Вопросы к экзамену по дисциплине «Неорганическая химия» для подготовки бакалавров по направлению 190302.62(260100.62), 190303.62 (261700.62) и 190304.62 (2608000.62) (стр. 3 )

4. f – элементы; заполняется электронами f – подуровень третьего снаружи уровня, а на внешнем уровне остается два электрона. Они расположены в 6 – м (4f – элементы) и 7 – м (5f – элементы) периодах периодической системы. 4f – элементы объединяют в семейство лантаноидов, а 5f – элементы – семейство актиноидов.

В периодической системе s – элементов 14, p – элементов 30, d – элементов 38, f – элементов 28.

В периодической системе символы элементов различных семейств выделены разным цветом.

1. s-Элементы: в атомах этих элементов последним заполняется электронами ns-подуровень (цирконий, стронций);

2. p-Элементы: последним заполняется электронами np-подуровень (Алюминий);

3. d-Элементы: последним заполняется электронами (n – 1)d-подуровень (Ванадий);

4. f-Элементы: последним заполняется электронами (n – 2)f-подуровень.

9. Периодический закон . Строение периодической системы. Изменение металлических и неметаллических свойств элементов по периодам и группам. S-, p-, d - и f-электронные семейства, их характеристика. Приведите примеры.

свойства простых тел, а так же формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов (масс) элементов.

Свойства элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов, который совпадает с порядковым номером элемента.

Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов.

Периодическая система графическое изображение периодического закона.

Период горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра атомов, начинающиеся с типичного металла(щелочного), проходящего через амфотерный элемент и заканчивающийся неметаллом(благородные газы). Номер периода показывает число энергетических уровней. Периоды бывают малые и большие.

Группа вертикальный ряд элементов, расположенных по мере увеличения заряда ядра атомов, и имеющих одинаковую электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня, т. е. имеют одинаковое число электронов на внешних подоболочках. Отсюда элементы одной группы имеют одинаковую высшую положительную степень окисления (высшую валентность), равную номеру группы.

Исключения: у фтора степень окисления 1( F-1); Cu, Ag, Au проявляют степень окисления 1, 2, 3; элементы VIII группы не дают соединений со степенью окисления 8 (только Os, Ru, Xe дают соединения со степенью окисления 8: OsO4, RuO4, XeO4).

Группа понятие широкое. В одну группу входят элементы с разными химическими свойствами. По химическим свойствам элементы группы делят на подгруппы: главные (А) и побочные(В).

Главные подгруппы (А) начинаются во II периоде (элементами Li, Be, B, C, N, O, F) и благородные газы. Побочные подгруппы (В) начинаются в ІV периоде, куда также входят лантаноиды и актиноиды. Изменение химических свойств в главных (А) подгруппах следующее: сверху вниз по группе свойства элементов изменяются от неметаллических через амфотерные к металлическим, а свойства их соединений от основных через амфотерные к кислотным. Например: ІV подгруппа А:

Порядковый номер равен не только заряду ядра атома и числу протонов в этом ядре, но и (это самое главное!) - число электронов. А электроны, точнее их распределение, определяют ВСЕ свойства атома.

порядковый номер является важнейшей константой элемента, выражающий положительный заряд ядра атома элемента, а поскольку атом электронейтрален, то указывает и на число электронов в атоме.

10. Типы химической связи: ионная, ковалентная, донорно-акцепторная, металлическая связь. Приведите примеры.

Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или по донорно-акцепторному механизму, если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору) (Ковалентная связь в молекуле Сl2).

Ионная связь – частный случай ковалентной, когда образовавшаяся электронная пара полностью принадлежит более электроотрицательному атому, становящемуся анионом. Основой для выделения этой связи в отдельный тип служит то обстоятельство, что соединения с такой связью можно описывать в электростатическом приближении, считая ионную связь обусловленной притяжением положительных и отрицательных ионов (Ионная связь в молекуле поваренной соли (NaCl)).

Металлическая связь возникает в результате частичной делокализации валентных электронов, которые достаточно свободно движутся в решетке металлов, электростатически взаимодействуя с положительно заряженными ионами.

Водородная связь. Ее образование обусловленно тем, что в результате сильного смещения электронной пары к электроотрицательному атому атом водорода, обладающий эффективным положительным зарядом, может взаимодействовать с другим электроотрицательным атомом.

Донорно-акцепторная связь (координационная связь, семиполярная связь) — химическая связь между двумя атомами или группой атомов, осуществляемая за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и свободного уровня другого атома (акцептора).

11. Типы химической связи. Ковалентная химическая связь. Ее свойства: насыщаемость, направленность, поляризуемость. Приведите примеры.

Ковалентная связь – см. вопрос 10.

Насыщаемость ковалентной связи (валентные возможности атома, максимальная валентность) характеризует способность атомов участвовать в образовании определенного ограниченного числа ковалентных связей и определяет стехиометрический состав молекул. Насыщаемость – особенность образования ковалентных связей прежде всего по обменному механизму.

направленность заключается в том, что максимальное перекрывание валентных электронных облаков взаимодействующих атомов возможно при определенной их взаимной ориентации. Направленность ковалентной связи определяет пространственную конфигурацию молекул.

Поляризуемостью ковалентной связи и (или) молекулы называют ее способность под действием внешнего электрического поля становиться полярной или более полярной.

12. Донорно-акцепторная химическая связь. Строение комплексных соединений. Комплексообразователь, лиганды, координационное число. Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости.

Донорно – акцепторная химическая связь – см. вопрос 10.

В комплексных соединениях, согласно координационной теории Вернера (1893), различают «центральный атом», или ион-комплексообразователь, вокруг которого располагаются молекулы или ионы.

Число, показывающее, сколько молекул или ионов присоединяет (координирует) вокруг себя центральный ион, называется координационным числом.

Комплексные соединения получаются при условии, что взаимодействующие между собой молекулярные соединения содержат типичные комплексообразователи и лиганды. Между ними происходит электростатическое притяжение и поляризация ионов, и при более тесном сближелии возникает добавочная, так называемая координационная, или донорно-акцепторная, связь.

Коммплексные соединения (лат. complexus — сочетание, обхват) или координационные соединения (лат. co — «вместе» иordinatio — «упорядочение») — частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемыхлигандами. Теория комплексных соединений (координационная теория) была предложена в 1893 г. А. Вернером.

Лигамнд (от лат. ligare — связывать) — атом, ион или молекула, связанные с неким центром (акцептором). Понятие применяется в биохимии для обозначения агентов, соединяющихся с биологическими акцепторами (рецепторами, иммуноглобулинами), а также в химии комплексных соединений, обозначая там присоединенные к одному или нескольким центральным (комплексообразующим) атомам металла частицы.

КООРДИНАЦИОННОЕ ЧИСЛО - число ближайших к данному атому соседних атомов в кристаллической решётке (атомной структуре кристалла) или молекул в молекулярных кристаллах.

внутренняя и внешняя сфера комплексного соединения сильно различаются но частицы, находящиеся во внешней сфере, связаны с комплексным ионом преимущественно электростатическими силами и легко отщепляются в водном растворе.

Эта диссоциация называется первичной, она протекает почти нацело, по типу диссоциации сильных электролитов. Лиганды, находящиеся во внутренней сфере, связаны с центральным атомом значительно прочнее и отщепляются лишь в небольшой степени. Обратимый распад внутренней сферы комплексного соединения носит название вторичной диссоциации.

Зная концентрацию комплексного иона, и определив концентрацию свободных ионов металла и «вымытых» из комплекса координированных групп можно найти числовую величину константы динамического равновесия, отвечающего вторичной электролитической диссоциации комплекса. Такого рода константы называют константами нестойкости, обратные им величины называют константами устойчивости.

13. Экзотермические и эндотермические химические реакции. Закон термохимии Гесса. Расчеты теплового эффекта химических реакций. Энтальпия. Понятие об изобарно-изотермическом потенциале и энтропии.

Экзотермическая реакция — химическая реакция, сопровождающаяся выделением теплоты.

Эндотермическая реакция – реакция, сопровождающаяся поглощением теплоты.

раздел химии, в котором изучают тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией.

основной закон термохимии, установленный чисто экспериментально в 1840 г. нашим соотечественником : энтальпия (внутренняя энергия) химической реакции не зависит от пути перехода от начальных веществ к продуктам реакции, а определяется только видом и состоянием этих исходных веществ и продуктов. Закон Гесса позволяет производить с термохимическими уравнениями алгебраические операции: складывать, вычитать, умножать и делить на постоянное число.