Добавил:
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
шпора неорган с 1.docx
Скачиваний:
33
Добавлен:
09.07.2019
Размер:
129.91 Кб
Скачать

Билет 1

  1. ММО.

Метод МО – метод, в котором из одноэлектронных атомных орбиталей (АО) строятся одноэлектронные обобщенные МО, охватывающие всю молекулу.

1. В молекуле все электроны являются общими. Сама молекула - это единое целое, совокупность ядер и электронов.

2. В молекуле каждому электрону соответствует молекулярная орбиталь, подобно тому как каждому электрону в атоме соответствует атомная орбиталь. И обозначения аналогичны.

3. В первом приближении молекулярная орбиталь представляет собой линейную комбинацию (сложение и вычитание) атомных орбиталей. Поэтому говорят о методе МОЛКАО (молекулярная орбиталь есть линейная комбинация атомных орбиталей), при которой из N АО образуется N МО (это основное положение метода).

Принципы заполнения МО:

Принцип наименьшей энергии Правило Хунда (суммарное значение спинового квантового числа данного подслоя должно быть максимальным)

Правило Паули (2 и более тождественные частицы не могут находиться в одном квантовом состоянии) Порядок заполнения должен быть таким, чтобы при данном числе электронов обеспечивалась минимальная энергия молекулярной системы. Первой заполняется орбиталь с наименьшей энергией. Орбитали располагаются в соответствии с порядком возрастания их энергии:

61s<61s*<62s<62s*<62pz<П2p= П2p< П*2p=< П*2p<62pz* Размещение электронов на связывающих орбиталях стабилизирует молекулу, заполнение разрыхляющих орбиталей, наоборот, разрыхляет, делает менее прочными связи в молекуле. Условия устойчивости молекул: молекула будет устойчива только тогда, когда сумма электронов на связывающих орбиталях превышают сумму электронов на разрыхляющих орбиталях. Pim = (neсв-ne*)/2

Pim > 0 молекула существует

В ММО волновая функция молек рассматр как волновая ф все е- и всех ядер. Совокумность МО сост электронную конфиг молекулы. МО – связывающие (на них е- плотность между атомами повышена) и разрых (е плотность повышена за ядрами) Энерг разрых всегда больше энергии связывающих, а их меньше чем энерг исходных АО. Чем больше кратность связи, тем она прочнее и короче.

2. Общая характеристика р-элементы V группы.

К р-элементам V группы относятся N P As Sb Bi. 5 электронов в наружном слое атома, характеризуются как неметаллы. Однако способность к присоединению электронов выражена слабее, чем у элементов VI и VII групп. Благодаря наличию пяти наружных электронов, высшая СО +5, а отрицательная -3. Вследствие относительно меньшей электроотрицательности связь рассматриваемых элементов с водородом менее полярна, чем связь с водородом элементов VI и VII групп. Поэтому водородные соединения этих элементов не отщепляют в водном растворе ионы водорода и, таким образом, не обладают кислотными свойствами. Физические и химические свойства элементов подгруппы азота изменяются с увеличением порядкового номера. вниз неметаличность элементов уменьшается, нарастают металлические свойства. Они заметны у мышьяка, сурьма обладает теми и другими свойствами в равной степени, а у висмута металлические свойства преобладают над неметаллическими. СО у N -3 -2 -1 +1 +2 +3 +4 +5 у остальных -3 +3 +5.

N — элемент второго периода и особенностью строения его атома является наличие только двух электронов на предпоследнем уровне (оболочка гелия) и отсутствие d-орбиталей в валентном слое: N может обр макс четыре ковалентные связи. В ионе аммония NH4+, его производных и комплексных соединениях азот образует три связи по обменному механизму и одну — по донорно-акцепторному. В азотной кислоте, ее солях и нитропроизводных атом азота ионизирован и образует четыре ковалентные связи по обменному механизму.

В P на предпоследнем уровне находится 8 электронов, а в As Sb Bi по 18. На внешнем валентном слое P-Bi имеются вакантные d-орбитали, которые могут принимать участие в образовании химических связей.

С возрастанием атомной массы элемента атомные радиусы монотонно возрастают, энергии ионизации уменьшаются (от 14,53 эВ для атома N до 7,3 эВ для атома Bi). Так же изменяются и относительные ЭО(от 3,1 для атома N до 1,7 для атома Bi). Азот способен к образованию кратных связей, в соединениях с низкими степенями окисления для азота весьма характерно образование водородных связей.

Чистую Н3РО4 получают при взаимодействии с водой Р4О10, РСl3 или POCI3, а также окислением красного фосфора азотной кислотой: ЗР + 5HN03 + 2Н20 = ЗН3РО4 + 5NO.

В обыч усл металлич модификации As Sb Bi устойчивы к кислороду и воде. При сгорании образуют оксиды вида Э2О3. В электрохимическом ряду напряж ме расположены после H, поэтому не взаимод с HCl, разб H2So4 и с раств щелочей, но реаг с конц серной и азотной к-тами. По характеру продуктов реакций можно проследить усиление металлич св-в от As к Bi. Мышьяк проявляет неме св-ва, образуя соединения анионного типа: 3As + 5HN03 + 2Н20 = 3H3As04 + 5NO 2As + 3H2S04 = As203 + 3S02 + Н20, где AS2O3 обезвож формa мышьяковистой кислоты (мышьяковистый ангидрид). Сурьма при взаимодействии с азотной кислотой проявляет неме св-ва, образуя Р-сурьмяную кислоту:3Sb + 5HNO3 + 2Н20 = 3H3Sb04 + 5NO а с серной кислотой — соединение катионного типа: 2Sb + 6H2SO4 = Sb2(S04)3 + 3S02 + 6Н20 Висмут проявляет только металлические свойства, образуя соли катионного типа: Bi + 4HN03 = Bi(N03)3 + NO + 2Н20 2Bi + 6H2SO4 = Bi2(S04)3 +3S02 + 6H20 В природе фосфор встр в виде минералов: фосфорита Саз(Р04)2 и апатитов ЗСа3(Р04)2 CaF2; ЗСа3(Р04)2 Са(ОН)2. P получают восстановлением углем в электрических печах при темп 1500-2000 °С по реакции: 2Са3(Р04)2 + 6Si02 + 10С = 6CaSi03 + 10СO + Р4 алл модиф фосфора: белый, фиолетовый, черный и др. Белый молекулярную структуру, состоящую из тетраэдрических молекул Р4. Очень токсичен. очень активен, самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой. Применяемый в лаборатории красный - смесь нескольких аллотропных форм. Хим активность фосфора выше, чем азота. Он взаим с кислородом, галогенами, серой, металлами. С водородом фосфор образует два соединения: фосфин, РН3, и дифосфин, Р2Н4. Фосфин, РНз, — бесцв газ с неприятным запахом, токсичен, термически устойчив. Молекула фосфина менее полярна, чем аммиака. Основные и электронодонорные свойства фосфина проявляются очень слабо, поэтому он обр соли фосфония только с очень сильными к-тами. Водородные связи между молекулами РНз практически не проявляются, поэтому темп кипения и плавления фосфина ниже, чем аммиака. Дифосфин, Р2Н4, — жидкость, с т. кип. +52 °С. Сильный восст-ль, самовоспламеняется на воздухе. Основных свойств не проявляет. Фосфор обр два оксида. Оксид фосфора(III), Р20з, получают медленным окислением фосфора при недост кислорода. При изб кислорода получают оксид фосфора(V), Р205. Оба оксида при обычн усл тверд, бесцв летуч в-ва. Сущ в виде нескольких модификаций: димеры Р4О6 и Р4О10, имеющие молекулярные решетки, и полимеры. Молекулы димеров состоят из четырех тетраэдров, соединенных через атомы кислорода. Оксид фосфора(V), фосфорный ангидрид, очень легко присоед воду и прим как водоотнимающее средство. В природе As Sb Bi встреч в виде сульфидов (AS2S3 — аурипигмент, As4S4 — реальгар, Sb2S3— сурьмяный блеск, Вi2Sз — висмутовый блеск), и в виде примесей в других минералах. При действии на эти соединения водой или кислотой выделяются газообр водородные соед — арсин, стибин, висмутин: Na3Э + НСl = 3NaCl + ЭН3, Устойч водородных соед уменьш от арсина к висмутину, который разлагается уже в момент получения. Эти соед явл сильными восст-ми: AsH3 + 8HN03 = H3As04 + 8NO2 + 4Н20. В отл от аммиака и фосфина они не проявляют основных свойств. Качеств реакц на мышьяк явл проба Марша: восст-е мышьяка из любого его соед до арсина цинком, 4Zn + Na3As04 + 11НСl = AsH3 + 4ZnCl2 + 3NaCl + 4H20 и дальнейшее разложение его при нагревании до металлического мышьяка: 2AsH3 = As + ЗН2

:Билет 2

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]