Современная модель состояния электрона в атоме. Квантовые числа. Принцип Паули.

24. Современная модель состояния электрона в атоме. Квантовые числа. Принцип Паули.

1) Состояние электрона в атоме описывается квантовой механикой, которая изучает движение и взаимодействие микрочастиц, то есть элементарных частиц, атомов, молекул и атомных ядер. По представлениям квантовой механики микрочастицы имеют волновую природу, то есть выступают как носители и корпускулярных, и волновых свойств. Применительно к электрону можно сказать, что он ведет себя и как частица, и как волна, то есть обладает, как и другие микрочастицы, корпускулярно-волновым дуализмом (двойственностью). Электроны в атоме не имеют траекторий движения. Квантовая механика рассматривает вероятность нахождения электрона в пространстве вокруг ядра. Быстро движущийся электрон может находиться в любой части околоядерного пространства, и различные положения его рассматриваются как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Максимальная плотность отвечает наибольшей вероятности нахождения электрона в данной части атомного пространства.

2) Квантовые числа — энергетические параметры, определяющие состояние электрона и тип атомной орбитали, на которой он находится. Главное квантовое число n определяет общую энергию электрона и степень его удаления от ядра (номер энергетического уровня); оно принимает любые целочисленные значения, начиная с 1 (n=1,2,3…) Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число l (эль) определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до n-1 (l = 0,1,2,3,…,n-1). Каждому значению l соответствует орбиталь особой формы.

Орбитали с l=0 называются s-орбиталями. l = 1 – p-орбиталями (3 типа, отличающиеся магнитным квантовым числом m) l = 2 – d-орбиталями (5 типов) l = 3 – f-орбиталями (7 типов) Магнитное квантовое число m определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Его значения изменяются от +l до –l, включая 0. Спиновое квантовое число s может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона, называемого спином (англ. веретено). Для обозначения электронов с различными спинами используются символы ↑ и ↓.

3) Все четыре квантовых числа объединяет принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех квантовых чисел.

В соответствии с этим принципом: - на одной орбитали может быть не более двух электронов (электроны одной орбитали должны иметь антипараллельные спины) - число электронов на l-подуровне N₁ = 2 * (2 * l + 1) и на n-уровне равно 2n².

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²5d¹4f¹⁴5d⁹6p⁶7s²6d¹5f¹⁴6d¹⁰.

25. Распределение электронов в атоме. Правило Хунда. 1) Химические свойства элемента связаны со структурой электронной оболочки этого элемента. Электронные оболочки атомов заполняются электронами по мере увеличения атомного номера элемента. Заполнение энергетических уровней и подуровней в атомах идёт в условиях минимума энергии. Правило Клечковского: последовательность заполнения электронных уровней атома связана с увеличением суммы (n+l), а при постоянстве последней – с ростом n. 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²5d¹4f¹⁴5d⁹6p⁶7s²6d¹5f¹⁴6d¹⁰. 2) Правило Хунда: при заполнении подуровня невозбужденного атома электроны располагаются так, что абсолютная величина их суммарного спина имеет максимальное значение. Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавлется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.	26. Периодический закон с точки зрения строения атома. Причины периодичности. В 1869 г. Менделеев впервые сформулировал периодический закон: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов. Данные о строении атома подтвердили и объяснили периодическое изменение свойств химических элементов и теперь периодический закон формулируют так: свойства простых веществ, а также формы, и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов ядер атомов. Периодическое изменение свойств химических элементов с точки зрения строения атомов можно объяснить так. Возрастание положительного заряда атомных ядер приводит к возрастанию числа электронов в атоме. Число электронов равно заряду ядра атома. Электроны же располагаются в атоме не как угодно, а по электронным слоям. Каждый электронный слой имеет определенное число электронов. По мере заполнения одного слоя начинает заполняться следующий. А поскольку от числа электронов на внешнем слое в основном зависят свойства элементов, то и свойства периодически повторяются.	27. s-, p-, d-, f-элементы, положенные в периодической системе. Основные химические свойства. s-элементы в периодической таблице элементов — химические элементы, электронная оболочка которых включает в себя первые два s-электрона. К s-элементам относятся: щелочные металлы, щелочноземельные металлы, водород и гелий. В реакциях с водой щелочные и щелочноземельные металлы образуют щелочи. Простые вещества, образованные s-элементами, проявляют восстановительные свойства и высокую химическую активность. p-блок в периодической таблице элементов — электронная оболочка атомов, валентные электроны которых с наивысшей энергией занимают p-орбиталь. В p-блок входят с III по VIII главной подгруппы, исключая гелий. Часть p-элементов образует простые вещества – неметаллы. Среди p-элементов некоторые образуют простые вещества – металлы, среди которых есть элементы, оксиды и гидроксиды которых амфотерны. Простые вещества, образованные многими p-элементами, способны проявлять и восстановительные, и окислительные свойства. Поэтому в соединениях им присущи как положительные, так и отрицательные степени окисления. D-элементы — группа атомов в периодической таблице элементов, в электронной оболочке которых валентные электроны с наивысшей энергией занимают d-орбиталь. Данный блок представляет собой часть периодической таблицы; в него входят элементы от 3 до 12 группы в побочных подгруппах. Элементы d-блока также известны как переходные металлы или переходные элементы. С увеличением порядкового номера свойства d-элементов изменяются незначительно. В низших степенях окисления d-элементы проявляют металлические и восстановительные свойства. В растворах d-элементы с высшей степенью окисления проявляют неметаллические и окислительные свойства. F-элементы в периодической таблице — блок элементов, у атомов которых валентные электроны с наивысшей энергией занимают f-орбиталь. В данный блок входят лантаноиды и актиноиды. К лантаноидам относят 14 химических элементов – от церия Ce до лютеция Lu (порядковые номера 58-71).К актиноидам относят 14 химических элементов – от тория Th до лоуренция Lr (порядковые номера 90-103).В свободном состоянии лантаноиды – типичные металлы. Все актиноиды радиоактивны. Элементы с промежуточной степенью окисления проявляют амфотерные свойства.
28. Природа химической связи. Метод валентных связей. 1) Природа химической связи едина: взаимодействие атомов в молекуле осуществляется под действием электрических сил между электронами и ядрами атомов. В формировании химической связи принимают участие валентные электроны. Это электроны внешних электронных слоёв, которые наименее прочно связаны с ядром атома. Каждая химическая связь в структурных формулах представляется валентной чертой, например: H−H (связь между двумя атомами водорода) H3N−H+ (связь между атомом азота молекулы аммиака и катионом водорода) (K+)−(I−) (связь между катионом калия и иодид-ионом) По характеру этого распределения химические связи классифицируют на ковалентную (полярную и неполярную), ионную, координационную, металлическую. По числу электронных пар, участвующих в образовании данной химической связи, различают простые (одинарные), двойные, тройные химические связи, по числу непосредственно взаимодействующих атомов - двух-, трех- и многоцентровые. 2) Метод валентных связей (МВС) – метод описания химической связи с помощью электронных пар. Метод базируется на двух положениях: -ковалентная химическая связь образуется парой электронов с антипараллельными спинами, принадлежащей двум атомам; - ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.	29. Обменный и донорно-акцепторных механизмы образования ковалентной связи. Образование ковaлентной связи может осуществляться по двум механизмам - обменному и донорно-акцепторному. Обменный механизм предполагает, что связь образуется из двух неспаренных электронов, которые поставляет по одному каждый атом-партнер по связи. При донорно-акцепторном (координационном) механизме пару электронов для образования связи поставляет один атом - донор, а другой атом - акцептор - предоставляет свободную орбиталь: NНз(донор) + Н(+) (акцептор) ->, NH4(+) Разновидностью донорно-акцепторной связи является дативная связь, когда один и тот же атом является и донором, и акцептором электронной пары. В молекуле Сl2 электроны каждого атома участвуют в образовании связи как по обменному, так и по донорно-акцепторному механизму. В случае молекулы F2 в образовании связи участвуют только неспаренные электроны по обменному механизму. Энергия связи F2 (156,5 кдж/моль) меньше энергии связи молекул С12 (239,3 кдж/моль).	30. Ковалентная связь. Ее разновидности и свойства. Ковалентная связь – хим связь, которая осуществляется парой электронов, находящихся в общем владении двух связанных атомов. Бывает неполярная и полярная. Неполярная связь формируется между атомами с одинаковой электроотрицательностью. Такую связь имеют молекулы, состоящие из атомов одного и того же элемента, например Н2, N2. Полярную связь образуют атомы, различающиеся по электроотрицательности, например Н-Сl. Н^.+ ^.Сl: = Н :Cl: В этом случае электронная пара смещена в сторону атома с большей электроотрицательностью. Смещение электронной пары приводит к тому, что атом, к которому сместились электроны, приобретает избыточный отрицательный заряд. Соответственно, второй связанный атом (водород), от которого отошла электронная пара, приобретает избыточный положительный заряд, равный по величине отрицательному. Характерные свойства ковалентной связи – направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость – определяют химические и физические свойства органических соединений. Направленность связи обусловливает молекулярное строение органических веществ и геометрическую форму их молекул. Насыщаемость – способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей. Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные. Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер.
31. Валентность атомов в стационарном и возбужденном состояниях. Кратность связи. Сигма-связь и Пи-связь. Под валентностью понимают способность атома образовывать определеннее число химических связей с другими атомами. При образовании молекулы вместо исходных атомных s-, р- и d-электронных вaлентных облаков одного и того же атома образуются «смешанные» гибридные электронные облака, вытянутые по направлению к соседним атомам. Такая деформация электронных облаков обеспечивает боле полное их перекрывание при образовании химической связи и, следовательно, большую прочность связи. С позиций современной химии говорят, что происходит гибридизация атомных орбиталей. В зависимости от числа и вида атомных орбиталей, участвующих в гибридизации, различают несколько ее типов. Рассмотрим типы гибридизации на примере образования молекул фторида бериллия ВеF2, фторида бора ВFз и метана СН4. Невозбужденный атом бериллия (1s²2s²) не имеет неспаренных электронов. При взаимодействии с атомами фтора атомы бериллия, например, возбуждаются: один электрон подуровня 2s переходит на подуровень р. Электронная конфигурация возбужденного состояния бериллия 1s²2s¹2p¹. Таким образом, появляются два неспаренных электрона на s- b р-орбиталях. Эти орбитали могут преобразовываться в две одинаковые гибридные sр-орбитали, вытянутые в противоположных направлениях. Перекрывание этих гибридных орбиталей с р-электронными облаками атома фтора приводит к образованию линейной молекулы ВF2. В молекуле ВFз реализуется другой тип гибридизации. При взаимодействии атомов фтора с атомами бора, имеющего в невозбужденном состоянии электронную конфигурацию 2s¹2p¹,происходит переход атома бора в возбужденное состояние 2s¹2p² и последующая гибридизация одной s и двух р-орбиталей атома бора с образованием трех равноценных sp²-орбитanей. Поэтому молекула BFз имеет форму правильного треугольника. В молекуле метана СН4 атом углерода имеет четыре гибридные sp³-орбитали, ориентированные друг к другу под тетраэдрическим углом (109°28'). Молекула СН4 имеет форму тетраэдра. По числу пар электронов, участвующих во взаимодействии двух связываемых атомов, ковалентная связь может быть одинарной, двойной и тройной. Одинарная связь образуется за счет одной пары электронов. Двойную связь образуют две поделенные пары электронов. Тройную связь образуют соответственно три поделенные пары электронов. В зависимости от пространственного расположения, типа электронных облаков и способа их перекрывания или образования химической связи различают -связь (сигма связь) и -связь (пи связь). -Связь - ковалентная связь, образованная при перекрывании s-, p- и гибридных атомных орбиталей вдоль оси, соединяющей ядра связываемых атомов. -Связь - ковалентная связь, возникающая при боковом перекрывании негибридных р-атомных орбителей. Такое перекрывание происходит вне прямой, соединяющей ядра атомов.	32. Гибридизация атомных орбиталей. Примеры. Пространственная конфигурация молекул с sp,sp2, sp3-гибридизацией (примеры). При образовании молекулы вместо исходных атомных s-, р- и d-электронных вaлентных облаков одного и того же атома образуются «смешанные» гибридные электронные облака, вытянутые по направлению к соседним атомам. Такая деформация электронных облаков обеспечивает боле полное их перекрывание при образовании химической связи и, следовательно, большую прочность связи. С позиций современной химии говорят, что происходит гибридизаций атомных орбиталей. В зависимости от числа и вида атомных орбиталей, участвующих в гибридизации, различают несколько ее типов. Рассмотрим типы гибридизации на примере образования молекул фторида бериллия ВеF2, фторида бора ВFз и метана СН4. Гибридизация одной s- и одной p-орбитали (sp-гибридизация): Невозбужденный атом бериллия (1s²2s²) не имеет неспаренных электронов. При взаимодействии с атомами фтора атомы бериллия возбуждаются: один электрон подуровня 2s переходит на подуровень р. Электронная конфигурация возбужденного состояния бериллия 1s²2s¹2p¹. Таким образом, появляются два неспаренных электрона на s- b р-орбиталях. Эти орбитали могут преобразовываться в две одинаковые гибридные sр-орбитали, вытянутые в противоположных направлениях. Перекрывание этих гибридных орбиталей с р-электронными облаками атома фтора приводит к образованию линейной молекулы ВF2. Гибридизация одной s- и двух p-орбиталей (sp2-гибридизация): В молекуле ВFз реализуется другой тип гибридизации. При взаимодействии атомов фтора с атомами бора, имеющего в невозбужденном состоянии электронную конфигурацию 2s¹2p¹,происходит переход атома бора в возбужденное состояние 2s¹2p² и последующая гибридизация одной s и двух р-орбиталей атома бора с образованием трех равноценных sp²-орбитaлей. Поэтому молекула BFз имеет форму правильного треугольника. Гибридизация одной s- и трех p-орбиталей (sp3-гибридизация): В молекуле метана СН4 атом углерода имеет четыре гибридные sp³-орбитали, ориентированные друг к другу под тетраэдрическим углом (109°28'). Молекула СН4 имеет форму тетраэдра.	33. Ионная связь. Ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи. Свойства веществ с ионным типом связи. Ионная связь является предельным случаем полярной ковалентной связи, когда электронная пара полностью смещена к одному из связываемых атомов. При этом атомы становятся заряженными частицами — ионами, между которыми возникает связь за счет электростатического притяжения. Ионная связь в отличие от ковалентной связи не обладает направленностью и насыщаемостью. Типичные соединения с ионной связью — неорганические соли, например хлорид натрия NaCl. Ионная связь – это связь, которая образуется при взаимодействии атомов, резко отличающихся друг от друга по значениям электроотрицательности. В результате взаимодействия образуются ионы. Ионной связи характерны: 1) ненасыщаемость (каждый ион, взаимодействуя с противоположным во всех направлениях, не компенсирует силовые поля) 2) ненаправленность (любой ион в любом направлении способен притягивать к себе ион противоположного заряда) Свойства веществ с ионной связью: твердые, тугоплавкие, не имеют запаха, часто хорошо растворимые в воде.

34. Виды межмолекулярного взаимодействия. 1) ориентационные взаимодействия (Полярные молекулы взаимно ориентируются таким образом, отрицательные концы диполей одних молекул повернуты к положительным концам диполей других молекул, что обеспечивает их взаимное притяжение) 2) индукционные взаимодействия (наблюдаются также и у веществ с полярными молекулами, но при этом оно обычно значительно слабее ориентационного. Полярная молекула может увеличивать полярность соседней молекулы. Иными словами, под влиянием диполя одной молекулы может увеличиваться диполь другой молекулы, а неполярная молекула может стать полярной) 3) дисперсионные взаимодействия (эти силы взаимодействуют между любыми атомами и молекулами независимо от их строения. Постоянное движение электронов в молекуле, а также колебание ядер вызывают появление в молекуле мгновенного диполя, под действием которого в соседней молекуле индуцируется также мгновенный диполь. Оно является самым слабым изо всех видов межмолекулярных взаимодействий.)

35. Водородная связь, ее биологическая роль. Водородная связь является разновидностью ковалентной связи, образованной по донорно-акцепnорному механизму. Такая связь возникает между молекулами, в состав которых входят атомы водорода и элементов с высокой элеткроотрицательностью (фтор, хлор, кислород, азот). За счет разности электроорицательностей атомов, образующих молекулу, она представляет собой диполь. Диполи двух или нескольких полярных молекул взаимодействуют друг с другом, образуя водородные связи, которые в формулах указываются тремя точками, например Н-F • • • Н-F. Водородная связь может быть как межмолекулярной, например Н20 и многие органические соединения, так и внутримолекулярной, например между отдельными частями больших молекул. Посредством водородных связей взаимодействуют спирали ДНК и РНК, белки, формируются мембраны биологических клеток. Таким образом, водородная связь имеет важное значение для жизнедеятельности живого организма.

36. Комплексные соединения. Теория Вернера. Роль в живом организме. Название «комплексные соединения" ввели для обозначения класса сложных соединений, в которых атомы целого ряда элементов (обычно металлов) присоединяют большее число атомов других элементов или атомных групп, чем это требуют правила валентности. Комплексные соединения состоят из внутренней и внешней сферы. При записи химической формулы внутреннюю сферу заключают в квадратные скобки. Во внутреннюю сферу входят центральный ион — комплексообразователь и лиганды. В качестве комплексообразователя могут выступать катионы Са , Mg, А13+ и элементы побочных подгрупп, которые тоже можно отнести к металлам. Лигандами называются частицы, которые координируются вокруг комплексообразователя. В качестве лигандов могут выступать нейтральные молекулы, например NHi, Н2О, а также ионы (анионы и катионы, например NQ2 , SO^“, Cl", и другие анионы, (катион гидразиний) и др.). Число лигандов, которое удерживает центральный ион, называется координационным числом. Координационное число иона Ag+ в соединении [Ag (NH3)2l Cl равно 2, иона Hg2+ в K2{HgI4] - 4. Если внутренняя сфера заряжена, то противоположно заряженные ионы, не входящие в эту сферу, образуют внешнюю сферу. Заряд внутренней сферы равен по величине и противоположен по знаку заряду внешней сферы. Комплексные соединения встречаются как в растениях, так и в живом организме. Они принимают активное участие в различных биологических процессах, выполняют специфические функции в обмене веществ, в процессах дыхания, фотосинтеза, биологического окисления и в ферментативном катализе. В состав ферментов входят комплексо-образователи Fe2+, Си, Со3+, Zn , Mo , Mg, Мп , участвующие в различных процессах метаболизма. В состав многих биологических систем входят комплексы металлов с порфирином - органическим азотсодержащим 20-членным циклическим соединением. Так, хлорофилл (зеленый пигмент растений) содержит комплекс иона Mg2+ с порфирином. Магний координационно связан с четырьмя атомами азота порфирина. Хлорофилл катализирует процесс фотосинтеза, в результате которого из С02 и Н20 образуются углеводы (крахмал, целлюлоза) и кислород. Комплекс Fe2+ с порфириновым циклом входит в состав сложного белка - гемоглобина. В гемоглобине координационное число иона Fe2+ равно 6. Четырьмя координационными связями атом железа соединен с атомами азота порфирина, одной связью - с аминокислотным остатком белковой цепи, а шестая связь может координировать молекулу кислорода. Таким образом, гемоглобин способен обратимо присоединять кислород и разносить его по кровеносной системе из легких в каждую клетку организма.

37. Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости комплексных ионов. Различают первичную и вторичную диссоциацию комплексных соединений. При первичной диссоциации комплекса отделяется внешняя сфера от внутренней. Первичная диссоциация комплекса в водном растворе протекает практически полностью по типу диссоциации сильных электролитов. Вторичная диссоциация связана с диссоциацией внутренней сферы комплексного соединения. Она протекает обратимо по типу слабого электролита. В этом случае разрываются связи между комплексообра-зователем и лигандами. Эти связи относятся к ковалентным, поэтому в водном растворе они разрываются с трудом и диссоциация протекает ступенчато. Число ступеней вторичной диссоциации равно координационному числу комплексообразователя. Каждой ступени соответствует своя константа равновесия, которая называется константой нестойкости этой ступени.

38. Химическая связь в комплексных соединениях (примеры). В кристаллических комплексных соединениях с заряженными комплексами связь между комплексом и внешнесферными ионами ионная, связи между остальными частицами внешней сферы – межмолекулярные (в том числе и водородные). В большинстве комплексных частиц между центральным атомом и лигандами связи ковалентные. Все они или их часть образованы по донорно-акцепторному механизму (как следствие – с изменением формальных зарядов). В наименее прочных комплексах (например, в аквакомплексах щелочных и щелочноземельных элементов, а также аммония) лиганды удерживаются электростатическим притяжением. Связь в комплексных частицах часто называют донорно-акцепторной или координационной связью.

39. Окислительно-восстановительные реакции. Виды окислительно-восстановительных реакций. Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. Окислительно-восстановительные реакции включают два процесса: окисления и восстановления. Окисление - это процесс отдачи электронов. Частицы, отдающие электроны, называются восстановителями. Восстановление - это процесс присоединения электронов. Частицы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Виды окислительно-восстановительных реакций: 1) Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например: Н2S + Cl2 → S + 2HCl 2) Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например: 2H2O → 2H2 + O2 3) Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например: Cl2 + H2O → HClO + HCl 4) Репропорционирование — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например: NH4NO3 → N2O + 2H2O

40. Важнейшие окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность.

Восстановители	Окислители
Металлы	Галогены
Водород	Перманганат калия(KMnO₄)
Уголь	Манганат калия (K₂MnO₄)
Окись углерода (II) (CO)	Оксид марганца (IV) (MnO₂)
Сероводород (H₂S)	Дихромат калия (K₂Cr₂O₇)
Оксид серы (IV) (SO₂)	Хромат калия (K₂CrO₄)
Сернистая кислота H₂SO₃ и ее соли	Азотная кислота (HNO₃)
Галогеноводородные кислоты и их соли	Серная кислота (H₂SO₄) конц.
Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl₂, FeCl₂, MnSO₄, Cr₂(SO₄)₃	Оксид меди(II) (CuO)
Азотистая кислота HNO₂	Оксид свинца(IV) (PbO₂)
Аммиак NH₃	Оксид серебра (Ag₂O)
Гидразин NH₂NH₂	Пероксид водорода (H₂O₂)
Оксид азота(II) (NO)	Хлорид железа(III) (FeCl₃)
Катод при электролизе	Бертоллетова соль (KClO₃)
Металлы	Анод при электролизе

Вещества, содержащие элементы в промежуточной степени окисления, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства: по отношению к восстановителям являются окислителями, а по отношению к окислителям - восстановителями. О таких веществах говорят, что они обладают окислительно-восстановительной двойственностью.

41. Стандартные электродные потенциалы. Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.

Стандартный электродный потенциал – это электродный потенциал при концентрации (активности) ионов металла, равной 1 моль/л.

1.Общая характеристика галогенов и хлора В группу галогенов входят фтор, хлор, бром, йод и астат. Эти элементы составляют VII группу периодической системы Д. И. Менделеева. Электронная конфигурация внешнего слоя у атомов этих элементов ns2np5, где n - номер периода. Всего во внешнем электронном слое атомов галогенов 7 электронов, что предопределяет свойство галогенов присоединять электрон. Галогены являются сильными окислителями, непосредственно взаимодействуют почти со всеми металлами и неметаллами, за исключением кислорода, углерода, азота и благородных газов. Связь в галогенидах щелочных и щелочноземельных металлов ионная, в остальных - ковалентная. Галогены образуют двухатомные непрочные молекулы. Легкость распада молекул галогенов на атомы - одна из причин их высокой химической активности. В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул: F2, Cl2, Br2, I2. Астат - радиоактивный элемент и может быть получен только искусственным путем. От фтора к иоду изменяются физические свойства галогенов: растет плотность, увеличиваются размеры атомов, повышаются температуры кипения и плавления. С увеличением порядкового номера окислительная способность галогенов в свободном состоянии падает. Поэтому каждый предыдущий галоген вытесняет последующий из его соединений с металлами и водородом, например: 2КСl + F2 = 2КF + Cl2 Фтор - самый активный неметалл. Он проявляет только одну степень окисления -1, непосредственно реагирует почти со всеми металлами (даже с золотом и платиной), а также с неметаллами.Химическим путем фтор получить невозможно, поэтому используется исключительно электролиз.Хлор, бром и иод проявляют степень окисления -1 и +1. Степень окисления -1 наиболее характерна для галогенов.Из-за высокой химической активности галогены в природе существуют только в связанном виде.Хлор впервые был получен в 1774 г. шведским химиком К. Шееле. Хлор - газ желтоватого цвета с резким запахом, в 2,5 раза тяжелее воздуха. Температура плавления - 101°C, кипения - 34,1°C. Хлор очень ядовит. Хлор широко используется в промышленности для отбелки тканей, получения соляной кислоты, белильной извести, ядохимикатов, для обеззараживания питьевой воды.

2.Получение и применение галогенов В лаборатории: Получение хлора. Хлор получают действием соляной кислоты на окислители: MnO₂, KMnO₄, PbO₂, K₂Cr₂O₇ и другие:16HCl + 2KMnO₄ = 5Cl₂ + 2MnCl₂ + 2KCl + 8H₂O.Бром и йод получают действием окислителя на бромиды или йодиды в кислой среде:MnO₂ + 2KBr + 2H₂SO₄ = Br₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + 2H₂O;2NaNO₂ + 2NaI + 2H₂SO₄ = I₂ + 2NO + 2NaHSO₄ + 2H₂O.В промышленности:Важнейший способ получения фтора – электролиз расплавов фторидов. В качестве основного источника используется гидрофторид калия KHF₂, фтор выделяется на аноде.Хлор в промышленности получают электролизом раствора хлорида натрия. Газообразный хлор выделяется на аноде. 2NaCl + 2H₂O = 2NaOH + H₂ + Cl₂.Для получения брома используют реакцию его замещения в бромидах:2KBr + Cl₂ = 2KCl + Br₂.Основные источники получения йода – морские водоросли и нефтяные буровые воды:2NaI + MnO₂ + 3H₂SO₄ = I₂ + 2NaHSO₄ + MnSO₄ + 2H₂O.Применение: галогены используются в химической промышленности, для очистки воды и отходов, в производстве пластмасс, фармацевтических препаратов, целлюлозы и бумаги, тканей, смазочных материалов. Бром, хлор, фтор и йод служат химическими промежуточными звеньями, отбеливающими и дезинфицирующими средствами. Бром и хлор применяются в текстильной промышленности для отбеливания и предотвращения усадки шерсти. Бром также используется в процессах экстракции золота и при бурении нефтяных и газовых скважин. Он применяется как антипирен в производстве пластмасс и как промежуточное звено в производстве гидравлических жидкостей, влагопоглотителей и средств для завивки волос. Бром входит в состав боевых отравляющих газов и огнегасящих жидкостей.

. Водородные соединения галогенов. Свойства, применение.

HF + H₂SO₄ ≠ реакция не идёт. HCl + H₂SO₄ ≠ реакция не идёт

2HBr + H₂SO₄ = Br₂ + SO₂ + 2H₂O. 8HI + H₂SO₄ = 4I₂ + H₂S + 4H₂O Йодоводород является сильным восстановителем и используется как восстановитель во многих органических синтезах. При стоянии, раствор HI вследствие постепенного окисления HI кислородом воздуха и выделения йода, принимает бурую окраску: 4HI + O₂ → 2H₂O + 2I₂

Растворы галогенов — сильные кислоты, в которых ион H⁺ выступает в качестве окислителя. Галогеноводородные кислоты реагируют с металлами, потенциал которых < 0, но так как ионы I⁻(в меньшей степени Br⁻) хорошие комплекообразователи, HI может реагировать даже с серебром (+0,8). 2Ag + 4HI = 2H[AgI₂] + H₂

4. Хлорная вода. Получение, свойства, применение.

— водный раствор хлора. Содержит молекулы хлора (Cl2), хлорноватистую кислоту (HClO) и хлороводородную (соляную) кислоту (HCl). H₂O + Cl₂= HClO + HCl. Получение в хлораторе, путем насыщения воды газообразным хлором, образующаяся HClO разлагается на свету на O2 и HCl. Применение. Используется для обеззараживания воды в бассейнах способом хлорирования, очень слабый раствор хлора в питьевой воде обеспечивает её обеззараживание без нанесения большого ущерба здоровью. Химические свойства. Сильный окислитель, прежде всего благодаря образованию атомарного кислорода в момент выделения. Является одним из немногих веществ, растворяющих золото.

5. Хлорная известь Хлорная известь — техническая смесь гипохлорита, хлорида и гидроксида кальция. Альтернативное название: белильная известь. В просторечии: хлорка. Получение. Получают взаимодействием хлора с гашёной известью (гидроксидом кальция): 2Cl₂+2Ca(OH)₂=Ca(OCl)₂+CaCl₂+2H₂O Свойства. При обычных условиях хранения хлорная известь медленно разлагается. Применение. Широко используется для отбеливания и дезинфекции.

7. Общая характеристика подгруппы кислорода

Подгруппа кислорода (халькогены)– 6-я группа периодической системы Д.И. Менделле-ва, включающая следующие элементы:1) кислород – О; 2) сера – S; 3) селен – Se; 4) теллур – Te; 5) полоний – Po (радиоактивный элемент).

Номер группы указывает на максимальную валентность элементов, стоящих в этой группе. Общая электронная формула: ns2np4– на внешнем валентном уровне у всех элементов имеется 6 электронов, которые редко отдают и чаще принимают 2 недостающих до завершения уровня электрона. Наличие одинакового валентного уровня обуславливает их химическое сходство.Кислород проявляет только -1 – в пероксидах; -2 – в оксидах; 0 – в свободном состоянии; +1 и +2 – во фторидах – О2F2, ОF2 т. к. у него нет d-под-уровня и электроны разъединяться не могут, и валентность всегда – 2. Сверху вниз, с нарастанием внешнего энергетического уровня закономерно изменяются их физические и химические свойства: радиус атома элементов увеличивается, а также электроотрицательность уменьшаются; уменьшаются неметаллические свойства, металлические, у полония (Po) имеется металлический блеск и электропроводимость. Их водородные соедин<

⇐ Предыдущая 1 2 34