко до двух, после чего снова растет до 7 к концу периода. В группах располагаются элементы, обладающие сходными свойствами. Группы состоят из двух подгрупп: а) главной и б) побочной. Побочные подгруппы короче основных и начинаются с 4-го периода. III группа занимает особое положение: в нее входят 5 элементов основной группы, 4 элемента от побочной и 28 f-элементов. Номер группы равен числу валентных электронов. Полные электронные аналоги имеют однотипные структуры внешних электронных уровней при любых степенях окисления (As-Sb-Bi, Cr-Mo-W). Неполные электронные аналоги имеют однотипную электронную структуру только при высшей и низшей степени окисления. Вторичная периодичность – немонотонность изменения свойств элементов и их соединений в подгруппах. Связана с эффектом проникновения, явлениями d- и f-сжатия. Внутренняя периодичность – немонотонность изменения свойств элементов в пределах периода. Связана с наибольшей устойчивостью наполовину и полностью заполненных орбиталей (d5, d10, f7, f14). Явление провала электрона: в атомах некоторых элементов электрон с внешнего s-подуровня переходит на предвнеший (n-1)d подуровень. Сr, Mo, Cu, Ag, Au, Pd. 43. Чем определяется ковалентность? Мера способности атома к образованию химических связей, возникающих за счёт двух электронов (по одному от каждого атома).Ковалентность элемента (мера валентных возможностей элементов; ёмкость насыщения) определяется общим числом неспаренных электронов [валентных электронных пар[8]] как в нормальном, так и в возбуждённом состоянии атома, или, иначе говоря, число образуемых атомом ковалентных связей (углерод 2s22p2 II-ковалентен, а в возбуждённом состоянии C* 2s12p3 — IV-ковалентный; таким образом в CO и CO2 валентность составляет II или IV, а ковалентность — II и/или IV). Так, ковалентность азота в молекулах N2, NH3, Al≡N и цианамиде Ca=N-C≡N равна трём, ковалентность кислорода в молекулах H2O и CO2 — двум, ковалентность углерода в молекулах CH4, CO2 и кристалле C (алмаза) — четырём. |
.
