Главная страница
Случайная страница
Разделы сайта
АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника
|
Билет11
1. Сформулировать принцип Паули и правило Хунда. Сколько максимально электронов может быть в N-слое, d-оболочке? Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором 4-х квантовых чисел. Правило Хунда: суммарный электронный спин атома(системы) должен быть максимальным. Электронный слой (уровень) – совокупность электронов с одним и тем же значением n. 2(n^2)< /SPAN> Электронная оболочка – совокупность эл-нов с одним и тем же значением l. 2(2l+1). (2- число значений спинов). d=2 => 2*5=10е 2. Типы межмолекулярного взаимодействия (силы Ван-дер-Ваальса). Между молекулами (валентно насыщенными) могут появиться электростатические силы межмолекулярного вз-ия или силы Ван-дер-Ваальса. 1) Ориентационное вз-ие – вз-ие двух диполей при сближении. Это вз-ие тем сильнее, чем больше М молекул и Еор≈ 1/r6 r – расстояние между частицами. 2) Индукционное вз-ие полярной молекулы с неполярной – на крайней молекуле индуцируется диполь: Энергия этого вз-ия тем выше, чем выше М полярной молекулы и больше поляризуемость неполярной молекулы, Еинд≈ 1/r6 3) Дисперсионное вз-ие возникает между любыми молекулами. Из-за мгновенного случайного несовпадения центров зарядов электронного облака и ядер образуется мгновенный диполь в других частицах. Энергия дисперсионного вз-ия зависит от энергии ионизации и поляризуемости молекул, Едисп≈ 1/r6 Таким образом, Еор+ Еинд+ Едисп≈ 1/r6. Это дальнодействующие силы. А на малых расстояниях между молекулами действуют (близкодействующие) силы отталкивания Еотт≈ const/r12 В результате для неполярных молекул суммарную энергию межмолекулярного вз-ия описывают соотношением, называемым потенциалом Леннарда_джонса U= a/r6+b/r12, где а и b – постоянные, зависящие от природы в-ва. 3. Типичные окислители и восстановители. Привести примеры. О кислитель – вещество, молекулы или ионы которого принимают электроны. Восстановитель – вещество, молекулы или ионы которого отдают электроны. Если элемент является окислителем – его степень окисления понижается; если элемент является восстановителем – его степень окисления повышается. Среди простых веществ окислительные свойства характерны для типичных неметаллов (F2, Cl2, Br2, I2, O2, O3). Галогены, выступая в качестве окислителей, приобретают степень окисления –1, причем от фтора к иоду окислительные свойства осла бевают. Кислород, восстанавливаясь, приобретает степень окисления –2 (H2O или OH–). Сложные вещества, используемые в качестве окислителей, очень часто, содержат элементы в высшей степени окисления. Например: ; +7 +6 +5 +7 KMnO4 K2Cr2O7 HNO3 KClO4 Концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства за счет серы в высшей степени окисления +6. Продуктами восстановления серы могут быть: SO2 (степень окисления серы +4), сера – простое вещество (степень окисления серы 0), сероводород (степень окисления серы –2). Азотная кислота проявляет ок ислительные свойства за счет азота в высшей степени окисления +5, причем окислительная способность HNO3 усиливается с ростом ее концентрации. Состав продуктов восстановления азотной кислоты зависит от активности восстановителя, концентрации кислоты и температуры системы; чем активнее восстановитель и ниже концентрация кислоты, тем глубже происходит восстановление азота. Водород в степени окисления +1 выступает как окислитель преимущественно в растворах кислот (как правило, при взаимодействии с металлами, расположенными в р яду напряжений до водорода): Среди простых веществ к типичным восстановителям принадлежат активные металлы (щелочные и щелочноземельные, алюминий, цинк, железо и др.), а также некоторые неметаллы, такие как водород, углерод (в виде угля или кокса), фосфор, кремний. При этом в кислой среде металлы окисляются до положительно заряженных ионов. В щелочной среде металлы, которые образуют амфотерные гидроксиды (например, цинк, алюминий, олово), входят в состав анионов гидроксокомплексов. Углерод чаще всего окисляется до монооксида или диоксида; фосфор, при действии сильных окислителей, окисляется до ортофосфорной кислоты. В бескислородных кислотах (HCl, HBr, HI, H2S) и их солях носителями восстановительной функции являются анионы, которые, окисляясь, обычно образуют простые вещества. В ряду галогенид-ионов восстановительные свойства усиливаются от Cl– к I–. Окислительно-восстановительная двойственность Окислительно-восстановительная двойственность– способность одного и того же вещества, в зависимости от реагентов и от условий проведения реакции, выступать как в роли окислителя, так и в роли восстановителя. В таких веществах содержится элемент в промежуточной степени окисления. Окислительно-восстановительная двойственность характерна для простых веществ – неметаллов. Например, фосфор по отношению к металлам выступает в роли окислителя: В то же время фосфор выступает в роли восстановителя по отношению к фтору, кислороду или хлору. Другой пример. Азотная кислота за счет азота в высшей степени окисления +5 может выступать только в роли окислителя. В аммиаке азот в низшей степени окисления –3, и, поэтому, за счет азота аммиак может выступать только в роли восстановителя. А в азотистой кислоте HNO2 азот находится в промежуточной степени окисления +3. Азотистая кислота окисляется кислородом, и в этом случае азот – восстановитель. 4. Равновесие диссоциации комплексных соединений. Константа устойчивости и константа нестойкости. Комплексные соединения образуются и существуют в растворах при сравнительно большом избытке лиганда. Обычно его берут в несколько раз больше того количества, которое необходимо в соответствии со стехиометрическим соотношением. В результате подавляется диссоциация комплексного соединения, и оно стабилизируется. Разная прочность связи во внутренней и внешней сферах комплексного соединения ведет к различию в характере диссоциации этих частей молекулы. По внешней сфере в водных растворах все комплексные соединения являются сильными электролитами, тогда как диссоциация по внутренней сфере происходит в незначительно степени. K2[Zn(CN)4]→ 2K++[ Zn(CN)4]2 K2[Zn(CN)4]2-↔ Zn2++4 CN- Константа равновесия для последнего процесса (диссоциация комплексного иона) называется константой нестойкости: Кравн=Кнест=([Zn2+][CN-]4)/([ Zn(CN)42-]) Константа равновесия обратного процесса: < SPAN lang=EN-US style=" FONT-SIZE: 8pt; FONT-FAMILY: Verdana; mso-ansi-language: EN-US" > Zn2++4 CN-↔ K2[Zn(CN)4]2- называется константой устойчиваости Кравн=Куст=([ Zn(CN)42-])/([Zn2+ ][CN-]4) Чем больше Куст (меньше Кнест), тем прочнее комплексное соединение, тем слабее оно диссоциирует. Ясно, что произведение Куст и Кнест равно единице.
Данная страница нарушает авторские права?
|