1.Межмолекулярное взаимодействие (ориентационное, индукционное, дисперсионное) и их природа. Энергия межмолекулярного взаимодействия.

Межмолекулярное взаимодействие имеет электростатическую природу. В наиболее широком смысле под ним можно понимать такие взаимодействия между любыми частицами (молекулами, атомами, ионами), при которых не происходит образования хим связей. Иными словами, эти взаимодействия существенно слабее ковалентных и не приводят к существенной перестройке электронного строения взаимодействующих частиц.

На больших расстояниях преобладают силы притяжения, которые могут иметь ориентационную, поляризационную (индукционную) и дисперсионную природу.

Ориентационные силы, диполь-дипольное притяжение. Осуществляется между молекулами, являющимися постоянными диполями. Примером может служить HCl в жидком и твердом состоянии. Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна кубу расстояния между диполями.

Дисперсионное притяжение (лондоновские силы). Взаимодействием между мгновенным и наведенным диполем. Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна шестой степени расстояния между диполями.

Индукционное притяжение. Взаимодействие между постоянным диполем и наведенным (индуцированным). Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна шестой степени расстояния между диполями.

2.S-элементы группы I. Общая характеристика хим св-в этих металлов. Особенности взаимодействии этих металлов с кислородом

Все s-элементы I группы проявляют устойчивую СО +1. Невысокие значения энергий ионизаций позволяют предположить наличие сильных восст-ных св-в атомов. Все элементы легко вступают во взаим-е с кислородом, водородом, галогенами и серой. Вследствие большого сродства к кислороду s-элементы восст-ют элементы из их оксидов: 2Na+CuO=Na2O+Cu

Литий непосредственно реагирует с азотом: 6Li+N2=2Li3N

Для s-элементов характерен ионный тип связи. Ионность связи возрастает с увелич ионного R.

s-элементы образуют с кислородом оксиды Э2О, пероксиды Э2О2, надпероксиды ЭО2 и озониды ЭО3.

При взаим-ии с кислородом литий образует оксид 4Li+O2=2Li2O

Натрий – пероксид: 2Na+O2=Na2O2

Калий - надпероксид K+O2=KO2

Озониды образуют только калий, рубидий и цезий: K+O3=KO3

Оксиды натрия и элементов подгруппы калия получают из пероксидов: Na2O2+2Na=2Na2O

Гидроксиды проявляют основные св-ва, которые усиливаются в группах с увеличением порядкового номера.

Билет 29

1.Ммо. Энергетические диаграммы гомоядерных молекул. Энергетические диаграммы для частиц: o2, f2, n2 (порядок, энергия, длина связи).

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

В этом методе молекула представляется как единая многоэлектронная, многоцентровая система, где каждый электрон принадлежит молекул в целом и движется в поле всех ядер и электронов.

N2. Электроны 1s слоя участие в образовании химической связи не принимают, 8 орбиталей внешнего слоя 2х атомов азота комбинируются в 8 МО. На 2s и 2p орбиталях находится 10е. При образовании молекулы е заселяют орбитали с наиболее низкой энергией. Разрыхляющие орбитали П*2рх, П*2ру и 6*2рz остаются незаселенными, е 2s орбиталей, заполняя при комбинировании связывающую и разрыхляющую орбитали, фактически не образуют хим. Связи – это неподелённые электронные пары на атомах азота. Порядок связи в молекуле азота 3, энергия связи 940 кДж/ моль.

О2. Отличительная особенность - орбитали П*2рх, П*2ру и 6*2рz находится. Во внешнем слое 12 е, 10е заполняют 62s, 6*2s, 62pz, П2px, П2py. 2е должны быть на П*2px – П*2py.

Так как энергии равны, то по правилу Хунда е занимают обе орбитали, порядок связи 2. В молекуле 2 неспаренных е – она парамагнитна. Е связи 494 кДж /моль.

2.Галогены. Методы получения. хим св-ва.

Реаг почти со всеми простыми в-вами, кроме некоторых неме. Все галогены — энергичные ок-ли, поэтому встр в природе только в виде соед. С увелич порядкового номера хим активность галогенов уменьшается, хим активность галогенид-ионов F−, Cl−, Br−, I−, At− уменьш.

К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At.

Все галогены — неме. На внешнем энергетич уровне 7 электронов, явл сильными ок-лями. При взаим-ии с ме возникает ионная связь, и образуются соли. Галогены, (кроме F) при взаим-ии с более ЭОными эл-тами, могут проявлять и восст-ные св-ва вплоть до высшей СО +7.

Основным способом получения простых в-в явл окисление галогенидов. В промыш применяется только электролитическое окисление. В промыш хлор в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрия в специальных электролизёрах. Бром получают хим окислением бромид-иона, находящегося в морской воде. Подобный процесс используется и для получения йода из природных рассолов, богатых I−. В кач-ве ок-ля в обоих случаях используют хлор, обладающий более сильными ок-ми св-вами, а образующиеся Br2 и I2 удаляются из р-ра потоком воздуха.

Все галогены проявляют высокую ок-ную активность, которая уменьшя при переходе от фтора к астату. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми ме без искл, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое кол-во теплоты, например:

2Al + 3F2 = 2AlF3 + 2989 кДж,

2Fe + 3F2 = 2FeF3 + 1974 кДж.

Без нагр фтор реаг и со многими неме (H2, S, С, Si, Р) — все р-ции при этом сильно экзотермические, напр:Н2 + F2 = 2HF + 547 кДж,

Si + 2F2 = SiF4(г) + 1615 кДж.

При нагр фтор ок-ет все другие галогены по схеме

Hal2 + F2 = 2НalF

где Hal = Cl, Br, I, At, причем в соед HalF степени окисления хлора, брома, иода и астата равны +1.

Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

Хе + F2 = XeF2 + 152 кДж.

Взаимодействие фтора со сложными в-вами также протекает очень энергично. Так, он ок-ет воду, при этом р-ция носит взрывной характер:

3F2 + ЗН2О = OF2↑ + 4HF + Н2О2.

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора.

Он непосредственно реаг со всеми простыми в-вами, за искл кислорода, азота и благородных газов. Для сравнения приведем ур-ния р-ций хлора с теми же простыми в-вами, что и для фтора: 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3(кр) + 1405 кДж,

2Fe + ЗCl2 = 2FeCl3(кр) + 804 кДж,

Si + 2Cl2 = SiCl4(Ж) + 662 кДж,

Н2 + Cl2 = 2HCl(г)+185кДж.

Особый интерес представляет р-ция с водородом. Так, при комн темп, без освещения хлор практически не реаг с водородом, тогда как при нагр или при освещении (напр, на прямом солнечном свету) эта р-ция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму:

Cl2 + hν → 2Cl,

Cl + Н2 → HCl + Н,

Н + Cl2 → HCl + Cl,

Cl + Н2 → HCl + Н и т. д.

Хлор вступает в р-цию со многими сложными в-вами, напр замещения и присоединения с углеводородами:

СН3-СН3 + Cl2 → СН3-СН2Cl + HCl,

СН2=СН2 + Cl2 → СН2Cl — СН2Cl.

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или йод из их соед с водородом или металлами:

Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2,

Cl2 + 2HI = 2HCl + I2,

Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2,

а также обратимо реагирует с водой:

Cl2 + Н2О = HCl + HClO — 25 кДж.

Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами:

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н2О (на холоде),

3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2О (при нагр).

Для примера приведем р-ции взаимодействия брома с кремнием и водородом:

Si + 2Br2 = SiBr4(ж) + 433 кДж,

Н2 + Br2 = 2HBr(г) + 73 кДж.

Н2 + I2 = 2HI — 53 кДж.

Билет 30.