1.Осн полож квант мех: корпускулярно-волновой дуализм, ур-ние Шредингера, принцип неопределённости Гейзенберга.

В рассм-мом диапазоне свет проявл не только волновые св-ва (дифракция, интерференция, поляризация и др.), но и квантовые или корпускулярные, такие как фотоэффект, излучение и поглощение атомов и др. В то же время движущиеся частицы проявл волновые св-ва (дифракция электронов). Этот корпускулярно-волновой дуализм материи лежит в основе квантовой механики.

Современная теория хим связи, теория строения молекул и кристаллов базируется на квантовой механике молекулы атомы, построены из ядер и электронов, и теория химической связи должна учитывать корпускулярно-волновой дуализм микрочастиц. До применения методов квантовой механики к химии не удавалось создать непротиворечивую теорию хим связи. Ее фундамент был заложен в 1927 г. Гейтлером и Лондоном. Выполнив на основе квантовой механики расчет св-в молекулы водорода, они показали, что природа хим связи электрическая, никаких особых сил хим взаимодействия помимо электрических не существует. Действующие в молекуле между ядрами и электронами гравитационные и магнитные силы пренебрежимо малы по сравнению с электрическими.

Главный тезис квантовой механики — микрочастицы имеют волновую природу, а волны — свойства частиц. Применительно к электрону можно сказать, что это такое образование, которое ведет себя и как частица, и как волна, т. е. он обладает, как и другие микрочастицы, корпускулярно-волновым дуализмом (двойственностью). С одной стороны, электроны, как частицы, производят давление, с другой стороны, движущийся поток электронов обнаруживает волновые явления, например дифракцию электронов. Дифракция электронов широко используется при изучении строения вещества. 

2.Общая хар р – эл-тов VII группы. Получ галогенов, их св-ва. Соед галогенов с водородом.

Атомы галогенов имеют на внеш элект слое по 7 эл и их общая элект конфиг ns2 np5.

С увелич порядкового номера эл-та R атома монотонно возраст. Вследствие этого уменьш энергия ионизации, энергия сродства к электрону и отн эо, ослаб окисл-е и нарастают восст-е св-ва свободных галогенов. Аномальное значение энергии сродства к электрону у фтора объясняется более высокой электронной плотностью и значительно меньшим, чем у других галогенов, R атома, а связи с этим более сильным отталкиванием электрона.

В ряду F, Cl, Br, I уменьш неме св-ва. Если фтор- типичный неме, то йод проявл такие св-ва металлов, как металлич блеск в кристаллич сост, способность к обр солей катионного типа I(ClO)4, I(CH3COO)3, амфотерность HIO.

Cl, Br, I в соед проявл СО от -I до VII, что обусловлено наличием d-подуровня в атомах. СО фтора, как самого эо-го эл-а, в соед с другими эл-тами всегда -I.

Галогены обр соед с положит СО с эл-тами, имеющими более высокие значения ОЭО.

Cl, Br, I имеют положит СО в соед с кислородом ((оксиды, кислородосодержащие к-ты и их соли), азотом (хлорамины) и в межгалоидных соед. Фтор не обр соед с положит СО

Получение галогенов Фтор получают электролизом расплава дигидрофторида калия KF*2HF

Основной промыш метод получ хлора ¬ электролиз конц р-ра NaCl. В лаб хлор получают окислением HCl различ ок-лями (MnO2, PbO2, KMnO4, K2Cr2O7) 4HCl+MnO2=Cl2+MnCl2+2H2O

14HCl+K2Cr2O7=3Cl2+2CrCl3+2KCl+7H2O

Бром получают из буровых вод, а йод – из золы морских водорослей, окисляя бромиды и йодиды:

2NaBr+Cl2=Br2+2NaCl

2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2

2NaI + MnO2+ 2 H2SO4 = I2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2 H2O

В обычн усл фтор и хлор – газы, бром – жидкость, а йод – кристаллич в-во. Различия в агрегатных сост галогенов обусловлены возрастанием межмолекулярного (дисперсионного) взаимодействия с увелич размеров молекул.

Свободн галог явл сильными ок-лями. Непосредственно взаим-ют с ме и большинством неме, кроме углерода, азота и кислорода: 2Al+3I2=2AlI3

2P+5Cl2=2PCl5

Фтор разрушает стекло, разлагает воду:

SiO2 + 2F 2 = 2SiF 4 + O2

H¬2O+F2=2HF+O при этом одновременно с атомарным кислородом выделяются H2O2, OF2, O3ю

Окислит способность в ряду F2, Cl2, Br2, I2 уменьш. Взаим-е F с H2 сопровожд значительным выделением тепла и протекает со взрывом даже в темноте и при охлаждении: F2+H2=2HF.

Cl с H2 в обычн усл реаг медленно, а при нагр или освещении – со взрывом. Взаим-е Br и I с H2 возможно только при нагр, реакц обратима. Cl2 Br2 I2 при ра-рении взаим-ют с водой: Г2+H2O↔HГ+HГO

Водн р-ры хлора и брома называют хлорной и бромной водой. Ввиду малой р-римости йода в воде йодную воду готовят с доб йодида к. При этом р-римость йода увелич вследствие обр полийодидов: KI+I2=KI3

Фтор не проявл восст-ных св-в. Восст св-тва Cl Br I возр с увелич порядкового номера эл-tа. Йод способен восстанавливать азотную кислоту: 3I2+10HNO3=6HIO3+10NO+2H2O

О-в двойств-ть галогенов проявл в обр межгалоидных соед (ClF, ClF3, BaCl, IF5), при взаим-ии с водой и щелочами.

Межгалоидные соед явл галогенангидридами и легко гидролизуются: ClF+H=O=HClO+HF

IF5+H20=HIO3+5HF

Более высокую активность йода по ср с хлором можно док-ть реакц окисления йода с хлорной водой: I2+5Cl2+6H2O=10HCl+2HIO3

Соединения галогенов с водородом

В ряду F-, Cl-, Br-, I- восст-ная активность увелич вследствие возрастания R иона. Фториды и фторид водорода восст св-в практически не проявляют. Йодиды и йодид водорода сильные восст-ли и в водных р-рах легко окисляются кислородом воздуха: 4HI+O2=2I2+2H2O

Увелич восст-ной активности в ряду Cl-, Br-, I- можно продемонстр р-циями галогенидов натрия с конц серной кислотой При взаим-ии кристаллич NaCl с конц H2SO4 выделяется HCl: NaCl+H2SO4=HCl+NaHSO4

При взаим-ии кристаллич NaBr и NaI образующиеся в первый момент газы HBr и HI восст-ют H2SO4 до SO2 и H2S соответственно: 2HBr+H2SO4=Br2+SO2+2H2O

8HI+H2SO4=4I2+H2S+4H2O.

Получение галогенидов водорода

Различная восст-ная активность галогенидов водорода определяет их методы получения. HF и HCl можно получить действием конц серной кислоты на сухие соли: CaF2+H2SO4=2HF+CaSO4

Хлорид водорода получают также из простых веществ: H2+Cl2=2HCl

и как один из продуктов хлорирования органич соед RH+Cl2=RCl+HCl

HCl и HBr получают гидролизом галогенидов фосфора: PГ3+3Н2О=Н3РО3+3НГ

2Р+6Н2О+3Br2=2H3PO3+6HBr

В обычн усл галогениды – газы. Темп кип и плав возрастают оt HCl к HI из-за усиления межмолекулярных взаимодействий. Аномально высокие темп плав и кип фторида водорода обусловлены ассоциацией молекул HF в (HF)n за счёт водородных связей. В жидком фториде водорода n=2-6, в твёрдом - n→∞. Галогениды водорода хорошо ра-ся в воде. Водные р-ры HCl, HBr, HI – сильные к-ты, степень ионизации которых возрастают в ряду HCl, HBr, HI. Фтороводородная (плавиковая) кислота – слабый электролит вследствие малой поляризуемости молекул и их ассоциаций. По этой причине для фтороводородной кислоты характерно обр кислых фторидов, невозможное для других галогенидов водорода: HF+HF↔H++HF2-

2HF+NaOH=NaHF2+H2O

Билет 5