Шпаргалка Ко Второму Коллоквиуму По Химии Для Дневников (Мелехина Г. Н.)

1. Открытие электрона; его заряд, спин и масса. Стабильная элем. ч., вход. в состав атома, 1 из осн. структурных ед. в-ва. Термин «э.» как название фундаментальной неделимой ед. заряда в электрохимии предложен Стоуни (1894) Открытие э. как ч. принадлежит Томсону (1897) Заряд -1.6*10^-19 Кл (-1 – элем. заряд). Он был впервые непоср. измерен в экспериментах Иоффе (1911) и Милликена (1912). Масса 0.0005486 а.е.м. (1/1836 массы протона). Спин ½. Движение э. подчиняется законам квант. мех.

2. Уравнение Де Бройля. Э. имеет двойственную природу. В разных экспериментах он может проявлять св-ва как ч., так и волны. Движ. э. подчин. законам квант. мех. Связь между волн. и корп. св-вами э. отражает соотношение де Бройля: λ =h/mv, где λ – длина волны электрона; m – его масса; v – скорость; h =6.62•10^-34 Дж•с – постоянная Планка.

3. Принцип неопределённости Гейзенберга. Энергию и координаты э., как и др. элем. ч., невозможно одновременно измерить с одинаковой точностью (принцип неопр. Г.). Поэтому движ. э. в атоме или в молекуле нельзя описать с помощью траектории. Э. может находиться в любой точке пространства, но с разной вероятностью. Эксперим. исслед. св-в микрочастиц (атомов, э., ядер, фотонов и др.) показали, что точность опред. их динамических переменных (координат, кинетической энергии, импульсов и т.п.) ограничена и регулируется открытым в 1927 г. В. Гейзенбергом принципом неопр. Его мат. выражение: ∆x∆p∆≥h/2п и ∆x∆v≥h/2пm. Здесь ∆x, ∆p, ∆v - неопределенности в положении, импульсе и скорости соответственно; h=6.62•10^-34 Дж•с - постоянная Планка. ħ= h/2п=6,58•10^-16 – постоянная Дирака. Чем точнее определена координата частицы (чем < неопр. ∆x), тем < опр. величина импульса и скорости (>∆p и ∆v), и наоборот: чем точнее известен импульс (скорость), тем > неопределённо её местоположение. Для макрочастиц величина h/m очень мала (малы ∆х и ∆v), поэтому для них справедливы з-ны класс. мех, в кот. скорость и положение ч. могут быть опр. одновременно.

4. Что такое регулярная функция? Рег. ф-я должна обладать св-вами непрерывности, конечности и однозначности на всей обл. её опр. Она далжнеа быть квадратично интегрируемой, т.е. должен сущ. и быть конечным интеграл вида ⌠_v|Ψ|²∂V, |Ψ|²= Ψ∙ Ψ*, где ф-я Ψ* - комплексно-сопряжённая с ф-ей Ψ. Пример комплексно-сопряжённой ф-и: Ψ=(3+2i)x, Ψ*=(3+2i)x; Ψ∙ Ψ*=13x^2; Ψ=xe^ix, |Ψ|^2=xe^(ix)∙xe^(-ix)=x^2. Волн. ф-я должна относиться к регулярным ф-ям.

5. Уравнение Шрёдингера. Его физический смысл и понятие о методе решения. Результаты решения. Ур-е, связывающее пространственно-временное распределение с помощью представлений о волновой функции. С помощью волн. ур-я Ш. вычисляется вероятность нах. э. в данном месте атома (молекулы) и его энергии. Ур-е Ш. связывает волн. ф-ю Ψ с пот. энергией э. U и его полн. энергией Е: (h²/8п²m)∇²Ψ+(E-U)Ψ=0, где первый член соответствует кин. Энергии э.; ∇² Ψ= (d ² Ψ / d x ²)+(d ² Ψ / d y ²)+(d ² Ψ / d z ²) – сумма вторых производных Ψ по координатам x, y и z; m – масса э.; h=6.62•10-34 Дж•с - постоянная Планка. Различным функциям Ψ 1, Ψ2, Ψ3, … Ψn, кот. явл. решением волн. ур-я, соотв. своё знач. энергии: E1, E2, E3,…En. Волн. ф-я, явл. решением ур-я Ш., наз. орбиталью. Орбиталь – понятие математическое, смысл кот. вытекает из волн. ур-я Ш.

6. Главное квантовое число n. Какое значение принимает? Что оно определяет? Уровни энергии K, L, M, N, O, P, Q и т.д. Орбиталь можно однозначно описать с помощью набора целых ч., наз. квантовыми ч. n – гл. квант. ч. – цел. ч., обозначающее № энерг. ур-ня. Хар. энергию э., занимающих данный энерг. ур-нь. Опр. общ. энерг. э. и степень его удаления от ядра (№ нерг. ур-ня) – при увеличении n возрастают радиусы орбиты и энергия э.: E=-[(2π²me²)/n²h²] или E=-13,6(1/n^2) эВ, где m – масса э., e – заряд э., h=6.62•10^-34 Дж•с - постоянная Планка, n – гл. кв. ч. n принимает любые целочисленные значения от 1 до ∞. Наряду с др. кв. ч. и спином опр. уникальное сост. э. в атоме (его волн. ф-цию). Наиб. ч. э. на энерг. ур-не, с учётом спина э., опр. по формуле N=2n^2. Э. с одинаковым значением n образуют квантовый слой близких по размерам облаков. Слои с n=1,2,3,4… обозначают соответственно буквами K,L,M,N,...

8. Орбит. квант. ч. l. Какие значения принимает? Что определяет? l хар. форму орбитали и форму электронного облака. Имеет значения 0,1,2,3,…,(n-1). Отвечает значению ОМКД э. M=h/2п∙√l(l+1). Обычно обозначают буквами: 0-s, 1-p, 2-d, 3-f, 4-g, 5-h. Для каждого значения ч. n ч. l принимает значения, заключенные между 0 и (n-1): n=1, l=0, орб 1s; n=2, l=0,1, орб 2s,2p; n=3, l=0,1,2, орб 3s,3p,3d; n=4, l=0,1,2,3, орб 4s,4p,4d,4f. Т.е. для э. 1 энерг. ур-ня (n=1) возможна только 1 форма орбитали, для 2 две, для 3 три и т.д.

9. Спин. квант. ч. s. Какие значения принимает? Что оно определяет? Cпиновое квант. ч. s -это суммарный спиновый момент оболочки, получается по правилу суммирования спиновых моментов э.

10. Магн. орбит. квант. ч. ml . Какие значения принимает? Что определяет? Кроме различия размеров облаков, их формы и характера расположения относительно друг друга э. различаются спином. Упрощённо спин можно представить как собственное вращение э. вокруг своей оси. Для хар-ки спина э. вводится квант. ч. ms, наз. спиновым. Оно имеет значения +-1/2 Оно опр. |ПСМКД|= ћ∙ms (дж∙сек).

11. Магнит. спин. квант. ч. ms. Какие значения принимает? Что оно определяет? Для хар-ки спина э. вводится квант. ч. ms, наз. спиновым. Оно имеет значения +-1/2 Оно опр. |ПСМКД|= ћ∙ms (дж∙сек).

12. Что означают понятия: "спин", "Спиновое квантовое число", "Магнитное спиновое квантовое число"? Спин (spin — вертеть[-ся]) — собственный момент импульса элементарных частиц, имеющий квант. природу и не связанный с перемещением частицы как целого. Спином называют также собственный момент импульса атомного ядра или атома; в этом случае спин определяется как векторная сумма (вычисленная по правилам сложения моментов в квантовой механике) спинов элементарных частиц, образующих систему, и орбитальных моментов этих частиц, обусловленных их движением внутри системы. Спин измеряется в единицах (приведенных пост. Планка, или пост. Дирака) и равен ћs, где s — характерное для каждого сорта частиц целое (в том числе нулевое) или полуцелое положительное число — т. н. спиновое квантовое число, кот. обычно наз. просто спином. s — квант. ч., определяющее величину спина квантовой системы (атома, иона, атомного ядра, молекулы), т. е. её собственного (внутреннего) момента импульса. Для хар-ки спина э. вводится квант. ч. ms, наз. спиновым. Оно имеет значения +-1/2 Оно опр. |ПСМКД|= ћ∙ms (дж∙сек). Спины отдельных частиц могут складываться, образуя результирующий спин, кот. определяется квант. ч. s: s=σ(2, i=1)(ms)i.

13. Что такое орбиталь и электронное облако? (тж. см. 15) В качестве модели состояния э. в атоме в квант. мех. принято представление об электронном облаке, плотность соответствующих участков кот. пропорциональна вероятности нахождения там э. Облако наиболее плотно в областях наиболее вероятного нахождения электрона. Чем прочнее связь э. с ядром, тем э.о. меньше по размерам и плотнее по распределению заряда. Э.о. изображается в виде граничной поверхности. Обл. пространства вокруг ядра, в кот. наиб. вероятно пребывание э., - орбиталь. форму и размеры граничной поверхности принято считать формой и размером орбитали (э.о.). Орбиталь – понятие математическое, смысл кот. вытекает из волн. ур-я Ш. Вычисление вероятности нах. э. в данном месте атома (молекулы) и его энергии решается с пом. волн. ур-я Ш., связывающего волн. ф-ю Ψ с пот. энергией э. U и его полн. энергией Е: (h²/8п²m)∇²Ψ+(E-U)Ψ=0, где первый член соответствует кин. Энергии э.; ∇² Ψ= (d ² Ψ / d x ²)+(d ² Ψ / d y ²)+(d ² Ψ / d z ²) – сумма вторых производных Ψ по координатам x, y и z; m – масса э.; h=6.62•10^-34 Дж•с - постоянная Планка. Различным функциям Ψ ₁, Ψ₂, Ψ₃, … Ψn, кот. явл. решением волн. ур-я, соотв. своё знач. энергии: E₁, E₂, E₃,…En. Волн. ф-я, явл. решением ур-я Ш., наз. орбиталью.

14. Физический смысл функции Ψ. Поскольку движение электрона имеет волновой характер, квант. мех. описывает его движение в атоме при помощи волновой функции Ψ. В разных точках атомного пространства Ψ принимает азные значения. Математически записывается равенством Ψ= Ψ(x,y,z), где x,y,z – координаты точки. физ.смысл Ψ: её квадрат характеризует вероятность нахождения э. в данной точке атомного пространства. Величина Ψ² dV представляет собой вероятность обнаружения расматриваемой частицы в элементе объёма dV.

15. Основные типы орбиталей и формы электронных облаков: 1s-,2s-,3s-,2p-,3d- орбитали. Атомная орбиталь — одноэлектронная волновая ф-ция в сферически симметричном электрическом поле атомного ядра, задающаяся квантовыми числами. Название «орбиталь» (а не орбита) отражает геом. представление о движении э. в атоме: оно описывается законами квант. мех. и отл. от классического движения по траектории. Совокупность АО с одинаковым значением главного квантового числа n составляют одну электронную оболочку. Также АО — область наиболее вероятного пребывания э. в электрическом поле ядра атома. Положение элемента в ПСХЭ определяет тип орбиталей его атомов (s-, p-, d-, f-АО и т.д.), различающихся энергией, формой, размерами и пространственной направленностью. Для эл-тов 1 периода (Н, He) характерна одна АО - 1s. В эл-тах 2 периода э. занимают 5 АО на 2 энерг. ур-нях: 1 ур-нь 1s; 2 ур-нь — 2s, 2px, 2py, 2pz. (цифры - № энерг. ур-ня, буквы – форма орбитали). Атомные орбитали s-типа имеют форму сферы. р-АО имеют форму объемной восьмерки (гантели), направленной по оси x, y или z. Энергия орбитали возрастает по мере удаления электрона от ядра атома (т.е. с увеличением номера электронного уровня).Так, энергия s-АО увеличивается в ряду: 1s < 2s < 3s и т.д. Аналогично изменяется энергия р-АО: 2p < 3p < 4p и т.д. Внутри одного энергетического уровня энергия АО возрастает от s-АО к р-АО: 2s < 2p; 3s < 3p.

16. Принцип исключения Паули. В атоме не может быть 2 э., имеющих одинаковый набор всех 4 квант. ч.. Иными словами, данными значениями квант. ч. n, l. ml, ms может хар-ться только 1 э.. Для любого др. э. в атоме должно быть иным значение хотя бы 1 из квант. чисел. Из этого вытекает, что на 1 орбитали может находиться лишь 2 э. – с ms=+-1/2. => в s-состоянии (1 орбиталь) может быть лишь 2 э., в р-состоянии (3 орб.) – 6, в d (5 орб)10, в f (7 орб) – 14 э. Принцип Паули ограничивает число э. в атоме для каждого значения квант.ч. n.

17. Связь Рассела-Саундерса и правило Хунда. Мультиплетность. Связь Рассела-Саундерса – взаимодействие спинов э. друг с другом. Правило хунда: минимуму энергии соответствует состояние с макс. мультиплетностью. Или: суммарное спиновое ч. э. данного подслоя должно быть максимальным. (подслои объед. э. с одинаковым знач. орб. квант. ч. l) Иными словами, орбитали данного подслоя заполн. сначала по одному, затем по второму э. Э. с противоположными спинами на 1 и той же орб. обр. 2-электронное обл (спариваются) и их суммарный спин =0. Мультипле́тность— величина, хар. спин атома или молекулы. Рассчитывается по формуле M=(2σ(N, n=1)s+1) Где N — ч. э. в молекуле или атоме, s — спин. квант. ч. каждого э.

18. Формулировка периодического закона Д.И. Менделеева и современная. Св-ва эл-тов, а тж. формы и св-ва их соед. находятся в период. завис. от величины атомной массы эл-та. В системе хим. эл-тов, предлож. Менделеевым, был ряд противоречий, которые сам автор периодического закона устранить не смог. Лишь в начале XX в., после открытия строения атома, был объяснен физ. смысл пер. закона и появилась его совр. формулировка: св-ва эл-тов, а тж. формы и св-ва их соед. нах. в период. завис. от величины заряда ядер их атомов.

19. Правило Клечковского Опис энерг. распределение орб. в многоэлектронных атомах: заполнение э-ми орб. в атоме происходит в порядке возраст. суммы гл. и орб. квант. чисел n+l. при одинаковой сумме раньше заполн. орб. с меньшим знач. n. при заполнении орбитальных оболочек атома > предпочтительны (> энерг. выгодны), и, значит, заполняются раньше те сост., для кот. сумма гл. и побоч. (орб.) квант. чисел n+l имеет < значение.пример:1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p<8s

20. Размеры атомов. Орбитальный радиус. Вследствие волн. хар-ра движ. э. атом не имеет строго опр. границ. Поэтому измерить абс. размеры атомов невозможно. За радиус свободного атома можно принять теоретически рассчитанное положение гл. максимума плотности внеш. электронных облаков. Это т.н. орбитальный радиус. Изменение атомных и ионных радиусов в ПСХЭ носит периодический характер. Впериодах атомные и ионные радиусы по мере увеличения заряда ядра в общем уменьшаются. Наиб. уменьшение радиусов наблюдается у эл-тов малых периодов,, наименьшее уменьшение – в больших периодах В подгруппах эл-тов радиусы атомов увеличиваются.

21,22.Энергия ионизации и сродство к электрону. Электроотрицательность. Уравнение Полинга. Сродством к э. наз. энерг. эффект F процесса присоед. э. к нейтр. атому с превр. его в отр. ион. Э+e-=Э- +- F. Сродство к э. может быть выраж. в кдж/моль или эВ/атом. Оно числ. равно, но противоположно по знаку энергии ионизации отр. заряж. иона Э-. Элетроотрицательность (ЭО) – условное понятие, позв. оцен. способность атома данного эл-та оттягивать на себя электронную плотность по сравнению с атомами др. эл-тов в соед. Эта способность зависит от энергии ионизации атома и его сродства к э. Согласно опр. Малликена ЭО атома Χ (кси) может быть выражена формулой Χ=1/2 (I+F). I – энергия ионизации, F- сродство к э.В периодах наблюдается общ. тенденция роста ЭО, а в подгруппах – её падения. Так, ЭО фтора самая большая. Постоянной ЭО не может быть, т.к. она зависит от многих факторов.

23. Электровалентная связь. Взгляды Косселя и развитие их в теории Борна-Гейзенберга. Если между 2 атомами или 2 группами атомов имеет место электростат. взаимод., привод. к сильному притяж. и обр. хим. связи, то такая связь наз. электровалентной. Наиб. важной из связей этого типа явл. ионная, обусл. электростат. притяж. избыт. электрич. зарядов противоположно заряж. ионов. Коссель (1916) сформул. 1ое предст. об электронной природе ионной хим. связи: стремление атомов получ. электронную конфиг. объясн. способность атомов обр. хим. связи. Na-e-=Na+(1); Na+7e-=Na-7(2); E(1)<<E(2)->(1). Cl+e-=Cl-(3); Cl-7e-=Cl+7(4); E(3)<<E(4)->(3). Борн и Гейзнберг (1925) выделили 3 типа взаим.: 1) кулоновское притяж. центров ионов; 2) дипольное взаим.; 2) Отталкивание на малых расст. Сферически симметр. обл. иона деформ. (поляризуется) в электрич. поле др. иона. Данной теор. хорошо опис. только молекулы галогенидов щелочных металлов (т.к. галогены самые ЭО, а у щел. мет. есть неспар. э.). В большинстве др. мол. ионность связи <<100%.

24. Теория спиновой валентности (метод валентных связей). «Возбуждение валентности» (мекке). Спин. теор. вал.: вал. эл-та опр. ч. неспар. э. невозбужд. и возбужд. атома. Метод ВС (вал. связей/схем) - метод приближ. реш. ур-я Шрёдингера для многоэлектронных молекулярных систем.

25. Типы валентных связей. Ковалентная связь возникает между атомами с относительно малыми различиями в электроотрицательностях (Δχ < 2), например, С и Н, С и О, С и N, C и Cl, N и O и т.п., которые образуют хим. связь за счет общей электронной пары: H:H, C:C, C:H, C:O. Связь, обр. путем обобществления пары электронов связываемых атомов, наз. ковалентной. Она может рассматриваться как электростатическое притяжение ядер двух атомов к общей электронной паре. Ковалентная связь, в отличие от ионной, обладает определенной направленностью (от атома к атому), и ее обозначают валентной чертой, символизирующей эту направленность: Cl — Cl, H — CH3. Ионная связь точнее отражается знаками зарядов ионов: Na+ Cl –. Осн. типы простых ков. связей – σ (при перекрывании электронных облаков вдоль линии связи), π (по обе стороны от линии связи), и δ (в 4 зонах).

26. гибридизация орбиталей. это взаимодействие (смешение) разных по типу, но близких по энергии атомных орб. данного атома с преобр. гибридных орб. одинаковой формы и энергии. н-р, смешение 2s-АО с 2р-АО даёт 2 гибридные 2sp-АО. АО с большой разницей в энергии (н-р, 1s и 2р) в гибридизацию не вступают. в зависимости от ч. участвующих в гибр. р-АО возможны след. виды гибр.: 1) для атомов C и N – sp3, sp2, sp. 2) для O – sp3, sp2. 3) для галогенов – sp3. гибридная АО ассиметрична и сильно вытянута в одну сторону от ядра (форма неправильной 8). в отл. от негибридных s- или р-АО она имеет 1 большую долю, кот. хорошо обр. хим. связь, и малую долю. Гибридизованные АО при взаим. с орб. различ. типов (s-, p- или гибридными АО) др. атомов обычно дают σ-МО,т.е. обр. σ-связи. такая связь прочнее связи, обр. э. негибридных АО, за счёт > эффективного перекрывания. гибр. атомных орб. возможна лишь для атомов, обр. хим. связи, но не для своб. атомов.

27. Нелокализованная (делокализованная) π-связь. Ковалентная связь считается лок., если её электронная пара находится в поле 2 ядер и связывает только 2 атома. Делок. связь - связь, электронная пара кот. рассредоточена между несколькими (более 2) ядрами атомов (подобие металлической связи). Такая делок. (рассредоточение) э. характерна для сопряженных π-связей, т.е. кратных связей, чередующихся с одинарными. Т.о., делок. п-связь – это п(р-р) связь между более чем 3 атомами.

28. Метод МОЛКАО. Связывающие, несвязывающие и разрыхляющие орбитали. МОЛКАО (Молекулярная Орбиталь есть Линейная Комбинация Атомных Орбиталей): в данном подходе волновая функция молекулы представляется как сумма атомных орбиталей с коэффициентами: Ψ(r)=c1ψ1+ c2ψ2+…+cnψn, где Ψ(r) — волновая функция (а точнее — её электронная часть); c1 — коэффициент при атомной орбитали; ψ1 — волновая функция атомной орбитали (получается при решении уравнения Шредингера для атома водорода — известно в точном виде). Решение задачи состоит в нахождении коэффициентов С. 3 типа молекулярных орбиталей: связ., разрых. и несвяз. Э на связ. МО упрочняют связь, на разрых. . дестабилизируют (расшатывают). Молекула явл. устойчивой лишь если ч. э. на связ. орб. превышает ч. э. на разрых.. Э., нах. на несвяз. МО, участие в обр. хим. связи не принимают. Из исходных АО возникает n МО. Так, при образовании двухатомной молекулы H2 из атомов Н из s-орбиталей двух атомов Н возникают две двухцентровые МО — одна энергетически более выгодная (связ. Σs св), другая менее выгодная (разр. σs разр), чем исходные атомные орбитали. На связ. МО э. большую часть времени пребывает между ядрами (повышается электронная плотность), способствуя их хим. связыванию. Нa разр. МО э. большую часть времени нах. за ядрами, вызывая отталкивание ядер друг от друга.

1. Как изменяется окислительная активность в ряду F2, Cl2, Br2, I2 и чем объясняется? Окислительная активность молекул галогенов уменьшится от фтора к йоду( F2-> Cl2->Br2->I2), т.к.с увеличением радиуса атома способность галогена присоединять э. уменьшается. Фтор - самый сильный окислитель, т.к. имеет наименьший радиус.

2. Почему HF - слабая кислота? HF-плавиковая к-та. Слабость к-ты объясняется короткой длиной связи (H-F) , т.к у фтора очень маленький радиус. Чем меньше длина связи, тем труднее под дейсвием диполей воды отщепляется водород. Энергия водородной связи между молекулами HF больше, чем между молекулами воды. Возникающая система водородных связей затрудняет гетеролитический распад HF.

3. как изменяется сила кислот в ряду HCl, HBr, HI и с чем это связано? В ряду кислот HCl-> HBr->HI происходит усиление кислотных свойств. Это можно объяснить тем, что сверху вниз в подгруппе галогенов с увеличением заряда ядра атома увеличиваются радиусы атомов. Поэтому связь между неметаллом, который образует кислоту, и водородом ослабляется. Под действием диполей воды от молекулы HI легче всего отщепляется ион водорода. Следовательно, она самая сильная в ряду.

4. укажите основные области применения водорода. В хим. пром. служит сырьем для получения аммиака NH3, хлороводорода HCl, метанола CH3OH других огранических в-в. В пищ. пром. использ. для выработки твердых жиров путем гидрогенизации растительных масел. В металлургии используется для восстановления некоторых цветных металлов из их оксидов. Высокая экзотермичность реакции горения водорода в кислороде обусловливает использование «водородной» горелки для сварки и резки металлов (температура водородного пламени достигает 2600’С). Жидкий водород является одним из наиболее эффективных видов ракетного топлива. Им наполняют воздушные шары, зонды и другие летательные аппараты.

5. как изменяется сила кислот в ряду HClO, HClO2, HClO3, HClO4 и чем это объясняется? В ряду HClO->HClO2->HClO3->HClO4 сила кислот усиливается. С ростом числа кислородных атомов и увеличением степени окисления хлора электронные облака всё более стянуты к центральному атому и связь Н-О делается всё более ионной.

6. как изменяется энергия связи Э - Н и сила кислот в ряду H2S-H2Se-H2Te ? дайте объяснения В ряду H2S-> H2Se-> H2Te растет длина связи с водородом, а энергия уменьшается. Сила кислот возрастает.

7. какая степень окисления наиболее характерна для висмута ? свинца ? таллия ? Характерная степень окисления у висмута +3, у свинца +2, таллия +1

8. Почему столь богата химия углерода? С – особый эл-т. Ни один другой хим. эл-т не способен образовывать такое многообразие соединений. Причина этого многообразия в том, что атомы С способны: 1) соединяться друг с другом в цепи различного строения – открытые (неразветвленные, разветвленные, замкнутые). 2) образовывать не только простые (одинарные), но и кратные (двойные, тройные) связи: Н₃С – СН₃, Н₂С=СН₂, Н-С=С-Н; 3) образовывать прочные связи почти с любым другим эл-том. Эти уникальные св-ва С объясняются сочетанием 2 факторов: 1) наличие на внешнем энерг. ур-не (2s и 2p – 4 валентные орбитали) 4 валентных эл-нов (поэтому атом С не склонен ни терять, ни приобретать свободные эл-ны с образованием ионов); 2) малый размер атома (в сравнении с другими элементами IV группы), наименькие размеры р-облаков (что приводит к повышенной устойчивости sp3, sp2, sp- гибридных связей, а также п(р-р) связей). Вследствие этого С образует главным образом ковалентные, а не ионные связи, и проявляет валентность, равную 4.

9. что представляют собой водные р-ры кремниевой кислоты ? что такое силикагель ? Н4SiO4(ортокремниевая к-та) -> H2SiO3(гель) -> SiO2(силикогель) Кремниевая к-та в воде практически нерастворима. В растворе выделяется в виде студенистого осадка. Состав её отвечает формуле xSiO2*yH2O со значениями x и y, меняющимися в зависимости от условий. Частично обезвоженная студенообразная кремниевая к-та представляет собой твердую белую очень пористую массу, называемую силикогелем.

10. Амфотерность - способность нек-х в-в в завис. от усл. проявл. либо кисл., либо осн. св-ва; Примеры: вода, гидроксиды Аl(ОН)3, Сr(ОН)3, Zn(OH)2 и др В присутствии к-т соед. ведёт себя как осн., в присутствии > сильных осн. — как к-та: Степень амф. гидроксида зависит от положения эл-та в ПСХЭ. Вода обр. при диссоциации ионы Н+ и ОН− (Н2О=Н++ОН−). Гидроксиды при растворении диссоц. в завис. от усл., с обр. ионов Н+ или ОН-, н-р: Сr(ОН)3 = Сr3+ + ЗОН− (осн. св-ва), Сr(ОН)3 = H+ + CrO2− + Н2О (кисл. св-ва).