1 билет.
1)Простым и удобным методом предсказания геометрии молекул является модель отталкивания локализованных электронных пар или метод Гиллеспи, имеющий в своей основе метод ВС. Исходными данными для указанного метода являются число связанных с центральным атомом других атомов, валентные возможности всех связанных атомов, количество электронов на внешнем слое центрального атома.
Основные положения:
1) Каждая электронная пара, как образующая связь, так и неподеленная, занимает определенное место в пространстве (локализованная электр. пара). Облако двойной и тройной связи рассматривается как единое. Разумеется, электронные пары (эл. облака) отталкиваются.
2) В зависимости от числа локализованных электронных пар они располагаются в пространстве след образом:
2 – линейная конфигурация
3 – правильный треугольник
4 – тетраэдр
5 – правильная тригональная бипирамида
6 – октаэдр
7 – октаэдр с искажением или правильная пентагональная пирамида.
Процедура работы: центральный атом – А (самый многовалентный атом), связанный с ним другой атом – В, неподеленная электронная пара – Е; общее число партнеров центрального тома по хим. связи – n; а число неподеленных эл. пар у него – m. ABnEm. Возможные дополнения:
а) облако двойной связи занимает в пространстве большее место, чем облако однократной связи.
б) облако тройной связи занимает в пространстве большее место, чем облако двойной связи и тем более, чем облако однократной связи.
в) в случае полярной ковалентной связи электронное облако сконцентрировано в большей степени возле более электроотрицательного атома.
г) облако неподеленной электронной пары занимает в пространстве большее место, чем облако однократной.
д) все электроны, образующ. хим. связи, считаются равноценными независимо от их вида (s,p,d,f).
е) атомный состав (ядро, внутр. оболочка) не оказывает влияния на расположение валентных электронов.
ж) эл. пары располагаются в пространстве таким образом, чтобы отталкивание между ними было минимальным.
з) строение молекулы определяется в пространстве связывающих электронных пар.
2)Эквивалентом наз. реальную или условную частицу, соответствующую одному электрону в данной ОВР, или одному протону (одному гидроксилу, одному единичному заряду) в данной обменной реакции. Иными словами, эквивалент – это часть молекулы, приходящаяся на один электрон в данной ОВР или на один протон (одн гидроксил, единичный заряд) в данной обменной реакции.
Фактор эквивалентности показывает, какую часть составляет эквивалент от молекулы. Эта величина меняется от нуля до единицы.
1 моль экв. содержит 6,02.1023 эквивалентов, а его масса в граммах и будет молярной массой эквивалента: Мэкв = fэкв.M.
Молярный объём эквивалента – это объём, который занимает 1 моль экв. в-ва при данных условиях.
Закон эквивалентов: число эквивалентов участников процесса есть постоянная величина.
2 Билет.
1)Классический метод ВС не способен объяснить дробный характер связи, а многие частицы характеризуются именно такими связями. Был предложен оригинальный подход. Реальное распределение связей в частице представляется результатом наложения двух схем с различной кратностью связей. Например, полуторная = наложение однократной связи и двойной.
В молекуле N2O характеристики связи между атомами азота соответствуют кратности 2,5 ((3+2)/2); а связь между атомами азота и кислорода примерно полуторная ((1+2)/2). Подобного распределения связей можно добиться наложением двух валентных схем:
N≡N+-O- ↔ N- =N+=O
N≡N→O ↔ N←N=O
Что приводит к след.распределению связей: N=N-O. Для нитратного аниона:
O--N+ ↔O=N+ ↔O--N+ или O--N ↔O=N ↔O←N
В результате приходим к выводу, что все связи одинаковые, анион имеет форму правильного треугольника, кратность связи азот-кислород равна 4/3.
HN3 : H-N=N+=N-↔H-N--N+≡N или H-N=N=N↔H-N←N≡N , H-N-N=N
2)Восстановитель – вещество, молекулы или ионы которого отдают электроны. Типичные восстановители:
1) в-ва, молекулы которых содержат атомы элементов в высоких отрицательных степенях окисления или степени окисления которых легко повышаются, например: Na2S-2; KI-1; N-3H3; KN+3O2; K2S+4O3;
2) катионы металлов более низкой степени окисления, например: Fe+2; Sn+2;
3) металлы, из них в первую очередь – щелочные и щелочно-земельные металлы, а так же – водород при повышенных температурах.
Продукты их окисления: Если элемент является окислителем – его степень окисления понижается; если элемент является восстановителем – его степень окисления повышается.
Среди простых веществ к типичным восстановителям принадлежат активные металлы (щелочные и щелочноземельные, алюминий, цинк, железо и др.), а также некоторые неметаллы, такие как Н2, С (в виде угля или кокса), Р, Si. При этом в кислой среде металлы окисляются до положительно заряженных ионов. В щелочной среде металлы, которые образуют амфотерные гидроксиды (например, цинк, алюминий, олово), входят в состав анионов гидроксокомплексов. С чаще всего окисляется до монооксида или диоксида; Р, при действии сильных окислителей, окисляется до ортофосфорной кислоты.
В бескислородных кислотах (HCl, HBr, HI, H2S) и их солях носителями восстановительной функции являются анионы, которые, окисляясь, обычно образуют простые вещества. В ряду галогенид-ионов восстановительные свойства усиливаются от Cl– к I–.
Окислительно-восстановительная двойственность – способность одного и того же вещества, в зависимости от реагентов и от условий проведения реакции, выступать как в роли окислителя, так и в роли восстановителя. В таких веществах содержится элемент в промежуточной степени окисления .
Окислительно-восстановительная двойственность характерна для простых веществ – неметаллов. Например, азотная кислота за счет азота в высшей степени окисления +5 может выступать только в роли окислителя. В аммиаке азот в низшей степени окисления –3, и, поэтому, за счет азота аммиак может выступать только в роли восстановителя. А в азотистой кислоте HNO2 азот находится в промежуточной степени окисления +3. Азотистая кислота окисляется кислородом, и в этом случае азот – восстановитель.