Физико-химические свойства Водорода. 2 страница

36. Водородные соединения галогенов.Хим связь в молекулах галогеноводородов-полярн ковалентная:общ электронная пара смещена к атому галогена как более электроотрицательному. Галогеноводороды-бесцветные газы с резким запахом,хорошо растворимы в воде.На воздухе концентрир растворы галогеноводородов дымят вследствие выделения галогеноводородов с водяными парами воздуха,туман состоящ из мелких капелек соответствующ кислот.

37. Кислоты. Кислота – это сложное вещество, в молекуле которого имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток. Практически все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворимы в воде. Растворы кислот в воде изменяют окраску специальных веществ – индикаторов. По окраске индикаторов определяют присутствие кислоты. Индикатор лакмус окрашивается растворами кислот в красный цвет, индикатор метиловый оранжевый – тоже в красный цвет. Свойства кислот определяются тем, что они способны заменять в своих молекулах атомы водорода на атомы металлов.например: H2SO4+ Mg= MgSO4+ H2; H2SO4+ MgO= MgSO4+ H2O

38. Ковалентная связь.Это химическая связь между двумя атомами, возникающая при обобществлении электронов, принадлежавших этим атомам. Ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых газов. Связь, при которой имеется одна общая пара электронов, называется одинарной; существуют также двойные и тройные связи.

Некое вещество состоит из атомов алюминия (Al) и атомов хлора (Cl). У алюминия (Al) имеется 3 электрона на внешней оболочке; таким образом, он может образовать 3 ковалентные химические связи, в то время хлор (Cl), как и в предыдущем случае, может образовать только 1 связь. Это вещество представлено как AlCl3. Cl - Al - Cl

|

Cl По механизму образования ковалентной связи, оба связующих электрона (по одному от каждого атома) поступают на внешние оболочки связываемых атомов.

39. Кислородо-содержащие кислоты Хлора, соли кислот. Они малостойки. Все они являются окислителями. С увеличением положительной валентности хлора устойчивость кислот возрастает, а окислительные свойства их ослабевают. Так, первые три кислоты существуют только в водных растворах, а хлорная кислота известна и в свободном виде.

Все кислородсодержащие кислоты хлора неустойчивы и, за исключением хлорной, известны только в растворе. Водные растворы этих кислот являются довольно устойчивыми и изучены достаточно полно. Оказалось, что хлорноватистая кислота НСЮ является очень слабой кислотой (слабее даже угольной), HCIO2 - более сильная, НС1О3 - очень сильная кислота. Соли всех кислородсодержащ кислот хлора более устойчивы, чем сами кислоты Они являются не столь сильными окислителями.

40. Координационная теория Вернера. Теория координационных соединений, предложенная А. Вернером в 1893 году, до сих пор является основной теорией координационных соединений. положения: 1. Большинство элементов проявляет два типа валентности – главную и побочную.2. Атом элемента стремится насытить не только главные, но и побочные валентности.3. Побочные валентности атома строго фиксированы в пространстве и определяют геометрию комплекса и его различные св-ва. В современной химии синонимом главной валентности является степень окисления элемента (обозначим ее сплошной линией), а побочная валентность определяется как координационное число, то есть количество атомов непосредственно связанных с металлом при насыщении его побочной валентности (обозначим ее пунктиром).

41. Теория электролитической диссоциации. В 1887г. Шведский ученый Аррениус показал, что раств. вещ-ва, которые называется электролитами, распадаются на составные части (катионы и анионы).но не установлено почему протекает этот процесс. Ответили Каблуков и Кистяков. Показали, что процесс диссоциации протекает под влиянием молекулы воды, в результ чего образуются соединения, называемые гидратами или сольватами, если растворитель не вода. Основные положения теории электролитической диссоциации: 1) при растворении солей, кислот и оснований в воде происходит диссоциация этих веществ с образованием электрически заряженных частиц-катионов и анионов. 2)электрическая проводимость водных растворов солей, кислот и оснований пропорциональна общей концентрации ионов в растворе. Процесс электролитической диссоциации удобнее характеризовать константой диссоциации, применив к нему законы хим равновесия. Так, для реакции КА=К+ +А- константа ионизации Ки=[K+][A-]/[KA].ступенчатая диссоциация –подверг. вещ-ва, представляющие собой многоосновные кислоты, многоосновные основания.

1.H3PO4=H++H2PO4- K1 H-O

2.H2PO4=H++HPO42- K2 H-O-P=0

3.HPO42-=H++PO43- K3 H-O

Зависимость характера диссоциации гидроксидов от заряда центрального иона и его радиуса.

42. Степень диссоциации. –это отношение ионизированных молекул к общему числу растворенных молекул.α=(n/n0)100. Где n –число частиц, подвергшихся электролитической диссоциации, n0-число растворенных частиц. В зависимости от α различаются слабые (3%), средние (3-25%), сильные (от 25%). Электролит в силу диссоциации и обр больш числа частиц кипит при более высоких t и замерзают при более низких, чем раствор не электролитов той же концентрации по этому формула закона Рауля и Вагока вводится изотонический коэф(i). J t=ikc. Факторы влияющие на степень электролитической диссоциации:1)от природы растворяемоготв-ва;2) природы растворителя;3)температуры;4)концентрации вещ-ва.

43. Азотная кислота, свойства. (HNO3) –одна из самых сильных кислот. Безводная азотная кислота представляет собой бесцветную летучую жидкость. При хранении и при нагревании частично разлагается: 4HNO3=4NO2+2H2O+O2. Так называемая «дымящая» азотная кислота (красного цвета) представляет собой раствор выделяющегося диоксида азота в концентрированной азот. кислоты. В лаборатории азот. Кислоту получают нагреванием нитрата натрия с серной кислотой: NaNo3+H2SO4=HNO3+NaHSO4. В промышленности азот.кислоту получают из аммиака. Сначала аммиак каталитически окисляют до оксида азота (+2), который далее окисляется до NO2. Затем оксид азота(+4) растворяют в горячей воде и получают азотную кислоту. Азотная кислота является сильным окислителем и окисляет почти все металлы и неметаллы. Из металлов только золото, платина, осмий, иридий, ниобий, тантал и вольфрам устойчивы к действию азотной кислоты. Окислительными свойствами обладают и водные растворы азотной кислоты. Обычно процесс восстановления HNO3 протекает в нескольких параллельных направлениях, и в результате получается смесь различных продуктов восстановления. Главными продуктами восстановления в концентрированных растворах азотной кислоты являются NO и NO2. Более сильным окислителем явл. смесь концентрированной азотной кислоты и соляной кислоты. Она растворяет даже золото и платину. Соли азотной кислоты-нитраты. Большинство из них бесцветны и хорошо растворяются в воде. В кислых водных растворах нитраты являются более слабыми окислителями, чем азотная кислота, а в нейтральной среде вообще не обладают окислительными свойствами. Сильными окислителями они являются в расплавах, когда происходит разложение с выделением кислорода. Оксид азота(+5) при взаимодействии со 100% пероксидом водорода образует пероксоазотную кислоту: N2O5+2H2O2=2HNO4+H2O. Эта кислота нестойкая, легко взрывается, водой полностью гидролизуется.

44. Окислительно-восстановительные реакции. Окислительно-восстановительные реакции- это реакции, проходящие с изменением степеней окисления атомов в молекуле степень окисления –условный заряд атомов в молекуле или кристалле, вычисленный из предположения, что валентные электроны полностью перешли от менее электроотрицательных к более электроотрицательных. При окислении степень окисления увеличивается, при восстановлении –уменьшается. Реальные же заряды атомов в молекуле и кристаллах иные. Они отличаются от степени окисления и называются эффективные. В ходе окислит-восстановит реакции одни атомы или ионы отдают электроны др атомам или ионов их их присоединения. Первые называются восстановителями и процесс называется окислением, вторые –окислители и процесс восстановления. В ходе процесса необходим баланс и ионов и баланс электрона. Существуют 2 метода уравнения окислит-восстановит процессов:1) метод электронного баланса2)метод полуреакции (ионно-электронный)прим:1) 2KMn+7 O4+5K2S+4SO3+3H2SO4=2Mn+2SO4+6K2S+6SO4+3H2O.

Mn+7+5e=Mn+2 –процесс восстановления 2

S+4-2e=S+6—процесс окисления 5

В данном случае и окисл. и восстанол. в-ва разной пророды. Существуют др. реакции: 2)процесс самоокисления, самовосстановления. В этих процессах и окисление и восстановление одной и той же природы. 2H2Mn+6O4=2HMn+7O4+Mn+4O2+3H2O

Mn+6-1e=Mn+7 2

Mn+6+2e=Mn+4 1

3)реакции внутримолекулярного окислении и восстановления: N-3H4N+3O2= N02+2H2O

N-3-3e=N0N+3+3e=N0

45. Свойства Аммиака.это самое важное водородное соединение азота. По своей хим природе он представляет собой нитрит водорода NH3. В хим строении аммиака sp3-гибридные орбитали атома азота образуют 3 Ϭ-связи с тремя атомами водорода, которые занимают 3 вершины чуть искаженного тетраэдра. 4-я вершина тетраэдра занята неподеленной электронной парой азота, что обеспечивает химическую ненасыщенность и реакционоспособность молекул, а также большую величину электрического момента диполя(µ=0,5* 10-29 Кл*м). при обычных условиях аммиак- бесцветный газ с резким запахом. Он токсичен. При охлаждении до -330С аммиак сжижается, а при -780С затвердевает. Вследствии полярности молекул и достаточно высокой диэлектрической проницаемости жидкий аммиак является хорошим неводным растворителем. В жидком аммиаке хорошо растворяются щелочные и щелочно-земельные металлы, сера, фосфор, иод, многие соли и кислоты. Вещ-ва с функциональными полярными группами в жидком аммиаке подвергаются электролитической диссоциации. По растворимости в воде аммиак превосходит любой др газ. Хорошая растворимость аммиака в воде обусловлена возникновением межмолекулярных водородных связей. Возникновение гидроксид-ионов создает щелочную реакцию раствора аммиака в воде. Константа ионизации невелика.в условиях понижения температур из водных растворов аммиака можно выделить кристаллогидраты NH3*H2O, 2NH3*H2O, NH3* 2H2O. Кристаллогидраты состоят из цепей молекул H2O и NH3, сшитых водородными связями в трехмерную сетку, в которых отсутствуют структурные мотивы NH4ОН. Это означает, что так называемый гидроксид аммония NH4ОН не существует как химический индивид, как нет гидроксида оксония ОН3ОН и гидроксида фторония FH2OH. Таким образом,водные растворы аммиака обладают осно’вными свойствами не за счет образования мнимого соединения NH4ОН, а вследствие исключительно выраженной донорной активности атома азота в NH3. равновесие в водном растворе аммиака можно сместить вправо добавлением килоты. При этом в растворе образуются соли аммония. Они получаютсятакже при непосредственном взаимодействии газообразных веществ: NH3+HCL= NH4CL.при обработке солей аммония щелочами выделяется аммиак: 2NH4CL+Са(ОН)2=2NH3+CaCl2+2 H2O.эта может служить простым способом получения аммиака в лаборатории. В промышл.аммиак получают прямым синтезом из компонентов- простых веществ. На воздухе аммиак не горит, но в атмосфере кислорода он окисляется до свободного газа. Аммиак функционирует как восстановитель и в реакциях с другими окислителями. Реже он выстуапает как окислитель.

46. Свойства кислорода. Изестно более 1400 минералов, содержащих кислород. Важнейшие кислородосодержащие минералы- кварц и его модификации, полевые шпаты, слюды, глины, известняки. Огромное кол-во находится как в химически связанном, так и в растворенном состоянии. В свободном состоянии кислород находится в атмосфере. Кислород в воздухе расходуется в процессах горения, гнияния, ржавления, дыхания и непрерывно регенерируется за счет фотосинтеза. кроме того, кислород явл обязательной составной частью организмов животных и растений. В технике его получают фракционированной перегонкой жидкого воздуха и электролизом воды,а в лаборатории- при термическом распаде оксидов, пероксидов, солей оксокислот. Кислород-газ без запаха и цвета.он имеет низкие температуры плавления и кипения. Во всех агрегатных состояниях кислород парамагнитен. Он мало растворим в воде. Наличие 2-х неспаренных электронов делает его молекулу бирадикалом и и объясняет парамагнетизм кислорода. Под действ УФ-излучения легко происходит фотолиз молекул кислорода, поэтому на высоте более 100 км от поверхн земли основной формой существования кислорода явл атомарный. Аллотропной модификацией кислорода является озон О3. По химической активности кислород уступает только фтору. С большинством простых вещ-в он реагирует непосредственно, за исключением галогенов, благородных газов, платины и золота. Максимальная ковалентность его =4. Атом кислорода может находиться в sp-, sp2-и sp3- гибридном сотоянии. Известны оксиды всех неметаллов, за искл оксидов гелия, неона и аргона. Поскольку электроотрицат кислорода и неметаллов относительно невелика, природа хим связи в оксидах неметаллов преимущественно ковалентная. Поэтому в подавляющем большинстве случаев оксиды неметаллов – газы, легколетучие жидкости и легкоплавкие твердые вещ-ва. Оксиды неметаллов в больш случаев являются кислотообразующими оксидами. С повышением степени окисления неметалла в оксидах растет их кислотный характер. С ростом степени окисления металлического элемента возрастает ковалентный вклад в химическую связь.хим строение таких оксидов молекулярное. Для оксидов металлов с преимущественно ионной связью нарушение стехиометрии термодинамически обосновано, так как при этом растет энтропия системы. По отношению к воде могут быть осно’вными или кислотными. Амфотерные оксиды, как правило не взаимодействуют с водой.

47. Соединение железа. Железо по распространенности в природе находится на 4 месте после кислорода, кремния и алюминия. Основными формами рудоносных минералов железа являются оксидные и сульфидные соединении: магнетит Fe3O4, гематит Fe2O3, лимонит Fe2O3*nH2O, пирротин FeS, пирит FeS2. Совместные с железом минералы принадлежат к сульфидно-арсенидному классу. Восстановление оксидных железных руд осуществляется главным образом в доменных печах. очень чистые металлы триады железа получают карбонильным способом. смесь карбонилов подвергается глубокой очисткой. затем карбонилы термически разлагаются с получением порошков особо чистых металлов. Железо представляет собой серебристо-белый металл с сероватым отливом. Для железа характерен полиморфизм. В хим отношении железо относится к металлам средней активности. Наличие примесей сильно снижает его устойчивость к агрессивной атмосфере в присутствии влаги. Это приводит к развитию коррозии. мелкодисперсное железо в кислороде сгорает при нагревании до образования Fe3O4 который является самым устойчивым оксидом железа. Для железа известны галогениды FeF3, FeCl3, FeBr3. Все дигалогениды металлов триады железа являются типичными солеобразующими соединениями с заметным ионным вкладом в хим связь. Тригалогениды железа образуют сложные структуры, причем FeCl3, и FeBr3 имеют ярко выраженный слоистый характер и невысокие температуры плавления. Способность солей

железа к образованию кристаллогидратов свидетельствует о склонности этих элементов к комплексообразованию. Элементы триады железа образуют типичные двойные соли типа шенитов и квасцов. Характерными комплексными соединениями железа явл карбонилы. (Fe(CO)5). Карбонилы железа получают в виде жидкостей при обычном давлении и 20-600С при пропускании потока СО над порошками металлов. Железо образует непрерывные твердые растворы не только между собой, но и другими переходными металлами.

48.Ионное произведение воды. Вода диссоциирует по уравнению H2O ↔ H+ +OH-

Константа ее диссоциации равна: K= [H+][OH-] / [H2O ]

Вода — очень слабый электролит, поэтому концентрация [Н20] остается практически постоянной при диссоциации, а следовательно, остается постоянной и величина Kw= [H+][OH-]

которая называется ионным произведением воды. Ионное произведение воды зависит только от температуры: при 25 °С Kw = 1* 10-14.

В дистил.воде

[Н+] = [ОН-] =√10-14 = 10-7 моль/л.

В кислых растворах [Н+] > 10-7 моль/л, в нейтральных [Н+] =10-7' моль/л. в щелочных [Н+] < 10" моль/л.

49. Водородный показатель. Для описания кислотности раствора используют водородный показатель (рН), который определяется как

pH = -lg [H+]

В кислых растворах рН < 7, в нейтральных рН = 7, в щелочных рН > 7.

Диссоциация кислот и оснований. Одноосновные кислоты диссоциируют в водном растворе по уравнению

HA ↔ H++ A-

где A- — кислотный остаток. Константа диссоциации равна

Ka= [ H+] [A-] / [HA]

где индекс a {acid) обозначает кислотный тип диссоциации.

Для определения рН используют так называемые кислотно-щелочные индикаторы, которые представляют собой слабые органические кислоты и основания, имеющие различную окраску в диссоциированой и молекулярных формах. так, индикатор фенолфталеин представляет собой слабую органическую кислоту, формулу которой в общем виде можно представить как HInd. В водном растворе фенолфталеин диссоциирует по схеме Iind=Н++Ind- причем окраска остается бесцветной, поскольку концентрация окрашенного иона ничтожно мала. При добавлении щелочи равновесие смещается вправо, так как ионы водорода связываются гидроксид-ионами в малодиссоциированые молекулы воды. Поэтому в щелочной среде раствор приобретает малиновую ораску.

50.Осмос, осмотическое давление. Осмос — процесс самопроизвольного переноса растворителя (преимущественно воды) через полупроницаемую перегородку (мембрану), разделяющую два раствора с разной концентрацией. Например, чистую воду и раствор солей. Если мембрана пропускает только воду и не пропускает растворенные вещества, то вода будет проходить через мембрану в направлении к более концентрированному раствору до тех пор, пока не наступит равновесие и не выровняется давление (или концентрация) по обе стороны мембраны. Давление, при котором наступает это равновесие, называется осмотическим давлением раствора.Это давление зависит от природы растворенного вещества и его концентрации. Осмос играет очень важную роль в жизни животных и растительных организмов. Именно осмотическое давление в живых клетках придает растительным и животным тканям прочность и упругость. Давление крови у человека составляет 7,7 атм, а в клетках пустынных растений — более 100 атм. Благодаря осмосу растения могут всасывать воду и растворенные в ней питательные вещества. Чувство жажды у человека также вызвано изменением осмотического давления крови. По отношению к осмотическому давлению крови жидкости подразделяются на три типа: гипотонические, изотонические и гипертонические.

51. Закон Вант-Гоффа закон осмотического давления, определяет давление молекул растворённого вещества на полупроницаемую перепонку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворённого вещества.

Самопроизвольный переход растворителя через полупроницаемую мембрану, разделяющую раствор и растворитель, либо два раствора с различной концентрацией растворенного вещества, называется осмосом. Перегородка пропускает только молекулы растворителя, которые переходят из раствора с меньшей концентрацией в более концентрированный раствор. Концентрированный раствор разбавляется и увеличивается высота его столба. Количественно осмос характеризуют осмотическим давлением, равным силе, приходящейся на единицу площади поверхности и заставляющей молекулы растворителя проникать через полупроницаемую перегородку. Осмотическое давление возрастает с увеличением концентрации растворенного вещества и температуры Вант-Гофф выразил осмотическое давление формулой РV = iRT, где Р означает осмотическое давление вещества, растворенного в жидкости; V – объем; R – газовую постоянную; Т – температуру и i – коэффициент, который для газов часто равен 1, а для растворов, содержащих соли, – больше единицы. Вант-Гофф смог объяснить, почему изменяется значение i, связав этот коэффициент с числом ионов, находящихся в растворе. Проведенные Вант-Гоффом исследования разбавленных растворов явились обоснованием теории электролитической диссоциации С.Аррениуса.

52.Свойства серы Сера - твердое кристаллическое вещество желтого цвета. Она существует в 3-х аллотропных модификациях: ромбической, моноклинной и пластической. Наиболее устойчивой при обычных условиях является ромбическая сера. Моноклинная сера образуется при нагревании ромбической серы выше 96 град.С.

При обычных условиях молекула серы состоит из 8 атомов, замыкающихся в кольцо. В парообразном состоянии молекулы серы в зависимости от температуры могут состоять из 6, 4-х и 2-х атомов.

Сера очень плохо растворяется в воде, но хорошо растворима во многих органических растворителях (спиртах, бензоле, сероуглероде и др.).

При умеренном нагревании сера проявляет свойства активного неметалла. Она интенсивно окисляет металлы с образованием сульфидов.А с металлической ртутью реакция протекает даже при температуре жидкого вохдуха. В свою очередь, сера хорошо окисляется кислородом и галогенами, а также кислотами- окислителями. В горячих растворах щелочей она диспропорционирует. Наиболее часто сера проявляет четные степени окисления:-2,0,+2,+4 и +6.

53. Растворы. Растворы -это однородные системы переменного состава, находящиеся в состоянии хим.равновесия.Бывают: газообразные(воздух), жидкие(раствор спирта в воде, солей в воде),твердые(чугун).

Существуют физическая теория Аррениуса и химическая теория Менделеева.

Согласно физической теории процесс растворяемого вещ-ва в растворителе –это физ. процесс, когда частицы растворяемого вещ-ва и частицы растворителя взаимно перераспределены между собой.

Идеального раствора не существует, но к этому раствору можно приближаться.

Согласно хим. теории Меделеева(гидратной или сольватной) процесс растворения вещ-ва в растворителе-это физико-химический процесс. Частицы растворимого вещ-ва не только физически распределяются, но химически взаимодействуют, образуя в том случае, если растворителем является вода гидраты.

Признаки того, что помимо физического процесса отмечается и химический:

Изменение обьема, тепловые эффекты, изменение окраски раствора,выпадение осадка.

Общие свойства растворов-это такие св-ва, которые зависят от числа растворенных частиц(от концентрации раствора)

1.Упругость пара(давление)-уругость пара читого растворителя больше, чем упругость пара раствора.

Законы Рауля:1.Относительное понижение упругости пара по сравнению с чистым растворителем равно мольной доле растворяемого вещества.

Из этого закона вытекает важное следствие: растворы кипят при температуре более высокой, чем чистый растворитель и замерзают при температурах более низких, чем чистый растворитель.Упругость пара становится равной атмосферному давлению.

2.Повышение температуры кипения раствора пропорцианально моляльной концентрации, понижение температуры замерзания раствора по стравнению с чистым растворителем равно моляльной концентрации.

54. кислородные соединения Углерода.

Или

Углерод образует два оксида – оксид углерода(II) СО и оксид углерода(IV)СО2.

оксид углерода(II) СО-бесцветный, не имеющий запаха газ, малорастворимый в воде. Называют угарным газом. оксид углерода(II) относят к несолеобразующим оксидам, так как, будучи оксидом неметалла, он должен реагировать со щелочами и основными оксидами с образованием соли и воды, однако этого не наблюдается.Сгорает в кислороде образуя углекислый газ. оксид углерода(II) способен отнимать кислород у оксидов металлов,т.е восстанавливать металлы из их оксидов.

оксид углерода(IV)СО2.-углекислый газ-бесцветный не имеющий запаха газ. В полтора раза тяжелее воздуха. Типичный кислотный оксид: взаимодействует с щелочами, с основыми оксидами и водой. Не горит и не поддерживает горение.

55 Угольная кислота, её соли.

56. Метод валентных связей.Основные положения метода валентных связей, базирующиеся на квантово-механической теории строения атома, были разработаны Вальтером Гейтлером и Фритцем Лондоном в 1928 году. В последующем значительный вклад в развитие этого метода внесли Лайнус Полинг и Джон Слейтер. С точки зрения этого метода:

1. В образовании связи участвуют только электроны внешней электронной оболочки атома (валентные электроны).

2. Химическая связь образуется двумя валентными электронами различных атомов с антипараллельными спинами. При этом происходит перекрывание электронных орбиталей и между атомами появляется область с повышенной электронной плотностью, обусловливающая связь между ядрами атомов. Таким образом, в основе МВС лежит образование двухэлектронной, двухцентровой связи.

3. Химическая связь осуществляется в том направлении, в котором обеспечивается наибольшее перекрывание атомных орбиталей.

4. Из нескольких связей данного атома наиболее прочной будет связь, которая получилась в результате наибольшего перекрывания атомных орбиталей.

5. При образовании молекул электронная структура (кроме внешней электронной оболочки) и химическая индивидуальность каждого атома в основном сохраняются.

Известны два механизма образования общих электронных пар: обменный и донорно-акцепторный.

ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ объясняет образование ковалентной химической связи участием в ней двух электронов с антипараллельными спинами (по одному от каждого атома).

ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ предполагает образование ковалентной химической связи за счет неподеленной пары (не участвовавшей ранее в образовании связи) одного из связывающихся атомов и вакантной орбитали другого атома. Например, при сближении молекулы аммиака и иона водорода неподеленная пара электронов атома азота занимает вакантную орбиталь иона водорода. Это приводит к образованию общей электронной пары и, следовательно, к образованию химической связи между ними. Первый атом называют ДОНОРОМ, второй — АКЦЕПТОРОМ. Вещества, в которых есть химические связи донорно-акцепторного происхождения, широко распространены среди неорганических соединений. Большая часть таких соединений относится к так называемым комплексным соединениям.

57. Соединения благородных газов. Долгое время ученые считали, что благородные газы не могут образовывать соединения, потому что в их электронных оболочках, которые содержат валентные электроны, нет места для большего количества электронов. Это означает, что они не могут принять больше электронов, что делает образование химической связи невозможным. Тем не менее, в 1933 году Лайнус Полинг высказал предположение, что тяжёлые благородные газы могут вступать в реакцию с фтором или кислородом, так как они обладают атомами с наиболее высокой электроотрицательностью. Его предположение оказалось правильным, и соединения благородных газов позже были получены.

Виды соединений

1.Соединения включения

Соединения благородных газов, где благородные газы включены в кристаллическую или химическую решетку, без образования химической связи, называют соединениями включения

2. Комплексные соединения

Недавно (2000 г.) было показано, что ксенон может образовывать комплексные соединения с золотом

3. Химические соединения

За последние годы получено несколько сотен химических соединений благородных газов (т.е. имеющих хотя бы одну связь благородный газ - элемент). Преимущественно это соединения ксенона, так как более легкие газы обладают большей инертностью, а радон - значительной радиоактивностью. Для криптона известны чуть более десятка соединений (в основном это комплексы дифторида криптона), для радона известен фторид неизвестного состава.

58. этого вопроса нет, опечатка/ошибка.

59. Окси́ды азо́та — неорганические бинарные соединения азота с кислородом.

N2O- Иногда называется «веселящим газом» из-за производимого им опьяняющего эффекта. При нормальной температуре это бесцветный негорючий газ с приятным сладковатым запахом и привкусом.Закись азота является озоноразрушающим веществом, а также парниковым газом.

Относится к несолеобразующим оксидам, с водой, с растворами щелочей и кислот не взаимодействует. Не воспламеняется, но поддерживает горение

NO-несолеобразующий оксид азота. В нормальных условиях он представляет собой бесцветный газ, плохо растворимый в воде. Сжижается с трудомв жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.

N2O3(III) -азотистый ангидрид- жидкость синего цвета (при н. у.), бесцветный газ (при стандартных условиях), в твёрдом виде — синеватого цвета. Устойчив только при температурах ниже −4 °C. Без примесей NO2 и NO существует только в твёрдом виде.

NO2- газ, красно-бурого цвета, с характерным острым запахом или желтоватая жидкость.

N2O4-тетраоксид диазота-это теоретически бесцветная, но на самом деле всегда окрашенная в желто-коричневый цвет (обусловленный примесью жидкого диоксида азота) летучая жидкость с едким запахом.

N2O5-азотный ангидрид-бесцветные, очень летучие кристаллы. Крайне неустойчив.

60. Номенклатура 1) В названии комплексного соединения первым указывают отрицательно заряженную часть — анион, затем положительную часть — катион.

Дата добавления: 2015-04-24