Билет №1

2 Общая характеристика галогенов

В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат. Первые четыре элемента встречаются в природе в виде различных соединений. Астат получен только искусственным путем, радиоактивен.Это р-элементы VII группы периодической системы Д . И. Менделеева. На внешнем энергетическом уровне их атомы имеют по 7 электронов ns2np5. Этим объясняется общность их свойств. Они легко присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления -1. Такую степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами. Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления: +1, +3, +5, +7. Возможные значения степеней окисления объясняются электронным строением атомовБудучи наиболее электроотрицательным элементом, фтор может только принимать один электрон на 2р-уровень. У него один неспаренный электрон, поэтому фтор бывает только одновалентным, а его степень окисления всегда -1.У атома хлора один неспаренный электрон на 3р-подуровне, и в обычном (невозбужденном) состоянии хлор одновалентен. Но поскольку хлор находится в третьем периоде, то у него имеются еще пять орбиталей 3d-подуровня, в которых могут разместиться 10 электронов.В возбужденном состоянии атома электроны хлора переходят с3p- и3s-подуровней на 3d-подуровень сравнивая о-в свойства в зависимости от изменения заряда ядра при переходе от F к I. В ряду F, Cl, Br, I наибольшим радиусом атома (и, следовательно, наименьшим сродством к электрону) обладает I, поэтому он характеризуется менее выраженными окислительными свойствами, чем Br, Cl, F. Следовательно, окислительные свойства нейтральных атомов в подгруппе галогенов уменьшаются от F к I, а восстановительные усиливаются: св-ва 1)Фтор может быть только окислителем: 2F2+Хе=XeF4

2)Галогены взаимодействуют почти со всеми простыми веществами (Ме) 2Ме+nHaI2=2МеНаI (Галогены проявляют сильные окислительные свойства.) 3)Галогены с кислородом и азотом непосредственно не взаимодействуют. 4)Хорошо реагируют галогены с другими неметаллами, например: 2Р+3Сl2=2РСl3 5)С водой Фтор реагирует со взрывом с образованием атомарного кислорода: H2O+F2=2HF+O. Остальные галог реагируют реакцией диспропорционирования Сl2+Н2O = Нсl+НСlO

6)Галогены способны отнимать водород от других веществ H2S+Br2=S+2HBr Соединения галогенов между собой называются интергалогенидами,3. АлюминийАлюминий — элемент III периода главной подгруппы III группы. Принадлежит к семейству р-элементов. Валентные электроны алюминия располагаются на s- и р-подуровнях внешнего электронного слоя. Этих электронов три, поэтому алюминий может образовывать три валентные связи, что для него наиболее типично. Поэтому для алюминия обычна степень окисления +3. В некоторых соединениях он имеет степени окисления +2 и +1.В промышленности алюминий получают электролизом раствора чистого Аl2О3 в расплавленном криолите Na3AlF6 с добавкой AlF3 и CaF2 при температуре 960°С. Криолит используется как растворитель оксида алюминия, кроме того, с добавкой CaF2 он позволяет поддерживать в электролитической ванне температуру плавления не выше 1000°С.

Выделяющийся на аноде кислород окисляет угольные стержни: О2+2С=2СО 2СО+О2=2СO2Физические свойства: Чистый алюминий представляет собой легкий серебристо-белый металл, очень пластичный, ковкий и тягучий. После серебра и меди металлический алюминий — лучший проводник электричества и тепла. Химические свойства: принадлежит к числу весьма активных металлов, обладающих амфотерными свойствами. В ряду напряжений он стоит за щелочноземельными металлами. В чистом виде как на воздухе, так и в воде он может храниться очень долго, т.к. его поверхность со временем покрывается тонким и очень плотным оксидным слоем, который предохраняет его от окисления. 1)Если оксидную пленку разрушить (опустить его ненадолго в горячий раствор щелочи), то алюминий будет взаимодействоватьсводой: 2Al+6Н2О=2Аl(ОН)3+3H22)Будучи амфотерным элементом, алюминий в различных условиях ведет себя по-разному. В растворе щелочи алюминий вытесняет из воды водород, образуя соль алюминиевой кислоты — алюминат натрия (или калия), в котором он играет роль комплексообразователя 2Аl+2NaOH+6Н2O=2Na[Al(OH)4]+3H2

Из кислоты алюминий вытесняет водород: 2Аl+6НСl=2АlСl3+3H2 В этом случае он проявляет металлические свойства. Концентрированные азотная и серная кислоты на холоду пассивируют металл (образуется защитная оксидная пленка) 3)Алюминий легко реагирует с галогенами: 2Аl+3Сl2=2АlСl3 4)При высоких температах взаимодействует с серой (2Al+3S=Al2S3), азотом, (2Аl+N2=2AlN), углеродом (4Аl+3С=Аl4С3) Оксид алюминия или глинозем - тугоплавкое соединение состава Al2O3. Существует в нескольких кристаллических модификациях из которых наиболее устойчива альфа-форма и гамма-форма В природе встречается в виде корунда, рубина, сапфира и т.д. Свойства оксида алюминия во многом зависят от условий его получения: - если Al2O3 прокалить при высокой температуре (>800°С), то его химическая активность резко снижается. Получается альфа-форма оксида алюминия. если оксид алюминия образуется, например, при удалении воды (т.е. в ходе дегидратации), то он представляет собой довольно реакционноспособный аморфный оксид (гамма-форма) или как его еще называют – алюмогель. Алюмогель - это аморфное вещество, является хорошим гидрофильным адсорбентом с сильно развитой пористой структурой. получение: 4Al+3O2=2Al2O3; 2Al(OH)3=Al2)3+3H2O хим свойства оксида алюминия: амфотерный – реагирует с кислотами и щелочами как основной оксид- Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H20 как кислотный оксид- Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O Гидроксид Алюминия: Белое студенистое вещество с формулой AL(OH)3, плохо растворимое в воде, обладает амфотерными свойствами. Получают при взаимодействии солей алюминия с водными растворами щёлочи (AlCl3+3NaOH=Al(OH)3+3NaCl). Свежеосаждённый гидроксид алюминия способен взаимодействоватьс: кислотами-Al(OH)3+3HCl=3H20+AlCl3; щелочами- Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]. Высушенный гидроксид алюминия — представляет собой белое кристаллическое вещество, нерастворимое в кислотах и щёлочах. Алюмосиликаты — группа природных и синтетических силикатов, комплексные анионы которых содержат кремний и алюминий. Примеры комплексных анионов: [AlSiO4]-, [AlSi4O10]-, [Al2Si3O10]2-. В качестве катионов выступают Na+, K+, Mg2+, Ca2+, а иногда Ba2+ и Li+. Применение: Широко применяется как конструкционный материал; для восстановления редких металлов из их оксидов или галогенидов. как ювелирные изделия; в стекловарении, в Пищевой промышленности

Билет №2

1. Представления о квантово-механических теориях Теория валентных связей была первой из квантовомеханических теорий, использованной для приближенного объяснения характера химических связей в комплексных соединениях. В основе ее применения лежала идея о донорно-акцепторном механизме образования ковалентных связей между лигандом и комплексообразователем. Лиганд считается донорной частицей, способной передать пару электронов акцептору – комплексообразователю, предоставляющему для образования связи свободные квантовые ячейки Для образования ковалентных связей между комплексообразователем и лигандами необходимо, чтобы вакантные s-, p- или d-атомные орбитали комплексообразователя подверглись гибридизации определенного типа. Гибридные орбитали занимают в пространстве определенное положение, причем их число соответствует координационному числу комплексообразователя. Электронные пары, находящиеся на гибридных орбиталях комплексообразователя, стремятся занять в пространстве такое положение, при котором их взаимное отталкивание будет минимально. Это приводит к тому, что структура комплексных ионов и молекул оказывается в определенной зависимости от типа гибридизации. Рассмотрим образование некоторых комплексов с позиций теории валентных связей. Прежде всего отметим, что валентные орбитали атомов комплексообразователей близки по энергии:

Н апример, катион [Zn(NH3)4]2+ включает комплексообразователь цинк(II). Электронная оболочка этого условного иона имеет формулу [Ar] 3d10 4s0 4p0 и может быть условно изображена так:

Вакантные 4s- и 4p-орбитали атома цинка(II) образуют четыре sp3-гибридные орбитали, ориентированные к вершинам тетраэдра.Каждая молекула аммиака имеет неподеленную пару электронов у атома азота. Орбитали атомов азота, содержащие неподеленные пары электронов, перекрываются с sp3-гибридными орбиталями цинка(II), образуя тетраэдрический комплексный катион тетраамминцинка(II) [Zn(NH3)4]2+ Поскольку в ионе [Zn(NH3)4]2+ нет неспаренных электронов, то он проявляет диамагнитные свойства. Если в гибридизации участвуют атомные орбитали внешнего d-подуровня, комплекс, как правило, в значительной степени парамагнитен и называется внешнеорбитальным или высокоспиновым. Строение таких комплексов может отвечать типу гибридизации, например, sp3d2. Т акие комплексы, при образовании которых имеет место гибридизация с участием атомных орбиталей предвнешнего d-подуровня, называются внутриорбитальными или низкоспиновыми и, как правило диамагнитны или слабо парамагнитны (все или почти все электроны комплексообразователя спарены, а тип гибридизации, например, d2sp3 или dsp2).