13. Охарактеризовать химические связи: ковалентную, ионную, металлическую. В каких соединениях существуют и какие особенности имеют?

Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой. Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений.

Ионная связь — очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,5 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.

Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1.7 по Полингу), то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов.

Металлическая связь — это одновременное существование положительно заряженных атомов и свободного электронного газа. Свободно движущиеся электроны обусловливают высокую электро- и теплопроводность. Вещества, обладающие металлической связью, часто сочетают прочность с пластичностью, так как при смещении атомов друг относительно друга не происходит разрыв связей.

14. Вода как слабый электролит. Диссоциация. Константа автопротолиза или ионное произведение воды, pH и pOH, примеры.

Вода - слабый электролит, незначительно диссоциирует на ионы:

2H2O « H3O+ + OH-

H2O « H+ + OH- - вода- амфотерный электролит

Известна константа диссоциации воды: Кд. = 1,8*10-16

В нейтральной среде [H+]=[OH-]= 10-7. В кислой среде [H+]>[OH-] или > 10-7. В щелочной наоборот.

рН = - lg[H+] или pOH = - lg[OH-].

рН + pOH = 14

15. Рассмотрим гидролиз солей 4-х типов. Определение. Виды. Привести примеры.

Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.

три типа гидролиза:

- гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);

Men+ + H-OH « MeOH(n-1)+ + H+

Гидролиз по катиону приводит к образованию гидроксокатионов и ионов водорода (среда раствора кислая).

- гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);

Ann– + H-OH « HAn(n-1)– + OH–

Гидролиз по аниону приводит к образованию гидроанионов и гидроксид-ионов (среда раствора щелочная).

- совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и анион);

Примеры:

1. CuSO4 = Cu2+ + SO42– (Гидролиз сульфата меди(II))

Cu2+ + H-OH « CuOH+ + H+;

2CuSO4 + 2H2O « (CuOH)2SO4 + H2SO4

2. Rb3PO4 = 3Rb+ + PO43– (Гидролиз ортофосфата рубидия)

Rb3PO4 + H2O « Rb2HPO4 + RbOH

3. Al(CH3COO)3 = Al3+ + 3CH3COO– (Ацетат алюминия)

Al3+ + H-OH « AlOH2+ + H+;

CH3COO– + H-OH « CH3COOH + OH–

Al(CH3COO)3 + H2O « AlOH(CH3COO)2 + CH3COOH

16. Свойства элементов 8б-группы (Fe, Co, Ni), оксиды: Fe, Fe2O3, FeO3, гидроксиды, соли и комплексные соединения.

Fe, химический элемент VIII группы периодической системы Менделеева; атомный номер 26, атомная масса 55,847; блестящий серебристо-белый металл. Конфигурация внешних электронных оболочек 3d64s2. Железо проявляет переменную валентность (наиболее устойчивы соединения 2- и 3-валентного Железа). С кислородом образует оксид (II) FeO, оксид (III) Fe2O3 и оксид (II,III) Fe3O4.

Оксиды

Fe2O3+СО=2FeO+СО2

Fe2O3+2NaOH=2NaFeO2+Н2О

Fe2O3+Na2CO3=2NaFeO2+CO2

Fe2O3+6НСl=2FeCl3+3Н2О

3Fe+4Н2O=Fe3O4+4H2

Гидроксиды

FeSO4+2NaOH=Fe(OH)2+Na2SO4

4Fe(OH)2+О2+2Н2O=4Fe(OH)3

Fe(OH)2+H2SO4=FeSO4+2Н2О

FeCl3+3NaOH=Fe(OH)3+3NaCl

Fe(OH)3+3НСl=FeCl3+3Н2О

Fe(OH)3+3NaOH=NaFeO2+2Н2О

Соли

Fe+2НСl=FeCl2+Н2О

Fe2O3+3H2SO4=Fe2(SO4)3+3H2O

Компл.соед.

[Fe(NH3)6]2+

K3[Fe(CN)6]

K4[Fe(CN)6]

Co, химический элемент первой триады VIII группы периодической системы Менделеева; атомный номер 27, атомная масса 58,9332; тяжелый металл серебристого цвета с розоватым отливом. Конфигурация внешних электронных оболочек атома Кобальта 3d74s2. В соединениях Кобальт проявляет переменную валентность. В простых соединениях наиболее устойчив Со(II), в комплексных - Со(III). Для Со(I) и Co(IV) получены только немногочисленные комплексные соединения.

Оксиды

CoO + 2HCl = CoCl2 + H2O

2Co3O4 = 6CoO + O2

Гидроксиды

Co(OH)2 + 2HCl = CoCl2 + 2H2O

Co(OH)2 + 4NaOH = Na4[Co(OH)6]

4Сo(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Co(OH)3

CoSO4 + 2NaOH = Co(OH)2 + Na2SO4

Соли

Co(NO3)2·6H2O, CoSO4·7H2O, CoCl2·6H2O и др. Растворы солей имеют ярко-розовую окраску, характерную для аквакомплексов кобальта (II).

Компл.соед.

[Co(NH3)6]2+

Ni, химический элемент первой триады VIII группы периодической системы Менделеева, атомный номер 28, атомная масса 58,70; серебристо-белый металл, ковкий и пластичный. В соединениях проявляет переменную валентность (чаще всего 2-валентен).

Оксиды

NiO + Ba(OH)2 = BaNiO2 + H2O

Ni(OH)2 = NiO + H2O

Гидроксиды

Ni(OH)2 + 6NH3 = [Ni(NH3)6](OH)2

Ni(OH)2 = NiO + H2O

NiSO4 + 2NaOH = Ni(OH)2 + Na2SO4

Соли

Ni(NO3)2·6H2O, NiSO4·6H2O, Fe(ClO4)2·6H2O, K2Ni(SO4)2·6H2O и др. Растворы солей имеют ярко-зеленую окраску, характерную для аквакомплексов никеля (II).

Компл.соед.

[Ni(NH3)6]2+

17. Сера. Электронное строение. Валентные возможности. Степени окисления. Важнейшие соединения.

Сера имеет электронную конфигурацию 1s22s22p63s23p4

-2 (H2S), +4 и +6 (SO2, SF4, SO3, SF6).

Na2S(соль сульфид натрия) - ионная связь

SO3(оксид серы (6)) - коволентная полярная

H2S(кислота сероводород) - коволентная полярная

Важнейшие соединения.

SO4 - двуокись серы [оксид серы (IV)],

COS - оксисульфид (сероокись углерода),

CS2 - сероуглерод,

H2S - сероводород

CH3SCH3 - диметилсульфид.

18. Концентрации в растворах: молярная, молярная концентрация эквивалентов, моляльность, массовая доля. Дать определение, формулы расчета. Примеры 4-х концентраций.

Молярная концентрация - величина, равная отношению количества растворённого вещества к объёму раствора. Единица (в СИ) - моль/л. Зависит от температуры раствора. С(в)=m(в),г/ (М(в),г\моль * V,л)

Молярная концентрация эквивалента, обозначаемая через Сэк, представляет собой отношение количества вещества эквивалента в системе (например, в растворе) к объему V этой системы. Молярная концентрация эквивалентов называется нормальной концентрацией. . Сэк(в)=m(в),г/ (Мэк(в),г\моль * V,л)

Мэк(в)=М(в)/z, Сэк(в)=С(в)*z

Массовая доля — отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах. w(в)=m(в)/m(р-ра) *100%

Моляльность раствора, концентрация раствора, выраженная числом молей (грамм-молекул) растворённого вещества, содержащегося в 1000 г растворителя. См(в)=m(в) в 1000г H2O/ M(в) = моль/1 кг H2O

19. Валентность и валентные возможности элементов 3А и 3Б групп в возбужденном и невозбужденном состояниях. НЕ НАШЛА, КТО НАЙДЕТ, СКИНЬТЕ)

20. Межмолекулярные взаимодействия (силы Ван-дер-Ваальса, донорно-акцепторные взаимодействия, водородные связи).

Ван-дер-Ваальсовы силы — вид взаимодействия в конденсированном состоянии вещества между молекулами, обуславливающий их взаимное притяжение. Взаимодействие между молекулами носит характер: диполь – дипольного, индукционного и дисперсионного.

Донорно-акцепторное взаимодействие – вид ковалентной связи, в которой одна из молекул, имеющая атом со свободными орбиталями вступает в обменное взаимодействие с молекулой, имеющей атом с парой неподеленных электронов.

Водородная связь - химическая связь, образованная положительно заряженным водородом молекулы (или полярной группы) и электроотрицательным атомом другой или той же молекулы.

21. Азот. Химические свойства. Электронное строение. Степени окисления. Важнейшие соединения.

Химические св-ва:

1. При комнатной температуре с азотом реагирует только литий:

6Li + N2 → 2Li3N

2. При нагревании азот взаимодействует со многими металлами и неметаллами: 3Mg + N2 → Mg3N2, 2B + N2 →2BN

3. N2+O2=2NO (эл.дуга, 3000 0C) - с кислородом

4. С водородом 3N2+3H2 = 2NH3

Степени окисления: от –3 до +5.

Эл. строение. 1s22s22p3

Важнейшие соединения: Аммиак NH3, Гидроксид аммония NH4OH, NH4Cl, N2H4, NH2OH, N3H, N2O, NO, N2O3, HNO2, NO2, N2O5, HNO3.

22. Алюминий. Химические свойства его оксидов, гидроксидов, солей.

Оксид алюминия – Al2O3. оксид алюминия проявляет амфотерные свойства – свойства кислотных оксидов и основных оксидов и реагирует и с кислотами, и с основаниями. Взаимодействие с растворами кислот дает средние соли алюминия, а с растворами оснований – комплексные соли –гидроксоалюминаты металлов: Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O

Al2O3+NaOH+7H2O=2Na[Al(OH)4(H2O)2]

При сплавлении оксида алюминия с твердыми щелочами металлов образуются двойные соли – метаалюминаты (безводные алюминаты):

Al2O3+2 NaOH=2NaAlO2

Al2O3+Na2CO3=2NaAlO2+CO2

Оксид алюминия не взаимодействует с водой и не растворяется в ней.

Гидроксид алюминия – А1(ОН)3. амфотерный гидроксид реагирует:

1) с кислотами, образуя средние соли: Al(ОН)3 + 3НNO3 = Al(NO3)3 + 3Н2О;

2) с растворами щелочей, образуя комплексные соли – гидроксоалюминаты: Al(ОН)3 + КОН + 2Н2О = К[Al(ОН)4(Н2О)2].

При сплавлении Al(ОН)3 с сухими щелочами образуются метаалюминаты: Al(ОН)3 + КОН = КAlO2 + 2Н2О.

Cоли

Из гидроксида алюминия можно получить практически все соли алюминия. Почти все соли алюминия хорошо растворимы в воде; плохо растворяется в воде фосфат алюминия. В растворе соли алюминия показывают кислую реакцию. Примером может служить обратимое воздействие с водой хлорида алюминия:AlCl3+3Н2O=Аl(ОН)3+3НСl.

23. Растворы слабых электролитов. Степень диссоциации, константы диссоциации. Закон разбавления Освальда.

Слабые электролиты - вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе. К слабым электролитам относятся:

1) почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.);

2) некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.);

3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH)

4) вода.

Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.

СH3COOH « CH3COO- + H+

Cu(OH)2 « [CuOH]+ + OH- (первая ступень)

[CuOH]+ « Cu2+ + OH- (вторая ступень)

H2CO3 « H+ + HCO- (первая ступень)

HCO3- « H+ + CO32- (вторая ступень)