Ответы к экзамену (1109084), страница 2

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 2)

N₂O₅ имеет неплоское строение.

1. Соединения фосфора, способы получения, химическое поведение, электронное и геометрическое строение молекул.

P: может быть белым (P₄), красным (Р_n), черным. Белый на воздухе самовозгорается. Легко окисляется концентрированной азотной кислотой до ортофосфорной кислоты (азот переходит в NO₂). Получают 2Ca₃(PO₄)₂ + 10C + 6SiO₂ → P₄ + 10CO + 6CaSiO₃.

PH₃: фосфин, аналог аммиака. Термически нестабилен, на воздухе самовозгорается. Может давать соли (фосфоний), которые нестабильны. Восстановитель PH₃ + 3H₂SO₄  H₃PO₂ + 3SO₂+ 3H₂O; PH₃ + 8HNO­₃  H₃PO₄ + 8NO₂ + 4H₂O; PH₃ + I₂ + 2H₂O  H₃PO₂ + 4HI.

H₃PO₂: фосфорноватистая кислота. Соли называются гипофосфитами. рК_а1=1,2. При термическом воздействии переходит в фосфористую кислоту с выделением фосфина. Получение 2Р₄(белый) + 3Ва(ОН)₂ + 6H₂O → 2PH₃ + 3Ва(Н₂PO₂)₂ затем Ва(Н₂PO₂)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2H₃PO₂. Восстановитель Ni²⁺ + 2H₂PO₂^– + 2H₂O → Ni⁰ + 2H₂PO₃^– + Н₂ + 2H⁺

H₃PO₃: фосфористая кислота. Соли – фосфиты. рК_а1=1,8; рК_а2=6,2. При термическом воздействии переходит в ортофосфорную кислоту, выделяя фосфин. Получение P₄O₆ + 3 H₂O → 2 H₃PO₃; PCl₃ + 3 H₂O → H₃PO₃ + 3 HCl; K₂HPO₃ + 2 HCl → 2 KCl + H₃PO₃. Восстановитель 2AgNO₃ + H₃PO₃ + 2H₂O → 2Ag + H₃PO₄ + 2НNO₃. Образуются эфиры из PCl₃ и спиртов.

H₃PO₄: ортофосфорная кислота. рК_а1=2,15; рК_а2=7,1; рК_а3= 12,4. Качественная реакция (ярко-желтый осадок) H₃PO₄ + 12(NH₄)₂MoO₄ + 2HNO₃ = (NH₄)₃PMo₁₂O₄₀·6H₂O + 21NH₄NO₃ + 6Н₂О. С нитратом серебра так же получается желтый осадок.

H₄PO₇: пирофосфорная кислота. рК_а1=0,85; рК_а2=1,95; рК_а3=6,68; рК_а4=9,39. Получается из ортофосфорной кислоты при нагревании (240˚С). Пирофосфат тетрасеребра белый.

(HPO₃)_n: метафосфорная кислота. Получается из оксида при воздействии холодной водой в недостатке, либо из ортофосфорной кислоты при нагревании. Не дает осадка с ионами бария. Выглядит как циклы или цепочки.

Все положительные степени окисления фосфора – восстановители!!! (за исключением +5 – просто некуда окисляться)))

1. Соединения олова и кремния, способы получения, химическое поведение, электронное и геометрическое строение молекул.

Si: алмазоподобный (КЧ=4), полупроводник. Окисляется щелочами и азотной+плавиковой. Si + 4HNO₃ + 6HF=H₂SiF₆+ 4NO₂ + 4H₂O; Si+2KOH+H₂O=K₂SiO₃+2H₂↑. С водородом напрямую не реагирует. Получение из песка прокаливанием с магнием либо углем.

Sn: бывает серым (алмазоподобное строение, КЧ=4, полупроводник) и белым (тетрагональное строение, КЧ=6, металл). Получают из минералов (обычно содержит оксид, руду предварительно очищают) взаимодействием с углем. Также легко окисляется 3Sn + 8HNO₃ = 3Sn(NO₃)₂ +2NO + 4H₂O, Sn + 2KOH + 4H₂O = K₂[Sn(OH)₆] + 2H₂. Прямым путем с водородом не взаимодействует.

SiH₄ и SnH₄: ∆G образования>0. Получаются Mg₂X + 4HCl = XH₄ + 2MgCl₂; XCl₄ + LiAlH₄ = XH₄ + LiCl + AlCl₃. Неустойчивы SiH₄ + 2NaOH + Н₂О → Na₂SiO₃ + 4Н₂; SiH₄ + 2O₂ → SiO₂ + 2H₂O (самовозгорается). Оба соединения – тетраэдры. Также существуют соединения аналогичные углеводородам (но не много)

Кислоты (4). Очень слабые, вытесняются даже угольной, не реагируют с аммиаком, с основаниями переходных металлов.

Галогениды (4). Получаются прямым взаимодействием, либо в присутствии углерода. Легко гидролизуются. Хлорид олова образует комплекс с хлороводородом, а кремний нет. Фторид кремний – газ, олова – твердое вещество (КЧ=6), хлориды – жидкие, бромид кремния – жидкий, олова – твердый, йодиды твердые. Галогениды олова являются кислотами (по Пирсону), образуют комплексы с Hal^-.

Оксиды (2). XO₂ + X = 2XiO (нагрев). Sn(OH)₂ = SnO + H₂O (атмосфера азота). Оксид олова имеет две формы: синюю и красную. Реагирует с кислотами с образованием солей. Растворяется в концентрированных щелочах NaOH + SnO = Na₂SnO₂ (400˚C). Диспропорционирует, окисляется на воздухе при нагревании (220˚С), восстанавливается водородом до металлического олова. Оксид кремния реагирует при 800˚С с хлором, образуя тетрахлорид кремния.

1. Соединения элементов IIIа группы, способы получения, химическое поведение, электронное и геометрическое строение молекул.

Соединения этой группы являются электронодефецитными и, как следствие, являются кислотами Льюиса. Бор (в возбужденном состоянии), очень похож по свойствам на кремний.

Простые вещества.

Бор. Получение из оксидов магниетермией, из бромида – с водородом. Восстановитель (восстанавливает кремний и фосфор из их оксидов). Напрямую с водородом не взаимодействует.

Алюминий. Получение электролизом раствора оксида в расплаве криолита (Na₃AlF₆). Реагирует с кислородом, с галогенами, с неметаллами, с водой, с кислотами, НО на воздухе инертен ко многому, поскольку пассивируется кислородом. Восстанавливает металлы из их оксидов.

Соединения алюминия являются кислотами Льюиса. Если один оиз заместителей галоген, то можно провести реакцию Вюрца (с калием, образуется связь Al-Al). В отличие от бора, если все заместители – метилы, образует димер, не существует мономера.

Бориды: изолированные атомы В; слои В (AlB₂); трехмерные сетки (октаэдр, икосаэдр).

Бораны. Получение 4BF₃ + 3Na₃BH₄ = 2B₂H₆ + 3NaBF₄; NaBF₄ + H₂SO₄ = B₂H₆ + H₂ + Na₂SO₄; 4BF₃ + 3LiAlH₄ = 2B₂H₆ + 3LiAlF₄. Свойства B₂H₆ + O₂ = 2B(OH)₃ (самовоспламенение); B₂H₆ + 6H₂O = 2B(OH)₃ + 6H₂; B₂H₆ + 2NaH = 2NaBH₄; 3B₂H₆ + 6NH₃ = 2B₃H₆N₃ + 12H₂; B₂H₆ (100˚C) B₄H₁₀ + H₂.

Классификация: клозо («закрытые»); нидо («гнезда»); арахно («пауки»).

Карбораны – соединения углерода (1-6 атомов, обычно 1-2) и бора (3-10 атомов). Имеют форму полиэдров.

Галогениды. Являются кислотами Льюиса. Все, кроме фторидов, гидролизуются. Характерна реакция BF₃ + AlCl₃ = AlF₃ + BCl₃; BCl₃ = B₂Cl₄ + Cl₂ (электрический разряд). Получение: синтез из простых веществ (кроме йода), из оксида, галогена и углерода; B₂O₃ + CaF₂ + H₂SO₄ = BF₃ + CaSO₄ + H₂O; NaBH₄ + 4I₂ = BI₃ + NaI + 4HI.

Кислородные соединения бора.

Оксид – стекло (похож на кремний). Получают сгоранием бора, либо обезвоживанием борной кислоты. B₂O₃ + H₂O = B₂O₃*nH₂O; B₂O₃ + Me = Me(BO_x)_n

Ортоборная кислота B(OH)₃: просто кислота, образует эфиры со спиртами. Эфиры горят зеленым пламенем.

Метаборная кислота (HBO₂)_n: циклы (трехчленные), цепочки.

Бораты: бура Na₂B₄O₇*10H₂O и KB₅O₈*7H₂O (из раствора), метабораты и ортобораты (из расплава).

Соединения B и N: изоэлектронны углеродным, не горят (в алмазо- и графитоподобном виде). NH₃-BH₃ – твердое вещество. B₂O₃ + 2NH₃ =(1200˚C) 2BN + 3H₂O. Ну и боразол (хлорируется он по бору).

1. Соединения элементов Iа группы, способы получения, химическое поведение, электронное строение и структура в различных фазах.

Простые вещества – металлы. Чрезвычайно активны, сверху вниз активность возрастает. Получают их электролизом расплавов (по крайней мере, до калия). Реагируют с чем ни попадя (вода, кислород), литий даже с влажным азотом. При горении литий образует нормальный оксид, натрий – пероксид, калий – надпероксид (К₂О) с примесью пероксида.

В соединениях имеют степень окисления +1 (вот удивительно-то?)). По поводу строения в фазах: в твердом виде – кристаллическая решетка, в жидком – либо сольватно-разделенная, либо контактная ионная пара, в газообразном – Я полагаю, что отдельные ионы. Так же в жидком состоянии могут образовываться ионные шубы (вспоминаем физхимию).

Так же натрий (ну еще и литий, калий) образуют электриды. Это когда металлический натрий кидается в жидкий аммиак. При этом натрий отдает электрон и переходит в катион. Для стабилизации (испарения аммиака и сохранения электрида) используют краун-эфиры.

1. Особенности химического поведения электронодефицитных соединений, их связь с электронным строением.

Выступают акцепторами электронов (нарисуйте МО (ну или просто соединение), где есть незаполненные несвяз или связ орбитали, напр SO₃). Так же классический пример – соединения третьей группы, которые являются кислотами Льюиса.

1. Особенности химического поведения орбитальнодефицитных соединений, их связь с электронным строением.

Выступают донорами электронов (нарисуйте МО, где есть заполненные разрыхляющие орбитали, напр аммиак)

1. Строение ионных соединений в твердой фазе и в растворе:

в твердой фазе - кристаллическая решетка (+примеры)

в растворе- либо сольватно-разделенная, либо контактная ионная пара

r_{контакт}< r_крист < r_{сольв-раздел}

1. Соединения с водородными связями.

Водородная связь - вид химического взаимодействия атомов в молекулах, отличающийся тем, что существенное участие в нём принимает атом водорода, уже связанный ковалентной связью с другим атомом (А). Группа А-Н выступает донором протона (акцептором электрона), а другая группа (или атом) В - донором электрона (акцептором протона). Иначе говоря, группа А-Н проявляет функцию кислоты, а группа В - основания. Для обозначения водородной связи употребляют, в отличие от обычной валентной чёрточки, пунктир, т. е. А — Н···В [в предельном случае симметричной водородной связи, например, в бифториде калия, K + (F···Н···F)-, различие двух связей исчезает].

К образованию водородной связи способны группы А-Н, где А - атомы О, N, F, Cl, Вr и в меньшей мере С и S. В качестве второго, электродонорного центра В могут выступать те же атомы О, N, S разнообразных функциональных групп, анионы F-, С1- и др., в меньшей мере ароматические кольца и кратные связи. Если А-Н и В принадлежат отдельным молекулам, то водородную связь называют межмолекулярной, а если они находятся в разных частях одной молекулы, — внутримолекулярной.

От общих для всех веществ ван-дер-ваальсовых сил взаимного притяжения молекул водородная связь отличается направленностью и насыщаемостью, т. е. качествами обычных (валентных) химических связей. Водородная связь не сводится к электростатическому притяжению полярных групп А-Н и В, а рассматривается как донорно-акцепторная химическая связь. По своим энергиям, обычно 8-40 кДж/моль, водородная связь занимает промежуточное положение между ван-дер-ваальсовыми взаимодействиями (доли ккал/моль) и типичными химическими связями (десятки ккал/моль) (1 ккал = 4,19 кДж).

Характеристики

Список файлов ответов (шпаргалок)