36453

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Шпаргалка

Химия и фармакология

Активность возрастает отLi к Сs в данном ряду. растёт радиус атома а притяжение последнего электрона к ядру ослабевает поэтому самый активный в данном ряду Цезий. По отношению к воде: 2R2H2O=2ROHH2 где Rлюбой металл из семейства щелочных только литий растворяется спокойно натрий может загореться на поверхности воды а калий взрывоопасен с водой очень бурно реагирует Объясните кажущуюся аномалию положения Li в ряду электродных потенциалов Eo процесса Э 1е → Э в растворе представленных в таблице по сравнению с положением в...

Русский

2013-09-22

79.4 KB

8 чел.

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

  1.  Закономерности изменения свойств атомов (вторичная периодичность) и химической активности простых веществ по отношению к кислороду в ряду элементов.

Li —» Na —» К—» Rb —» Сs —» Fr, их объяснение.

  1.  Стандартные электродные потенциалы (В) процесса Э+ + 1е - —» Э для элементов Li, Na, К, Rb, Сs, соответственно, равны -3.045, -2.714, -2.924, -2.925, -2,923. Дайте объяснение данным.

Процесс в растворе

Eo, В

Li+ + 1е - → Li

- 3,045

Na+ + 1е - → Na

- 2,714

K+ + 1е - → K

- 2,924

Rb + + 1е - → Rb

- 2,925

Cs + + 1е - → Cs

- 2,923

Щелочные металлы — элементы I группы периодической системы: литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr). Они очень мягкие, пластичные, легкоплавкие и легкие, как правило, серебристо-белого цвета. Химически очень активны, бурно реагируют с водой, образуя щёлочи (откуда название).

В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns1. Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома Цезия — один из самых низких) и электроотрицательности (ЭО).

Щелочные металлы в химических соединениях очень активны - быстро окисляются кислородом воздуха, бурно реагируют с водой, образуя щёлочи. Активность возрастает от
Li к С
s (в данном ряду). Они бурно реагирует с водой с образованием щелочи и
водорода:

2Na+2H2O=2NaOH+H2.

Активность щелочных металлов растет с возрастанием
их атомных масс,
т.к. растёт радиус атома, а притяжение последнего электрона к ядру ослабевает, поэтому самый активный, в данном ряду - Цезий.

По отношению к воде:

2R+2H2O=2ROH+H2

(где R-любой металл из семейства щелочных), только литий растворяется спокойно, натрий может загореться на поверхности воды, а калий взрывоопасен с водой - очень бурно реагирует!

Объясните кажущуюся аномалию положения Li в ряду электродных потенциалов Eo процесса Э+ + 1е -→ Э в растворе, представленных в таблице, по сравнению с положением в периодической системе химических элементов.

Литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций отличаются особенно высокой химической активностью, обусловленной легкостью отдачи своего валентного электрона. Они являются энергичными восстановителями других металлов из их соединений,

Стандартный электродный потенциал щелочных металлов наиболее отрицателен, ионизационный потенциал и электроотрицательность низкие, минимальные - у цезия в данном ряду. Все они имеют низкие значения температур плавления и кипения, твердости и прочности (наибольшие у лития), пластичны, легко поддаются холодной прокатке и выдавливанию; однако волочение их невозможно.

В приведенной таблице данные показывают, что свойства щелочных металлов закономерно изменяются при переходе от Li к Cs. В основе наблюдающихся закономерностей лежит возрастание массы и радиуса атома в подгруппе сверху вниз. Рост массы приводит к возрастанию плотности. Увеличение радиуса обусловливает ослабление сил притяжения между атомами, что объясняет снижение температур плавления и кипения и уменьшение энергии атомизации металлов, а также уменьшение энергии ионизации атомов при переходе от Li к Cs.

Однако стандартные электродные потенциалы щелочных металлов изменяются в ряду Li - Cs не монотонно. Причина в том, что величины электродных потенциалов связаны с несколькими факторами, различно изменяющимися при переходе от одного элемента подгруппы к другому. 

Стандартный электродный потенциал Li/Li+ имеет наибольшее отрицательное значение (E°298 = –3,05 B) по сравнению со стандартными электродными потенциалами других металлов. Это обусловлено большой энергией гидратации маленького иона Li+, что значительно смещает равновесие в сторону ионизации металла:

Liтвердый <> Li+раствор + e

Для слабо сольватирующих растворителей значение электродного потенциала лития соответствует его меньшей химической активности в ряду щелочных металлов.

  1.  Изменение термической устойчивости карбонатов, сульфатов, нитратов в ряду Bе —» Мg —» Cа —» Sr —» Ва и ее объяснение.

BeCO3

MgCO3

CaCO3

SrCO3

ВаCO3

,кДж/моль

+21

-66

-130

-183

-217

100

400

840

1100

1300

ЭО

1,57

1,31

1,00

0,95

0,89

МeCO3   t0   MeO + CO2

                    O

   Me                   

                                C=O

                    O

При термическом разложении карбонатов происходит перетягивание О2 образованного анион НеМе (углерод) к иону Ме. Поляризующее влияние катиона действует следовательно против такого же влияния образованного анион-центрального атома и термическая диссоциация является результатом усиления этой контрольной поляризации кислородного иона при нагревании соли.

Причиной усиления контрольной поляризации при нагревании является неизменении силовых полей иона Ме и образованного анион к НеМе стушиванием различий в их поляризующим действии на О2 следствия усиления колебательного движения иона. Достаточные для наступления распада на оксиды равномерность распределения ионов О2- достигается при тем более низкой температуре чем более сильным поляризованным действием этот Ме обладает.

Размер увеличивается, заряд одинаковый.

От Be2+Ba2+    поляризованное действие ослабевает, термическая устойчивость повышается.

  1.  Закономерности изменения кислотно-основных свойств гидроксидов в ряду элементе В—» А1—» Gа —» In —»Тl и их объяснение.

В(OH)3   кислотный гидроксид, слабая кислота

AI(OH)3 амфотерный гидр, с преоблад основных свойств

Ga(OH)3 амфот. гидроксид с преоблад кислотных свойств

Jn(OH)3  амфот с преобл основных свойств

TI(OH)3 основные свойства

Элементы 6 периода, сверх вниз устойчивость падает.

В целом в пределах группы основные свойства усиливаются, кислотные свойства ослабевают. Это можно объяснить сравнивая константы устойчивости комплексов.

         [AI(OH)3 ]  = AI(OH)3+OH-                        1.07 109

         [Ga(OH)3  ] = Ga(OH)3  +OH-                                    2,51 1011

         [Jn(OH)3]  =Jn(OH)3 +OH-                                            1,10 1010

         [TI(OH)3] =TI(OH)3 +OH-                          2,4 1013

Чем выше константа устойчивости тем прочнее комплекс. Основные свойства в целом ослабевают.

  1.  Склонность углерода, кремния, германия, олова и свинца к образованию катионных и анионных соединений. Продукты взаимодействия простых веществ этой группы с азотной кислотой.

Способность отдавать электроны сверху вниз – увеличивается, вследствие этого в ряду С-Pb начинается переход от кислотных свойств к основным (способность к анионообразованию понижается, а способность к катионообр повышается, т.к. электроотрицательность понижается). Почему ЭО уменьшается, потому что неметаллические свойства ослабевают преобладают металлические свойства.

С, Si, Ge, Sn, Pb  IV гр. ns2np2  

               

 2 вал.   СО32-        Са+2С2-  

С                                                                                

 Са                      Na2CO3     Al4+3C3-4          Si    SiO32-     Si-4 силицид                        SiO44-       Mg2Si                                             Pb     Pb2+                                 Pb4+           PbCl2 , PbSO4            PbCl4PbCl2+Cl2 +2 [Pb(OH)6]4-        +4  [PbCl6]4-             C+HNO3(конц)→СО22О+NO2              Ge+HNO3(конц)GeO2*xH2O+NO2+H2O                                                                 Sn+HNO3(конц)H2SnO3+NO2+H2O         или                   SnO2*H2O        Sn+HNO3(разб)Sn(NO3)2+NO+H2O     Pb+HNO3Pb(NO3)2+NO2+H2O                        

  1.  Закономерности изменения физических и химических свойств простых веществ галогенов, их объяснение.

F

Cl

Br

I

Ar

Свойства электр.конфиг.

[He] 2S22p5

[Ne] 3s23p5 

[Ar] 3d104s24p5

[Kr] 4d105s25p5

[Kr] 4d104f145s25p5

5d106s26p5

Атомный r, нм

0,004

0,099

0,114

0,133

0,144

Энергия ионизации I, эв

17,42

12,97

11,81

10,45

9,2

Сродство к электрону F, эв

3,5

3,6

3,5

3,3

2,9

ОЭО

3,9

3,1

2,9

2,6

2,2

L (Hal2) нм

0,142

0,199

0,228

0,267

0,290

ΔНдисс (Hal2), кдж/моль

159

243

199

150,7

117

ϕ (Hal2), 2 Hal В

2,87

1,36

1,07

0,54

0,2

tип 0С

-220,6

-100,9

-7,2

113,5

302

tкип 0C

-187,7

-34,2

38,8

184,5

337

q г/см3

1,3

1,9

3,4

4,4

-

Галогены расположены в 7 гр. главной подгруппе. Короткопериодной 17 группе. Валентные электроны 7 до завершения энергет.уровня не хватает 1-го. Степень окисления устойчивая -1. Полож-е хар-е для всех кроме  F у F положит.нет. F не характерно окисл.т.к.он самый эо. Для галогенов  F характерны нечеткие степени окисления +1, +3, +5, +7. Для Cl существует несколько положительных степеней окисления. По группе с ростом порядкового номера  R увел-ся, т.к.увелич-ся число энергет.уровней. С ростом порядкового номера  с ростом  R по группе ослабевают окислит.свойства. Энергия ионизации уменьшается. Энергия иониз-ии – оторвать 2 или несколько электронов. Энергия иониз.по группе с ростом порядкового номера по группе умень-ся, что свидетельствует об усилении восстановит-х св-в и R и они измен-ся немонотонно, что является проявление вторичной периодичности. Лантоноидное сжатие. К небольшому увелич. R и небольшому уменьшению энергии иониз. Сродство к электрону – энергет.эффект присоединения электронов к нейтральному атому. Уменьшение сродства к электрону радиус увел-ся, а сродство к электрону по группе умень-ся, эо умень-ся. Длина связи увел-ся. Прочность умень-ся.  Все галогены яя неметаллами . с ростом порядкового номера немет-ие св-ва ослабевают, т.к. радиус увел-ся. В целом с ростом порядкового номера от фтора к йоду восст-ые св-ва будто ослабевают, т.к.радиус усил-ся, эо умень-ся.  Физ. и хим. свойства. В природе в виде простых веществ CaF2 –флюорит,  Na3[AlF3] – хриолит, KCl – соль каменная. Все галогены токсичны, особенно фтор и хлор. Они поражают дыхательные пути и слизистые оболочки.  Фтор бледно-желтый газ, токсичен, с резким запахом, менее активный. Бром – красно-бурая жидкость с характерным запахом. Йод – фиолет.кристаллы с металлич.блеском. Взаимод.с простыми веществами: Pb + 2F2=PbF4. Взаимод-ие галогенов с водой 2F2+H2O=HF+H2O2+OF2. OF2+H2O=2HF+O2, 2H2O=o2+2H2O, 2F2+2H2O=4HF+O2. 2F2+2NaOH=OF2+2NaF+H2O; 2F2+4NaOH=O2+4NaF+2H2O; Hal2+KOH=охлажKHal+KHalO+H2O; Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O; 3Hal2+6KOH=(t0)3KHal+KHalO3+3H2O; I2+HNO3(k)=HIO3+NO+H2O.

  1.  Кислородные соединения галогенов, их строение и сравнительная характеристика их устойчивости, кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств.

Неустойчивы т.к. при переходе от I гр к VII↑энергетическое различие между nS и np подуровнями внешнего слоя  снижается возможность участия образования хим связей

ns2 ё-ов. Наибольшее число кислор-х соед-й у                                   Cl- Cl2O (г), СlO2(г), Сl2O4(ж),ClO3(ж) Cl206(ж), Cl2O7 (ж)  ;  Br -  Br2O (ж) BrO2(ж)

Br2O4(кр) BrO3(kp) Br2O6(kp) ;             I-I2O4 I2O5  I4O9 ;      F-OF2газ , O2F2кр .                                                                                                                                           OF2-бледно-желтый почти бесцв-й токсичный газ, tпл=-223,80С tкип=-144,80С .                                                     Устойчив на свету, при нагревании разлагается. 2OF23200O2+2F2. плохо растворяется в воде, неустойчив в водном р-ре, в щелочах.                                     OF2+H2OHF+O2+O3                                                 OF2+H2O(пар 2500С)→HF+O2                ОF2+NaOHNaF+O2+H2O.

Оксиды брома неустойч., кроме оксида брома(1), это связано с наличием у атома брома полностью заполненной электронами кайносимметричными 3d- орбиталями.

Сила кислот

Т.к. полярность связи Н-О↑ и Н+ легче отрывается под действием мол-л воды. Полярность связи Н-О↑ т.к. с ростом числа атомов О электронное облако все больше стягивается к атому галогена. В рез-те ё-ая плотность связи Н-О оттягивается на связь Г-О и Н+ становится более подвижным

   В ряду HClO-HBrO-HJO сила кислотности ослабевает, т.к. радиус галогена ↑, ослабевает прочность связи между О – Галл и усил-ся вероятность диссоциации по основному типу:     H+ + JO- =H-O-J = OH- + J+                                              

В ряду ClBrI  Ки однотипных к-т ↓ и сила к-ты↓ т.к. из-за ↑Rатома Г э/о ↓. Полярность связи Н-О↓ и ион Н+ отщепляется все труднее.

О-В. св-ва KClO4HClO4Cl2O7

Окисл-ая активность↑т.к.↓ симметрия и связь Г-О в некоторых местах ослабевает. Все кислоты и оксиды- сильные окислители. В ряду

HClOHBrOHIO окисл.акт-ть ↓(φ ↓ т.к. R↑ э/о↓ способность притягиватьё↓)

В ряду HClOHClO2HClO3HClO4

Окислит.акт-ть↓т.к.↑устойчивость кислот из-за↑числа ё-в, участв-х в образ-е в связи↑ роль π-связывания.

Гипохлориты вступает в ОВР в любой среде NaClO+KI+H2O=NaCl+I2+KOH

NaClO+HCl(k)=NaCl+Cl2+H2O

Хлораты в р-рах  сильные окислити только в сильно кислой среде и при нагревании NaClO3+KI+H2SO4=NaCl+I2+H2O

NaClO3+MnO2+KOH=K2MnO4+NaCl+ H2O   Перхлораты в р-ре не проявляют окисл-е св-ва. Сильные окис-е св-ва проявляют только при t вспихивании

KClO4+Al(тв)=KCl+Al2O3 (600-700)

  1.  Устойчивость галогенидных комплексов в ряду Zn2+ —» Cd 2+—» Нg2+ и комплексов данного элемента в ряду Cl- —» Br- —» l- и их объяснение.

Соединения элементов подгруппы Zn образуют простые и комплексные соединения.

Zn  -  КЧ=4, тетраэдрическое, sp2-гибридизация

Cd  -  КЧ=6, октаэдрическое, sp3d2-гибридизация

Hg  -  КЧ=2, линейное, sp-гибридизация

                4, тетраэдрическое, sp3

                6, октаэдрическое, sp3d2

Из-за устойчивости n-1d10 – оболочки большинство соединений бесцветные. Из катионных комплексов легко образуются аммиакаты: [Э(NH3)4]2+ ; [Э(NH3)6]2+.

Ионы Zn, Cd, Hg с 18-тиэлектронной оболочкой (более рыхлой) предпочитают образование CV связей с более мягкими L как Сl-, Br-, I-, а также с NH3+ чем с более жестким атомом O2.

Хлоридные комплексы:    [ZnCl4]2-     [CdCl4]2-       [HgCl4]2-

                                       Куст                10-1             50                   1,66*1015

Бромидные комплексы:     [ZnBr4]2-     [CdBr4]2-       [HgBr4]2-

                                       Куст                3,6*10-3      5,01*103         1,21

Иодидные комплексы:        [ZnJ4]2-     [CdJ4]2-       [HgJ4]2-

                                       Куст                3,1*10-1     2,4*105     6,76*1029

Устойчивость повышается. Донорно-акцепторный механизм образования CV связи.

Деформируемость катионов от Zn к Hg повышается, R иона увеличивается, соответственно донорно-акцепторное взаимодействие усиливается.

Более прочные комплексы между мягким комплексообразователем и мягким лигандом в случае мягких, способных сильно поляризоваться лигандов (Cl-, Br-, J-) устойчивость повышается в ряду Zn2+, Cd2+, Hg2+, т.к. деформируемость катионов повышается, доля CV связи повышается.

у Zn с этими лигандами более ионный характер связи.

В ряду, например, комплексов Cl- Br- J- устойчивость повышается, т.к. деформируемость анионов повышается, доля CV связи повышается.

ZnCl2  +  2MeClизб   Me2[ZnCl4]

Zn2+  +   4Cl-     [ZnCl4]2- 

  1.  Зависимость кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений хрома в разных степенях окисления от рН среды, их объяснение.

Хром элемент d-элемент IV группы. Характерные степени окисления +3 в меньшей степени +6. Так же возможны соединения, где хром проявляет ст.ок. +1,+2,+4,+5. Наиболее типичны координационные числа 6и8. При низких ст.ок. более характерны катионные комплексы,  а при высоких – анионные. В виде простых веществ хром – серовато-белый блестящий металл. Хром легко пассивирует, поэтому широко применяется в качестве гальванических защитных покрытий и для получения коррозионно стойких сталей.

Соединения хром (11). Для хрома в ст.ок. +2 характерно координационное число 6. Оксид хрома (11) (черный) получить очень трудно. Бинарные соединения Cr(II), а так же Cr(OH)2 проявляют практически лишь основные свойства. Например Cr(OH)2 (желтый) взаимодействует только с кислотами:

Cr(OH)2 +2OH3+ +2HOH=[Cr(OH2)6]2+

Образующиеся при этом аква комплексы [Cr(OH2)6]2+ синего цвета, такую же окраску имеют кристаллогидраты, например Cr(ClO4)2*6H2O. Дигалогениды довольно легко поглащают газообразный аммиак, образуя аммиакаты, например [Cr(NH3)6]Cl2. будучи сильными восстановителями соли хрома (11) легко окисляются кислородом воздуха:

4[Cr(OH2)6]2++O2+4 H+=4[Cr(OH2)6]3++2H2O

А при отсутствии окислителя даже восстанавливают воду, постепенно ее разлагая с выделением водорода:

2CrCl2 + 2H2O =2Cr(OH)Cl2 +H2 

Соединения Cr(III). У хрома ст.ок. +3 явл-ся наиболее устойчивой. Координационное число хрома (III) равно шести,  его структурные единицы имеют  форму октаэдра.  Оксид хрома (111) темно-зеленый порошок, а в кристаллическом состоянии черный с металлическом блеском. Свежеполученный Cr(OH)3 аморфный осадок, хорошо растворяется в присутствии кислот и щелочей, которые вызывают разрыв связи в полимере. Получение гидроксида хрома и его переход в катионные формы  [Cr(OH2)6]3+, и анионные [Cr(OH)6]3- комплекса можно выразить суммарным уравнением

                     OH-             OH-

[Cr(OH2)6]3+ ↔  Cr(OH)3 ↔ [Cr(OH)6]3-

                     OH3+             OH3+

Производные анионных комплексов хрома (111) – хроматы (111) – весьма разнообразны  Например K3[Cr(OH)6], K3[CrCl6].

Для хрома (IV) характерна координационное число 4, что отвечает тетраэдрическому строению его анионных комплексов и структурных единиц. Триоксид хрома CrO3 легко растворяется в воде, образуя хромовую кислоту, т.е. является кислотным оксидом:

H2O+CrO3=H2CrO4 

Тетрооксохромат (VI) водорода в свободном состоянии не выделен. В водном растворе – это сильная кислота, оно называется хромовой. Ионы CrO42- имеют желтую окраску. Способность к полимеризации ионы CrO42- выражена менее отчетлива, тем не менее известны, например, К2Cr2O7, К2Cr3O10-трихромат, К2Cr4O13-тетрахромат. Все они содержат анионы, образованные тетраэдрами CrO4, соединенными в цепь.

Полихроматы образуются при действии кислот на хроматы. Так если на концентрированный раствор хромата калия подействовать кислотой, то его окраска сначала станет красно-ороанжевой, потом измениться до более темной за счет образования дихроматов, затем трихроматив и т.п.: 2CrO44-+2H+=Cr2O72-+H2O

3 Cr2O72-+2H+=2Cr3O102-+ H2O и т.д.

Взаимные переходы хромата и дихромата можно выразить уравнением обратимой реакции:

2CrO44-+2H+↔2HCrO4-↔Cr2O72-+ H2O ,

Соединения хрома (VI) – сильные окислители, переходят в О-В процессах в производные Cr(III). В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (!!!):

Cr2O72-+3(NH4)2S+H2O= =2Cr(OH)3+3S+6NH3+2OH-

В кислой – производные катионного комплекса [Cr(OH2)6]3+

Cr2O72- + 3SO32-+8H+=2Cr3++3SO42-+4H2O

В щелочной среде – производные анионного комплекса [Cr(OH)6]3-

2Cr2O72- +3(NH4)2S+2ОН-+2 H2O =2[Cr(OH)6]3- +3S+6NH3

Наибольшая окислительная активность оксохроматов (VI) наблюдается в кислой среде: Cr2O72- +14H++6е-=2 Cr3-+7Н2О

При ст.ок. +2 проявляются основные св-ва ( CrO, CrCl2 , CrSO4), при ст.ок. +3 – амф.св-ва ( Cr2O3, Cr(OH)3, [Cr(OH)6]3-, [CrCl6]3-, [Cr(NH3)6]3+, при ст.ок. +6 – кисл.св-ва( H2CrO4, CrO3).

Более устойчив Cr3+, т.к. …3d54S04p04d0

Закономерности изменения свойств атомов (вторичная периодичность) и химической активности простых веществ по отношению к кислороду в ряду элементов. LiNaKRbCsFr, их объяснения.

При переходе LiFr размеры атомов возрастают. Поэтому спос-ть к присоед-ю электронов, немет-ие св-ва при этом ослабевают, легкость отдачи электронов возрастает. С ростом порядкового номера свойства меняются немонотонно, что обусл-ся вторичной периодичностью.

4Li+O2→2Li2O                 Li+ O2

 Red  Ox

2Na+ O2Na2O при t Na2O2       Na+ O2

K(Rb,Cs,Fr)+O2→K2O2 при t KO2    K+ O2

  1.  Изменение свойств атомов и соединений 4г-элементов с возрастанием заряда ядер.
  2.  Закономерности изменения свойств атомов (внутренняя периодичность) d-элементов и устойчивости их соединений в разных степенях окисления в пределах периода группы.

К d-элементам относят те элементы, атомы которых содержат валентные электроны на (n – 1)d ns-уровнях и составляют побочные (IIIВ–VIIВ, IВ, IIВ) подгруппы, занимая промежуточное положение между типичными s-металлами (IА, IIА) и p-элементами. Из 109 элементов периодической системы 37 относятся к d-элементам; из них последние 7 радиоактивны и входят в незавершенный седьмой период. Электронное строение атомов d-элементов определяет их химические свойства. 3d-Элементы по химическим свойствам существенно отличаются от 4d- и 5d-элементов.

Атомы d-элементов харак-тся общей электронной формулой (n – 1)d1–10ns0–2. Увеличение числа электронов иногда сопровождается немонотонностью заселения d-орбиталей. Это обусловлено сближением энергий (n – 1)d- и ns-орбиталей и усилением межэлектронного взаимодействия к концу периода.

d-Элементы обладают некоторыми особенностями по сравнению с элементами главных подгрупп.

1. У d-элементов лишь небольшая часть валентных электронов делокализована по всему кристаллу. Остальные d-электроны участвуют в образовании направленных ковалентных связей между соседними атомами. Таким образом, эти элементы в кристаллическом состоянии обладают не чисто металлической связью, а ковалентно-металлической. Поэтому все они твердые (кроме Hg) и тугоплавкие (за исключением Zn, Cd) металлы.

2. Вследствие незаполненности d-оболочек и наличия близких по энергии незаполненных ns- и np-уровней, d-элементы склонны к комплексообразованию;

3. d-Элементы чаще, чем элементы главных подгрупп, образуют соединения переменного состава (оксиды, гидриды, карбиды, силициды, нитриды, бориды).

Соединения, в которых d-элементы находятся в низшей степени окисления, образуют кристаллы ионного типа, в химических реакциях проявляют основные свойства и являются, как правило, восстановителями.

Устойчивость соединений, в которых d-элементы находятся в высшей степени окисления, увеличивается в пределах каждого переходного ряда слева направо, достигая максимума для 3d-элементов у Mn, а во втором и третьем переходных рядах – у Ru и Os соответственно.

  1.  Опишите координационное окружение Cu (II) в кристаллах CuSО4, СuSО4 5 Н2O, CuС122О. На основе теории кристаллического поля объясните изменение окраски при превращении [Cu2О)6}2+ в [Cu(NН3)6}2+ и в [CuС14}2-.

безводный сульфат меди (II) — вещество белого цвета, а раствор этой соли имеет голубую окраску. При растворении происходит химическое взаимодействие ионов соли с водой, и образуются так называемые аквакомплексы меди, имеющие голубую окраску:

CuSO4 + 6H2O = [Cu(H2O)6SO4

Cu 2+ + 6 H2O = [Cu(NH3)6]2+

[Cu(H2O)6]2+ + NH3 =  [Cu(NH3)6]2+ + 6H2O (темно – синий раствор)

[Cu(H2O)6]2+ + Н+ + НСI = [CuCI4]2-  + 6 NH4+  (зеленый раствор)

 Изменение окраски обусловлено тем что изменяется координационная сфера.

ТКП: под действием полярных лигандов происходит изменение центр атома и расщепление d- орбиталя.

Отдельные лиганды вызывают разное расщепление энергии, образуют спектрохимический ряд лигандов.

 

NH3 >H2O >CI-

Чем сильнее длина волны, тем меньше расщепление.

  1.  На основе теорий строения вещества опишите химические связи в водородных соединениях бора и галогенидах фосфора.

Химич.связь электронодефицитных мол-ах на примере диборано, и электроноизбытных на примере пента фторида Р. В2Н6 По метод МПО ков.связь это 2-х электронная 2-х центровая связь каждая из них занятая неспаренным электроном валентная орбиталь центрального атома взаим. с занятой неспаренным электроном валентной орбиталью лиганда.

Электроно-дефицидные мол-лы-это мол-ы в кот-х электронов меньше чем необходимо для образования 2-х электронных 2-х центровых связей. Для объяснения образования связей таких мол-х (боран) исп-ют представление орбитально-избыточных связей – ОS – трехцентровых 2-х электронных связи, каждый из кот-х занятые неспаренным электроном валентная орбиталь центрального атома (ЦА) взаим-т одновременно с двумя валентными орбиталями занятыми одним неспаренным электроном 2-х лигандов L1 и L2 .

Для объяснения образования соед-я элементов инертных газов (ксенон) элем-в под группы р-элементов с р-элементами привлекают представления о гипервалентных связях – HV – это трехцентровых 4-х электронных связи каждый из кот-ых занятая неподел-ой пары электронов валентный S и Р орбитального центрального атома (А) взаим-т одновременно с двумя валентными орбиталями занятыми одним неспаренным элек-ом каждая 2-х лигандов. L1 и L2 


 

А также другие работы, которые могут Вас заинтересовать

27490. Общая характеристика многообразных подходов к изучению вопросов о происхождении права и государства (теологическая, договорная) 30.5 KB
  Это одна из самых древних теорий возникшая одновременно с первым государством и правом на основе религиозномистических представлений их божественного происхождения. Общий смысл теологических доктрин сводится к следующему: государство имеет божественное происхождение оно создано или непосредственно Богом или же людьми по велению Бога поэтому необходимо подчиняться существующей государственной власти как проявлению божественной воли. Представления о том что государство покоится на общественном договоре впервые встречается у...
27491. Общая характеристика Мусульманского права 31.5 KB
  Общая характеристика Мусульманского права Прежде всего следует обратить внимание на то обстоятельство что понятия €œмусульманское право€ и €œправо мусульманских стран€ образующих семью мусульманского права далеко не идентичны. В настоящее время семья мусульманского права включает национальные правовые системы светских государств мусульманского мира таких как Объединенные Арабские Эмираты Йемен Пакистан Алжир Саудовская Аравия Египет Турция и др. процесс €œврастания€ мусульманского права в правовые семьи и системы других стран...
27492. Общая характеристика основных правовых школ (психологическая, социологическая, историческая) 37.5 KB
  Историческая школа права сложилась в первой половине XIX в. Действительно общим у исторической школы права с естественноправовой теорией можно считать положение о том что право не создается законодателем не творится его произволом. Основоположники исторической школы представляли процесс образования и развития права как стихийный спонтанный практически независимый от законодательной деятельности государства так же как формирование духа народа и его языка. При этом главным источником права считался обычай а законным то что ранее...
27493. Общая характеристика основных правовых школ (теологическая, естественно-правовая, реалистическая) 36 KB
  Основной смысл данной теории состоит в том чтобы утвердить верховенство церковной власти над светской государством и доказать что нет государства и права вне Бога. Поэтому данная позиция сохраняя тезис о божественном происхождении государства и права вполне позволяет приспособить феодальную теологическую концепцию к политической реальности нашего времени Естественноправовая теория Т. Согласно данной теории происхождение права связано с самой природой человека с его неотчуждаемыми правами и свободами. Гроций учил что законы...
27494. Общая характеристика Романо-германской правовой системы 26 KB
  Эта правовая семья возникла на основе рецепции римского права. Основной источник права Закон нормативный акт. Ей присуще четкое деление норм права на отрасли а все отрасли подразделяются на две подсистемы: частное право и публичное право. К сфере публичного права относятся административное уголовное конституционное международное публичное.
27495. Общая характеристика судебной власти и в России 27 KB
  Общая характеристика судебной власти и в России В соответствии с принципом разделения властей одной из трёх наряду с законодательной и исполнительной властью ветвей власти является судебная. Органы судебной власти разрешают правовые споры тяжбы между конкретными лицами а также рассматривают дела об оспаривании правовых предписаний на предмет соответствия правилам более высокой силы законов Конституции подзаконных нормативных актов законам так называемый нормоконтроль в отдельных случаях дают толкование правовым нормам в основном...
27496. Общая характеристика типов (моделей) соотношения права и государства 31.5 KB
  Общая характеристика типов моделей соотношения права и государства. Проблема соотношения государства и права достаточно сложна. Согласно первой государство выше и важнее права оно творит право и использует его в качестве инструмента своей политики. Тоталитарная модель соотношения государства и права была широко распространена в советской научной и учебной литературе так как она уходит корнями в учение К.
27497. Общая характеристика феодального государства и права 30 KB
  Общая характеристика феодального государства и права. Типология государства – традиционно рассматривают как теория учение о типах государств когдалибо существовавших в истории человеческого общества или существующих в настоящее время. Типология государства – это процесс систематизации государств с учетом их сущностных свойств для повышения эффективности в теоретической и практической деятельности по изучению государства и правоприменения. Под типом государства понимаются взятые в единстве общие черты различных государств система их...
27498. Общенаучные и частнонаучные методы теории права и государства 30.5 KB
  Признаками методов теории государства и права являются: – способствование углублению знаний о государстве и праве – соответствование понятиям права – осуществление юридического познания окружающей действительности. Все методы теории государства и права можно расположить в следующей последовательности: – всеобщие методы; – общенаучные методы; – частнонаучные методы. В теории государства и права используется весьма широко.