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

13789. Основы права Под редакцией профессора В. В. Лазарева 1.42 MB
  Настоящее учебно-методическое пособие предназначено для преподавателей курса «Основы права» в средних учебных заведениях. Оно подготовлено тем же коллективом авторов, что и учебник «Основы права» под редакцией академика РАЕН В.В. Лазарева, адресованный учащимся
13790. А.И. СОЛОВЬЕВ ПОЛИТОЛОГИЯ, ПОЛИТИЧЕСКАЯ ТЕОРИЯ, ПОЛИТИЧЕСКИЕ ТЕХНОЛОГИИ 3.41 MB
  А.И. СОЛОВЬЕВ политология ПОЛИТИЧЕСКАЯ ТЕОРИЯ ПОЛИТИЧЕСКИЕ ТЕХНОЛОГИИ В данном издании освещаются важнейшие проблемы политической науки традиционно включаемые в фундаментальные курсы зарубежных и отечественных университетов. Наряду с этим в книге раскрывают...
13791. Экономика Общий курс 3.32 MB
  Экономика Общий курс Учебник Фундаментальной теории экономики по дисциплинам: экономика введение основы общая теория рыночная экономика экономическая теория теоретическая экономика политэкономия микроэкономика макроэкономика Войтов А. Г. Э...
13792. Обществознание на «отлично»: основные понятия, персоналии, образцы эссе 673 KB
  Обществознание на отлично: основные понятия персоналии образцы эссе Справочнометодическое пособие для выпускников школ и преподавателей Волкова Т.И. Заслуженный учитель республики Хакасии Почетный работник общего образования РФ Предлагаемое уч...
13793. Обществознание в таблицах 1.09 MB
  Тема 1 Обществознание. Обществознание это сводный учебный курс содержащий основные выводы современных наук об обществе о законах его развития о человеке. Система наук об обществе: Социальная философия Частные социальн...
13794. Метод найменших квадратів 27.64 KB
  Метод найменших квадратів 1. Розглянемо однофакторну модель: y=b0b1x1. Якщо б не було похибки викликаної через дві причини: похибка експерименту; неадекватність моделі. То було б справедливо: yib0bixi≡0 2.На практиці: невязка. 3.Використов...
13796. Ортогональное разложение матриц и его применения 4.29 MB
  Пояснительная записка к курсовому проекту по дисциплине Методы численного анализа на тему Ортогональное разложение матриц и его применения Оглавление Оглавление Теоретические сведения Преобразование Хаусхол...
13797. Сингулярное правопреемство и легаты 21.97 KB
  Сингулярное правопреемство и легаты Наряду с назначением наследника в завещании могли содержаться отказы: распоряжения о выдаче наследником известных сумм или вещей определенным лицам о выполнении наследником определенных действий в пользу третьих лиц. Таким образо