166178 (Неорганічні сполуки. Основні закони хімії та їх наслідки)

Документ 166178 (Неорганічні сполуки. Основні закони хімії та їх наслідки), который располагается в категории "контрольные работы" в предмете "химия" израздела "Студенческие работы". 166178 (Неорганічні сполуки. Основні закони хімії та їх наслідки) - СтудИзба 2016-07-29 СтудИзба

Описание файла

Документ из архива "Неорганічні сполуки. Основні закони хімії та їх наслідки", который расположен в категории "контрольные работы". Всё это находится в предмете "химия" из раздела "Студенческие работы", которые можно найти в файловом архиве Студент. Не смотря на прямую связь этого архива с Студент, его также можно найти и в других разделах. Архив можно найти в разделе "контрольные работы и аттестации", в предмете "химия" в общих файлах.

Онлайн просмотр документа "166178"

Текст из документа "166178"

МІНІСТЕРСТВО ОХОРОНИ ЗДОРОВ’Я УКРАЇНИ

ЧЕРКАСЬКИЙ МЕДИЧНИЙ КОЛЕДЖ

КОНТРОЛЬНА РОБОТА

З НЕОРГАНІЧНОЇ ХІМІЇ

студентки:

Обіход Тетяни Миколаївни

ІІІ фарм. (вечірнє)

Черкаси 2007

План

1. Класифікація неорганічних сполук

2. Комплексні сполуки, будова молекул. Типи хімічних зв’язків у комплексних сполуках

3. Загальна характеристика неметалів VІІ групи. Хлор. Характеристика елемента. Поширення у природі. Добування. Фізичні і хімічні властивості. Застосування

4. Бор. Характеристика елемента. Поширення у природі. Сполуки бору. Борна кислота: добування, фізичні та хімічні властивості, застосування. Добування, фізичні та хімічні властивості, застосування тетраборату натрію

5. Свинець. Характеристика елемента. Поширення у природі. Фізичні та хімічні властивості. Застосування. Гідроксид свинцю (ІІ), добування, фізичні та хімічні властивості. Солі свинцю (ІІ). Якісні реакції на катіон свинцю (ІІ)

6. Основні закони хімії та їх наслідки

7. Способи вираження концентрації розчинів. Масова частка розчиненої речовини, молярна концентрація еквівалента

8. Бром. Характеристика елемента. Добування, фізичні та хімічні властивості, застосування

9. Загальна характеристика неметалів головної підгрупи ІІІ, ІV груп. Вуглець. Характеристика елемента. Поширення у природі. Алотропні видозміни вуглецю: алмаз, графіт, карбін. Уявлення про адсорбцію. Хімічні властивості вуглецю

10. Оксид заліза (ІІ), його властивості. Гідроксид заліза (ІІ), його властивості. Солі заліза (ІІ), їх відновні властивості. Якісні реакції на катіон заліза (ІІ)

Література


1. Класифікація неорганічних сполук

Хімія займається вивченням перетворень хімічних речовин, тому для неї дуже важливою є класифікація хімічних сполук. Під класифікацією розуміють різноманітних та багаточисельних сполук (число відомих на сьогодні сполук перевищує 3,5 мільйони) у певні групи або класи, які мають схожі властивості.

Природні хімічні речовини зазвичай являють собою складні суміші різних сполук, які піддають розділенню як фізичними, так і хімічними методами. У результаті процесів розділення і очистки отримують індивідуальні хімічні речовини, які характеризуються певними і постійними для кожної індивідуальної сполуки фізичними властивостями.

Індивідуальні хімічні речовини прийнято ділити на дві групи - небагаточисельну групу простих речовин, яких, врахувавши різні алотропні модифікації, налічується близько 500 (сама група ділиться на підгрупи металів і неметалів) і дуже багаточисельну групу складних речовин. Складні речовини ділять на підгрупи неорганічних та органічних речовин, підгрупа неорганічних речовин, у свою чергу, ділиться на оксиди, основи, кислоти та солі.

2. Комплексні сполуки, будова молекул. Типи хімічних зв’язків у комплексних сполуках

До складу координаційних сполук входять комплексні йони (або нейтральні сполуки), які при написанні формул виділяються в квадратні дужки. Наприклад, К4 [Fе (СN) 6], [Аg (NН3) 2] ОН тощо. У водних розчинах такі координаційні сполуки повністю дисоціюють на зовнішню координаційну сферу і внутрішню координаційну сферу або власне комплекс. Останнє підтверджує, що частинки зовнішньої координаційної сфери зв'язані в координаційній сполуці менш міцно і в процесах розчинення або в реакціях обміну відщеплюються від сполуки, утворюючи самостійні йони.

Таким чином у процесах розчинення, у хімічних реакціях, у структурі кристалу комплекс виступає як самостійна одиниця, яка утворена з реально існуючих простіших частинок і здатна самостійно існувати.

Наприклад, К4 [Fе (СN) 6] є координаційною сполукою, а [Fе (СN) 6] 4- - іон - є комплексом, який утворений з реально існуючих простіших частинок Fе2+ і СN‾.

Склад комплекса:

Центральний атом (Ц. а) або комплексоутворювач - це центральний елемент у внутрішній координаційній сфері, навколо якого координуються (групуються) йони або молекули (у наведених прикладах це ферум (II) - катіон або ферум (2+) - іон і аргентум (1+) - іон);

Ліганди (L) - йони або молекули, які координуються навколо центрального атома у внутрішній координаційній сфері (у цих прикладах - це СN‾ - іони, ціанід-іони, і NH3 - молекули амоніаку);

Число, яке показує кількість лігандів, називається координаційним числом - к. ч. У цих прикладах координаційне число дорівнює 6 і 2. Центральний атом і ліганди утворюють внутрішню координаційну сферу (ВКС) - комплексну сполуку, яка завжди береться в квадратні дужки.

ВКС: [Ре (СК) 6] 4-, ВКС: [Аg (NН3) 2] +.

Заряд комплекса чисельно дорівнює загальному заряду зовнішньої координаційної сфери, але протилежний йому за знаком. Якщо комплексна сполука (внутрішня координаційна сфера) має заряд, відмінний від нуля, тоді є зовнішня координаційна сфера (ЗКС). Останню утворюють йони, які розміщені за внутрішньою координаційною сферою. Так у К4 [Fе (СN) 6] у зовнішній координаційній сфері знаходяться чотири калій (1+) - іони. Отже, сам комплекс має чотири негативних заряди.

У [Аg (NН3) 2] ОН у зовнішній координаційній сфері знаходиться один гідроксид-іон, який має один негативний заряд. Тоді комплекс має один позитивний заряд.

Наприклад, ЗКС: 4К+; ОН‾. Тоді, заряд ВКС в першому випадку дорівнює 4-, у другому - 1+. Запис: z (ВКС) = 4-, z (ВКС) = 1+.

Заряд комплексоутворювача дорівнює алгебраїчній сумі зарядів всіх йонів, які є у внутрішній координаційній сфері.

Центральним атомом може бути метал-катіон (наприклад, Fе2+, Fе3+, Со2+ Си2+, тощо), метал-атом (наприклад, Fе, Со, Nі, Мn тощо), неметал-катіон (наприклад, Sі4+, S6+, Р5+ тощо), неметал-аніон (наприклад, NН4+ - N3-, Н3О+ - О2-), а лігандом - негативно заряджений простий чи складний аніон (наприклад, F-, СІ-, Вr‾, І-, S2O32- тощо) полярна молекула (наприклад, NН3, Н2О тощо), молекули органічних речовин, які легко поляризуються (наприклад, (СН2) 2 (NН2) 2 - етилендіамін -еn тощо) або неполярні молекули органічних речовин.

Здатність центрального атома до комплексоутворення залежить від величини ступеня окиснення, радіуса атома чи йона його, природи лігандів, рН, температури, природи зовнішньої координаційної сфери, природи розчинника.

Відомі к. ч.: 1, 2, 3, 4, б, 6, 7, 8, 9,12. Найчастіше зустрічаються координаційні сполуки з к. ч.2, 4 і 6, причому часто к. ч. в 2 рази більше числового значення ступеня окиснення центрального атома. Ці числа відповідають найбільш симетричній геометричній конфігурації комплекса (октаедр (к. ч. = 6), тетраедр або квадрат (к. ч. = 4) і лінійна (к. ч. = 2)).

Для пояснення комплексоутворення використовують електростатичні уявлення. Утворення комплекса - це наслідок електростатичної взаємодії між центральним атомом (комплексоутворювачем) і лігандами - йонами або молекулами. Допускається, що частинки, які утворюють комплекс, шари з певним зарядом і радіусом, які не деформуються. Стійкий комплекс утворюється тоді, коли сили притягання до центрального атома комплекса зрівноважують сили відштовхування між лігандами.

Наприклад, аквакомплекси лужних і лужноземельних металів [Nа (ОН2) 6] +, [Са (ОН2) 6] 2+ тощо утворюються за рахунок електростатичного притягання.

Згідно з електростатичними уявленнями в аквакомплексах лужні і лужноземельні метал-іони утримують молекули дигідроген оксиду (Н2О) за рахунок електростатичних сил взаємодії метал-іон - диполь (Н2О). Сила притягання між метал-іон - диполь і сила відштовхування між лігандами (Н20) урівноважують одна одну при певному значенні координаційного числа, що відповідає найбільшій енергії зв'язку комплекса.

Електростатичні уявлення при утворенні комплекса дозволили оцінити стійкість комплексів, передбачити координаційне число і просторове розміщення лігандів. Електростатична теорія наочна, тому нею нині користуються для якісних висновків, наприклад, для пояснення утворення аквакомплексів лужних і лужноземельних металів.

У решти комплексних сполук природа хімічного зв'язку принципово не відрізняється від природи зв'язку у простих сполуках. У внутрішній сфері між центральним атомом і лігандами формуються полярні ковалентні зв'язки за донорно-акцепторним механізмом, а зовнішня координаційна сфера утримується біля комплекса за рахунок електростатичної йон-йонної взаємодії, яка за характером наближається до йонного зв'язку.

Утворення хімічного зв'язку і геометричну будову комплекса пояснюють за допомогою методу валентних зв'язків І методу молекулярних орбіталей, які взаємно доповнюють один одного.

Для передбачення реальної геометричної будови комплексних сполук використовують уявлення про гібридизацію АО центрального атома. Згідно з теорією гібридизації валентні АО центрального атома, які приймають участь в утворенні хімічного зв'язку, у комплексах втрачають свою індивідуальність, тобто не є чистими. Вони гібридизуються і одержують точну направленість у просторі, причому їх взаємна направленість максимально симетрична (для цього числа АО) відносно центра центрального атома комплексної сполуки. При цьому перекриття гібридних АО центрального атома з АО лігандів посилюється, міцність хімічного зв'язку зростає і комплексна сполука одержує оптимальну для неї стійкість.

Залежно від числа гібридних АО центрального атома є кілька типів стереохімічного розміщення осей симетрії гібридних орбіталей. Таке положення гібридних орбіталей призводить до фіксації лігандів у просторі навколо центрального атома, що дозволяє геометрично описати будову всього комплекса.

Отже, геометричну конфігурацію комплексної сполуки визначає тип гібридизації АО. При sр-гібридизації АО к. ч. дорівнює 2 і комплекс має лінійну геометрію; при sр3-гібридизації АО - тетраедричну (к. ч. = 4), dsр2 - квадратну (к. ч. = 4), sр3d2 - або d23 - октаедричну форму (к. ч. = 6).

3. Загальна характеристика неметалів VІІ групи. Хлор. Характеристика елемента. Поширення у природі. Добування. Фізичні і хімічні властивості. Застосування

Елементи VІІ групи періодичної системи ділять на дві підгрупи: головну - підгрупу галогенів, та побічну - підгрупу марганцю. До цієї ж групи відносять і водень, хоча його атом має на зовнішньому, валентному рівні єдиний електрон, і його слід відносити до І групи.

До підгрупи галогенів відносять фтор, хлор, бром, йод і астат. Перші чотири зустрічаються у природі, а останній добуто штучно. Слово галоген означає солетворний.

Всі галогени мають структуру зовнішньої електронної оболонки s2р5. Тому вони легко приймають електрон, утворюючи стійку благородногазову оболонку s2р6. Радіус атома збільшується у ряду фтор - астат. У тому ж порядку зменшується спорідненість атома елемента до електрону.

Галогени - надзвичайно активні елементи. Вони здатні віднімати електрони не лише у атомів, які легко їх віддають, а і у йонів і навіть витісняти інші галогени з їх сполук.

Із усіх галогенів лише фтор не має незаповненого d-рівня. Тому він не може мати більше одного неспареного електрона і виявляє валентність тільки -1. В атомах інших галогенів є незаповнений d-рівень, що дає їм можливість виявляти валентність -1, +1, +3, +5 та +7.

Через високу активність хлор у вільному стані у природі не зустрічається. Широко відомі його природні сполуки - хлориди лужних та лужноземельних металів, серед яких найбільш розповсюдженими є кухонна сіль NaСl, сильвініт - суміш хлоридів натрію і калію, та карналіт КСl∙МgСl2∙6H2O.

У лабораторії хлор отримують дією концентрованої соляної кислоти на різні окислювачі, наприклад діоксид марганцю (при нагріванні, перманганат калію або бертолетову сіль.

У промисловості хлор отримують електролізом розчинів або розплавів хлоридів лужних металів. За умови електролізу розплав лужного металу на катоді виділяється лужний метал, на аноді - хлор.

За звичайних умов хлор - газ жовто-зеленого кольору з різким запахом, отруйний. Хлор у 2,5 рази важчий за повітря.

При 20°С в одному об’ємі води розчиняється близько 2 об’ємів хлору, такий розчин називають хлорною водою. За атмосферного тиску хлор при -34°С переходить у рідкий стан, а при - 101°С у твердий стан. Хлор добре розчинний у багатьох органічних розчинниках, особливо в тетрахлориді вуглецю, з яким не взаємодіє.

На зовнішньому електронному рівні атом хлору має 7 електронів, тому легко приєднує електрон, утворюючи аніон Сl‾.

Завдяки наявності незаповненого d-рівня можуть з’являтись 1, 3, 5 або 7 неспарених електронів, і у кисневмісних сполуках хлор може виявляти валентність +1, +3, +5 та +7.

Без присутності вологи хлор досить інертний, проте навіть за наявності слідів вологи активність хлору різко зростає. Хлор добре взаємодіє з багатьма металами та неметалами, наприклад:

2Fе + 3Сl2 → 2FеСl3

Sі + 2Сl2 → SіСl4

З киснем, вуглецем та азотом хлор безпосередньо не взаємодіє.

Свежие статьи
Популярно сейчас