реферат, рефераты скачать Информационно-образоательный портал
Рефераты, курсовые, дипломы, научные работы,
реферат, рефераты скачать
реферат, рефераты скачать
МЕНЮ|
реферат, рефераты скачать
поиск
Курс лекций по общей химии

3

2 ½

Энергия связи, кДж/моль

105

288

941

566

1070

677

         Гипотетическая молекула He2 имела бы два электрона на σcв1s-орбитали и два электрона на σр1s-орбитали. Поскольку один электрон на разрыхляющей орбитали уничтожает связывающее действие электрона на связывающей орбитали, то молекула He2 существовать не может. К такому же выводу приводит и метод ВС.

Ниже показан порядок заполнения МО электронами при образовании молекул элементами II периода. В соответствии со схемами молекулы В2 и О2 – парамагнитны, а молекула Ве2 - существовать не может.

         Образование молекул из атомов элементов II периода может быть записано следующим образом (К – внутренние электронные слои):


Физические свойства молекул  и  ММО

         Существование связывающих и разрыхляющих МО подтверждается физическими свойствами молекул. Метод МО позволяет предвидеть, что если при образовании молекулы из атомов электроны в молекуле попадают на связывающие орбитали, то потенциалы ионизации молекул должны быть больше, чем потенциалы ионизации атомов, а если электроны попадают на разрыхляющие орбитали, то наоборот.

         Так, потенциалы ионизации молекул водорода и азота (связывающие орбитали) – 1485 и 1500 кДж/моль соответственно – больше, чем потенциалы ионизации атомов водорода и азота – 1310 и 1390 кДж/моль, а потенциалы ионизации молекул кислорода и фтора (разрыхляющие орбитали) – 1170 и 1523 кДж/моль – меньше, чем у соответствующих атомов – 1310 и 1670 кДж/моль. При ионизации молекул прочность связи уменьшается, если электрон удаляется со связывающей орбитали (H2 и N2), и увеличивается, если электрон удаляется  с разрыхляющей орбитали(О2 и F2).

 

Двухатомные молекулы с различными атомами

         МО для молекул с различными атомами (NO, CO) строятся аналогично, если исходные атомы не очень сильно различаются по величинам потенциалов ионизации. Для молекулы СО, например, имеем:

                .

Энергии АО атома кислорода лежат ниже энергий соответствующих орбиталей углерода (1080 кДж/моль), они расположены ближе к ядру. Имеющиеся в исходных атомах на внешних слоях 10 электронов заполняют связывающую sсв2s- и разрыхляющую sр2s-орбитали и связывающие  -и pсв2рy,z-орбитали. Молекула СО оказывается изоэлектронной с молекулой N2. Энергия связи атомов в молекуле СО (1105 кДж/моль) даже больше, чем в молекуле азота (940 кДж/моль). Длина связи С–О - 0,113 нм.

Молекула NO

имеет один электрон на разрыхляющей орбитали. Вследствие этого энергия связи NO (680 кДж/моль) меньше, чем у N2 или CO. Удаление электрона у молекулы NO (ионизация с образованием NO+) увеличивает энергию связи атомов до 1050–1080 кДж/моль.

         Рассмотрим образование МО в молекуле фтористого водорода HF. Поскольку потенциал ионизации фтора (17,4 эВ или 1670 кДж/моль) больше, чем у водорода (13,6 эВ или 1310 кДж/моль), то 2р-орбитали фтора имеют меньшую энергию, чем 1s-орбиталь водорода. Вследствие большого различия энергий 1s-орбиталь атома водорода и 2s-орбиталь атома фтора не взаимодействуют. Таким образом, 2s-орбиталь фтора становится без изменения энергии МО в HF. Такие орбитали называются несвязывающими. 2ру- и 2рz –орбитали фтора также не могут взаимодействовать с 1s-орбиталью водорода вследствие различия симметрии относительно оси связи. Они тоже становятся несвязывающими МО. Связывающая и разрыхляющая МО образуются из  1s-орбитали водорода и 2рх-орбитали фтора. Атомы водорода и фтора связаны двухэлектронной связью с энергией 560 кДж/моль.

Литература

1.                Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Химия, 1978. – С. 111-153.

2.                Шиманович И.Е., Павлович М.Л., Тикавый В.Ф., Малашко П.М. Общая химия в формулах определениях, схемах. – Мн.: Унiверсiтэцкае, 1996. – С. 51-77.

3.                Воробьев В.К., Елисеев С.Ю., Врублевский А.В. Практические и самостоятельные работы по химии. – Мн.: УП «Донарит», 2005. –  С. 21-30.


Тема 3.   Основные классы неорганических соединений и типы

 химических реакций

 

Рассматриваемые вопросы:

1.     Основные классы неорганических соединений; кислоты, основание и соли.

2.     Номенклатура неорганических соединений.

3.     Основные  типы  химических  реакций:  реакции  обменного   разложения,

     окислительно-восстановительные, экзо- и эндотермические,      

     каталитические, гомо- и гетеролитические.

4.     Реакции окисления и восстановления.  Степень окисления  и  валентность.

5.     Важнейшие окислители, их место в периодической системе Д.И. Менделеева.

6.     Окислительно-восстановительный эквивалент.

7.     Методика составления уравнений окислительно-восстановительных реакций на основе метода электронного баланса.

Основные классы неорганических соединений: оксиды, кислоты,

ос­нования и соли. Номенклатура неорганических соединений

 Оксиды_ - это соединения элементов с кислородом. По химическим свойствам они подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды в свою очередь подразделяются на основные, кислотные и амфотерные. Основным оксидам отвечают основа­ния, кислотным - кислоты. Амфотерным оксидам отвечают гидраты, прояв­ляющие и кислотные, и основные свойства.

Примерами основных оксидов могут служить оксид кальция СаО и оксид магния MgO. Оксид кальция взаимодействует с водой, образуя гидро-ксид кальция Са(ОН)2:

 СаО + Н2О = Са(ОН)2.

 Оксид магния малорастворим в воде; однако ему соответствует осно­вание - гидроксид магния Mg(OH)2, который можно получить из оксида маг­ния косвенным путем.

Примерами кислотных оксидов могут служить триоксид серы SO3 и диоксид кремния SiO2. Первый из них взаимодействует с водой, образуя сер­ную кислоту H2SO4:

SO3 + Н2О = H2SO4.

Диоксид кремния с водой не взаимодействует, но ему соответствует кремниевая кислота H2SiО3, которую можно получить из SiO2 косвенным путем.

Кислотные оксиды можно получить из кислот, отнимая от них воду. Поэтому их называют также ангидридами кислот или просто ангидридами.

К несолеобразующим оксидам относится, например, оксид азота (I) N2О. Нет такой кислоты или основания, которые отвечали бы этому оксиду.

Существуют различные номенклатуры оксидов. До сих пор в промышленности могут использоваться устаревшие термины русской номенклатуры.

Согласно международной номенклатуре (которой пользуются  в настоящее время и отечественные химики) все соединения элементов с кислородом (за исключением пероксидов) называются оксидами. При этом для элементов переменной валентности в скобках римскими цифрами указывается валентность, которую элемент проявляет в данном оксиде. Так, СаО называется оксид кальция, а Сu2О и СuО - оксид меди (I), оксид меди (II). По отечественной номенклатуре оксиды состава ЭО2 или ЭО3 называют также, соответственно, диоксидами и триоксидами.

Согласно устаревшей отечественной номенклатуре, если элемент образует только один оксид, то последний назывался окисью. Так, СаО назывался окисью кальция. Если существует два или несколько оксидов данного элемента, то их назва­ния образовывались в соответствии с числом атомов кислорода, приходящихся на один атом элемента, например: Э2О - полуокись, ЭО - одноокись, Э2О3 - полутораокись, ЭО2 - двуокись, Э2О5 - полупятиокись, ЭО3 - трехокись (сим­волом Э здесь обозначен атом соответствующего элемента). Так, FeO -одноокись железа, Fe2O3 - полутораокись железа, Сu2О - полуокись меди, СuО - одноокись меди. Иногда оксиды, в которых элемент проявляет низшую валентность, назывались закисями (Сu2О - закись меди, N2O - закись азота), а кислотные оксиды - ангидридами соответствующих кислот (N2O5 -азотный ангидрид, Мn2O7 - марганцовый ангидрид).

Существуют вещества - соединения элементов с кислородом - лишь формально принадлежащие к классу оксидов. К таким веществам относятся, в частности, пероксиды (перекиси) металлов, например, пероксид (перекись) бария ВаО2. По своей природе подобные вещества представляют собой соли очень слабой кислоты - пероксида (перекиси) водорода Н2О2.

Основания состоят из металла и одновалентных гидроксогрупп ОН, число которых равно валентности металла. Примерами оснований могут служить гидроксид натрия NaOH,  гидроксид меди Сu(ОН)2.

Важнейшее химическое свойство оснований - способность образовывать с кислотами соли. Например, при взаимодействии перечисленных оснований с соляной кислотой получаются хлористые соли соответствующих металлов - хлориды натрия или меди:

NaOH + НС1 = NaCl + Н2О; Cu(OH)2 + 2НС1 = CuCl2 + 2Н2О.

Основания классифицируют по их растворимости в воде и по их силе. По растворимости основания делятся на растворимые, или щелочи, и на не­растворимые. Важнейшие щелочи - это гидроксиды натрия, калия и кальция. По силе основания делятся на сильные и слабые. К сильным относятся все щелочи, кроме гидроксида аммония. Согласно международной номенклату­ре соединения, содержащие в своем составе гидроксогруппы, называют гид­роксидами. В случае металлов переменной валентности в скобках указывают валентность металла в данном соединении. Так, Са(ОН)2 - гидроксид кальция, Fe(OH)2 - гидроксид железа (II), Fe(OH)3 - гидроксид железа (III).

В устаревшей русской номенклатуре названия оснований обычно образовывались, прибавлением к названию соответствующего оксида приставку гидро- или слово гидрат. Так, Са(ОН)2 - гидроокись кальция, Fe(OH)2 - гидрат закиси железа, Fe(OH)3 - гидроокись или гидрат окиси железа.

Кислоты состоят из водорода, способного замещаться металлом, и кислотного остатка, причем число атомов водорода равно валентности кислотного остатка. Примерами кислот могут служить соляная (хлористоводородная) НСl, серная H2SO4, азотная HNO3, уксусная СН3СООН.

Важнейшее химическое свойство кислот - их способность образовы­вать соли с основаниями. Например, при взаимодействии кислот c гидроксидом натрия получаются натриевые соли этих кислот:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O; NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O.

Кислоты классифицируются по их силе, по основности и по наличию кислорода в составе кислоты. По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Важнейшие сильные кислоты - это азотная, серная и соляная.

Основностью кислоты называется число атомов водорода в молекуле  кислоты, способных замещаться на металл с образованием соли. Такие ки­слоты, как соляная и уксусная, могут служить примерами одноосновных кислот, серная кислота - двухосновна, ортофосфорная кислота Н3РО4 - трехосновна.

По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные. Азотная и серная кислоты - кислородсодер­жащие кислоты, соляная кислота и сероводород - бескислородные.

Названия кислот производят от того элемента, от которого образована ки­слота. При этом названия бескислородных кислот имеют окончание водородная: НСl - хлороводородная (соляная кислота), H2S - сероводородная, HCN - циановодородная (синильная кислота). Названия кислородсодержащих кислот также образуются от названия соответствующего элемента с добавлением слова кислота: HNO3 - азотная,  Н2CrO4 - хромовая. Если элемент образует несколько кислот, то различие между ними отражается в окончаниях их названий. Название кислоты, в которой элемент проявляет высшую валентность, оканчивается на ная или овая; если же валентность элемента ниже максимальной, то название кислоты оканчивается на истая или овистая. Например, НNO3 - азотная кислота, HNO2 - азотистая, Н3AsO4 - мышьяковая, H3AsO3- мышьяковистая. Кроме того, одному и тому же оксиду могут отвечать несколько кислот, различающихся между собой числом молекул воды. При этом наиболее богатая водой форма имеет приставку орто, а наименее богатая - мета. Так, кислота Н3РО4, в которой на одну молекулу фос­форного ангидрида Р2О5 приходится три молекулы воды, называется ортофосфорная, а кислота НРО3 - метафосфорная, так как в ней на одну молекулу Р2О5 приходится одна молекула воды. Указанная номенклатура кислот не строга. На­ряду с приведенными окончаниями и приставками употребляются и другие. Кроме того, ряд кислот имеют исторически сложившиеся названия.

Продукты замещения водорода в кислоте на металл или гидроксогрупп в основании на кислотный остаток представляют собою соли. При полном заме­щении получаются средние (нормальные) соли, при неполном - или кислые, или основные. Кислая соль получается при неполном замещении водорода кислоты на металл. Основная соль получается при неполном замещении гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Ясно, что кислая соль может быть образована только кислотой, основность которой равна двум или больше, а основная соль - металлом, валентность которого равна двум или больше.

Примеры образования солей:

Са(ОН)2 + H2SO4 = СаSO4 + 2Н2О,

СаSO4 - нормальная соль - сульфат кальция; КОН + H2SO4 = KHSO4 + Н2О,

KHSO4 - кислая соль - гидросульфат калия;

              Mg(OH)2 + HC1 = MgOHCl  + Н2О,

MgOHCl - основная соль - хлорид гидроксомагния.

Соли, образованные двумя металлами и одной кислотой, называются двойными солями; соли, образованные одним металлом и двумя кислотами - смешанными солями. Примером двойной соли могут служить алюмокалиевые квасцы, или сульфат калия-алюминия, KAI(SO4)2. Смешанной солью является CaClOCl или (CaOCl2) - кальциевая соль соляной (HCl) и хлорноватистой (HClО) кислот.

         Одна и та же соль может называться по-разному. Например, KNO3 называют калиевой селитрой, азотнокалиевой солью, азотнокислым калием, нитратом калия. Сейчас большинство химиков пользуются для солей международной (латинской) номенклатурой. В этой номенклатуре название соли отражает название металла и латинское название кислотного остатка. Латинское название кислоты и кислотного остатка происходит обычно от латинского названия элемента, образующего кислоту. При этом название соли бескислородной кислоты имеет окончание ид, кислородсодержащей кислоты - am в случае максимальной валентности кислотообразующего элемента и ит в случае более низкой его валентности. Так, соли соляной кислоты называются хлориды, сероводородной - сульфиды, серной - сульфаты и сернистой - сульфиты.

Для солей, образованных металлами с переменной валентностью, валентность металла указывают в скобках, как в оксидах или основаниях: так, FeSO4 - сульфат железа (II), Fe2(SO4) - сульфат железа (III). Название кислой соли имеет приставку гидро, указывающую на наличие незамещенных атомов водорода; ес­ли таких незамещенных атомов два или больше, то их число обозначается грече­скими числительными (ди-, три- и т.д.). Так, Na2HPO4 называется гидрофосфатом натрия, a NaH2PO4 - дигидрофосфатом натрия. Аналогично основная соль характеризуется приставкой гидроксо, указывающей на наличие незамещенных гидроксильных групп. Например, AlOHCl2 называется хлоридом гидроксоалюминия, Аl(ОН)2С1 - хлоридом дигидроксоалюминия.


Ниже приведены названия солей некоторых важнейших кислот.

 

 

Название кислоты

Формула



Названия соответствующих солей

нормативных солей

Азотная

 HNO3

Нитраты

Азотистая

 HNO2

Нитриты

Алюминиевая

 H3AlO3

Алюминаты

Борная (ортоборная)

 Н3ВО3

Бораты (ортобораты)

Бромоводород

 НВr

Бромиды

Иодоводород

 HI

Иодиды

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12, 13, 14, 15, 16



© 2003-2013
Рефераты бесплатно, рефераты литература, курсовые работы, реферат, доклады, рефераты медицина, рефераты на тему, сочинения, реферат бесплатно, рефераты авиация, курсовые, рефераты биология, большая бибилиотека рефератов, дипломы, научные работы, рефераты право, рефераты, рефераты скачать, рефераты психология, рефераты математика, рефераты кулинария, рефераты логистика, рефераты анатомия, рефераты маркетинг, рефераты релиния, рефераты социология, рефераты менеджемент.